(PDF) Química General -Petrucci 10ma Edición | Anthony Fabrizio Canepa Jara - Academia.edu
Química General QUÍMICA GENERAL Principios y aplicaciones modernas DÉCIMA EDICIÓN QUIMICA GENERAL Principios y aplicaciones modernas DÉCIMA EDICIÓN Ralph H. Petrucci California State University, San Bernardino F. Geoffrey Herring University o f British Columbio Jeffry D. Madura Duquesne University Carey Bissonnette University o f Waterloo Traducción: Concepción Pando García-Pumarino Nerea Iza Cabo Universidad Complutense de Madrid Revisión Técnica: Juan A . Rodríguez Renuncio Universidad Complutense de Madrid Prentice Hall es un sello editorial de PEARSO N Harlow, England • London • New York • Boston • San Francisco • Toronto • Sydney • Singapore • Hong Kong Tokyo • Seoul • Taipei • New Delhi • Cape Town • Madrid • Mexico City • Amsterdam • Munich • Paris • Milan ________________________________y C b to sd e catalo g ación bibliográfica Ralph H. Petrucci, F. Geoffrey Herring, Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette Química General. Décima edición PEARSON EDUCACIÓN, S. A., Madrid, 2011 ISBN: 978-84-8322-680-3 Materia: 54, Química Formato: 215 X 270 mm Páginas: 1432 Cualquier forma de reproducción, distribución, comunicación pública o transformación de esta obra solo puede ser realizada con la autorización de sus titulares, salvo excepción prevista por la ley. La infracción de los derechos mencionados puede ser constitutiva de delito contra la propiedad intelectual (arts. 270 y sgts. Código penal). Diríjase a CEDRO (Centro Español de Derechos Reprográficos: www.cedro.org), si necesita fbtocopiar o escanear algún fragmento de esta obra. DERECHOS RESERVADOS © 2011, PEARSON EDUCACIÓN, S.A. Ribera del Loira, 28 28042 Madrid (España) ISBN: 978-84-8322-680-3 Authorized translation from the Enflish language edition, entitled GENERAL CHEMISTRY: PRINCIPLES AND MODERN APPLICATIONS, 10* Edition by RALPH PETRUCCI; F. HERRING; JEFFRY MADURA; CAREY BISSONNETTE, published by Pearson Education Canada, Inc, Copyright © 2011 All rights reserved. No part of this book may be reproduced or transmitted in any from or by any means, electronic or mechanical, including photocopying, recording or by any information storage retrieval system, without permission from Pearson Education, Inc. SPANISH language edition published by PEARSON EDUCACION, S.A., Copyright © 2011 Depósito Legal: Equipo editorial: Editor: Miguel Martín-Romo Técnico editorial: Esther Martín Equipo de producción: Director: José A. Clares Técnico: Irene Iriarte Diseño de cubierta:COPIBOOK, S.L. Fotografía cubierta: Foto lía Composición: COPIBOOK, S. L. Impreso pon Nota sobre enlaces a páginas web ajenas: Este libro puede incluir enlaces a sitios web gestionados por terceros y ajenos a PEARSON EDUCACIÓN, S.A. que se incluyen solo con finalidad informativa. 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El libro ha mejorado su presentación y sus contenidos han sido ampliados y actualizados. Nosotros hemos disfrutado con el trabajo de traducción de esta excelente obra y nos hemos esmerado en la nueva versión española. En esta ocasión, hemos tenido la oportunidad de com­ partir comentarios y opiniones sobre el texto con un nutrido grupo de profesores de Química de diversas universidades iberoamericanas, participantes en la XV Olimpiada Iberoamericana de Química, celebrada en México en octubre de 2010. La colaboración y entusiasmo de todos ellos ha sido un verdadero estímulo para seguir trabajando y pro­ moviendo la Química, cuidando, con la ayuda de esta obra, su imagen, su enseñanza, su presentación y su papel imprescindible en la sociedad. Nuestro más sincero agradeci­ miento a los profesores: Dr. Oscar Várela, Profesor Titular Plenario de la Facultad de Ciencias Exactas y Natu­ rales de la Universidad de Buenos Aires (Argentina). Dra. Stella M. Fórmica, Profesora de la Facultad de Ciencias Exactas, Físicas y Natura­ les de Córdoba (Argentina). Dr. Leonardo Guzmán Alegría, Profesor Emérito de Fisicoquímica de la Facultad de Ciencias Puras y Naturales de la Universidad Mayor de San Andrés, La Paz (Bolivia). Dr. José Luis Vila Castro, Profesor del Área de Química Analítica de la Facultad de Ciencias Puras y Naturales de la Universidad Mayor de San Andrés, La Paz (Bolivia). Dr. Juan Vargas Marín, Profesor de la Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación (Chile). Dra. Elia Soto Sanhueza, Profesora de la Universidad Arturo Prat de Santiago (Chile). De Dagoberto Cáceres Rojas, Profesor Honorario de la Universidad Nacional de Colombia. Dr. José Muñoz Castillo, Profesor Honorario de la Universidad Nacional de Colombia. Dr. Randall Syedd León, Profesor de la Cátedra de Fisicoquímica de la Facultad de Ciencias Exactas y Naturales de la Universidad Nacional (Costa Rica) M Se. Heilen Arce Rojas, Profesor de la Universidad de Costa Rica. Ph. D. Cristian Saúl Campos Fernández, Profesor de la Universidad de Costa Rica. Dra. Nilda Delgado Yanes, Profesora Auxiliar de la Universidad Pedagógica de La Habana (Cuba). Dr. Arturo Panameño Castro, Profesor de la Escuela de Química de la Universidad de El Salvador. Dra. María Antonia Dosal Gómez, Profesor Titular de Química Analítica de la Facul­ tad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México. Dr. Ramiro Eugenio Domínguez Danache, Profesor Titular de Fisicoquímica de la Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México. Dr. José Manuel Méndez Stivalet, Profesor Titular de Química Orgánica de la Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México. Dr. José Camacho Gutiérrez, Profesor de la Universidad Simón Bolivar de Venezuela. Dra. Amalia Torrealba Sanoja, Presidenta de la Asociación Venezolana de Olimpiadas de Química (AVOQUIM). Resumen del Contenido 1 Las propiedades de la materia y su medida 1 2 Los átomos y la teoría atómica 34 3 Compuestos químicos 68 4 Las reacciones químicas 111 5 Introducción a las reacciones en disolución acuosa 151 6 Gases 192 7 Termoquímica 241 8 Los electrones en los átomos 294 9 La Tabla Periódica y algunas propiedades atómicas 360 10 Enlace químico I. Conceptos básicos 395 11 Enlace químico II. Aspectos adicionales 449 12 Fuerzas intermoleculares: líquidos y sólidos 498 13 Las disoluciones y sus propiedades físicas 557 14 Cinética química 602 15 Principios del equilibrio químico 665 16 Ácidos y bases 697 17 Otros aspectos de los equilibrios áddo-base 745 18 Solubilidad y equilibrios de iones complejos 784 19 Espontaneidad. Entropía y energía Gibbs 819 20 Electroquímica 863 21 Química de los elementos de los grupos principales I: Grupos 1, 2,13 y 14 917 22 Química de los elementos de los grupos principales II: Grupos 18,17, 16,15 e hidrógeno 976 23 Elementos de transición 1031 24 Iones complejos y compuestos de coordinación 1069 25 Química nuclear 1111 26 Estructura de los compuestos orgánicos 1147 27 Reacciones de los compuestos orgánicos 1208 28 Química de los seres vivos 1266 A P ÉN D IC ES A. Operaciones matemáticas A l B. Conceptos físicos básicos A ll C. Unidades SI A15 D. Tablas de datos A17 E. Mapas conceptuales A37 F. Glosario A39 G. Respuestas a las Evaluaciones de conceptos A55 Contenido Sobre los autores xiv Prefacio xv 1 Las propiedades de la materia y su medida 1 1.1 El método científico 2 1.2 Propiedades de la materia 4 13 Clasificación de la materia 5 1.4 Medida de las propiedades de la materia. Unidades SI 8 1.5 La densidad y la composición porcentual y su utilización en la resolución de problem as 13 1.6 La incertidum bre en las m edidas científicas 18 1.7 Cifras significativas 19 Resumen 23 Ejemplo de recapitulación 24 Ejercicios 26 Ejercicios avanzados y de recapitulación 29 Problemas de seminario 31 Ejercicios de autoevaluación 32 2 Los átomos y la teoría atómica 34 2.1 Los prim eros descubrimientos quím icos y la teoría atómica 35 22 Los electrons y otros descubrimientos de la física atómica 38 23 El átomo nuclear 42 2.4 Los elem entos químicos 44 2.5 M asas atóm icas 48 2.6 Introducción a la tabla periódica 51 2.7 El concepto de m ol y la constante de Avogadro 54 2.8 Utilización del concepto de m ol en los cálculos 56 Resumen 59 Ejemplo de recapitulación 59 Ejercicios 6 0 Ejercicios avanzados y de recapitulación 64 Problemas de seminario 65 Ejercicios de autoevaluación 66 3 Compuestos químicos 68 3.1 Tipos de compuestos y sus fórmulas 69 32 El concepto de m ol y los com puestos quím icos 73 33 Composición de los com puestos quím icos 76 3.4 Estados de oxidación: otra herramienta para describir los com puestos quím icos 84 3.5 Nomenclatura de los compuestos orgánicos e inorgánicos 86 3.6 Nombres y fórmulas de los compuestos inorgánicos 87 3.7 Nombres y fórmulas de los com puestos orgánicos 94 Resumen 100 Ejemplo de recapitulación 101 Ejercicios 103 Ejercicios avanzados y de recapitulación 107 Problemas de seminario 108 Ejercicios de autoevaluación 110 4 Las reacciones químicas 111 4.1 Las reacciones químicas y la ecuación química 112 42 La ecuación química y la estequiometría 116 43 Las reacciones químicas en disolución 123 4.4 Determinación del reactivo limitante 129 4.5 Otros aspectos prácticos de la estequiometría de la reacción Resumen 138 Ejemplo de recapitulación 139 Ejercicios 140 Ejercicios avanzados y de recapitulación 148 Problemas de seminario 148 Ejercicios de autoevaluación 149 IX X Contenido 5 Introducción a las reacciones en disolución acuosa 151 5.1 Naturaleza de las disoluciones acuosas 152 52. Reacciones de precipitación 156 53 Reacciones ácido-base 160 5.4 Principios generales de la oxidadón-reducdón 165 5.5 Ajuste de reacciones de oxidación-reducción 170 5.6 Agentes oxidantes y reductores 175 5.7 Estequiometría de las reacciones en disolución acuosa y valoraciones 177 Resumen 181 Ejemplo de recapitulación 182 Ejercicios 183 Ejercicios avanzados y de recapitulación 187 Problemas de seminario 189 Ejercicios de autoevaluación 191 6 Gases 192 6.1 Propiedades de los gases: presión del gas 193 6.2 Las leyes elem entales de los gases 198 63 Combinación de las leyes de los gases: ecuación del gas ideal y ecuación general de los gases 204 6.4 Aplicaciones de la ecuación del gas ideal 207 6.5 Los gases en las reacciones químicas 210 6.6 Mezclas de gases 212 6.7 Teoría dnetico-m olecular de los gases 216 6.8 Propiedades de los gases en la teoría dnetico-m olecular 223 6.9 Gases no ideales (reales) 226 Resumen 229 Ejemplo de recapitulación 230 Ejercicios 231 Ejercicios avanzados y de recapitulación 236 Problemas de seminario 238 Ejercicios de autoevaluación 240 7 Termoquímica 241 7.1 Térm inos básicos en termoquímica 242 7.2 Calor 244 73 Calores de reacdón y calorimetría 248 7.4 Trabajo 252 7.5 El prim er prindpio de la termodinámica 255 7.6 Calores de reacdón: AU y AH 259 7.7 Determ inadón indirecta de AH : ley de H ess 266 7.8 Entalpias de form ación estándar 268 7.9 Los combustibles com o fuentes de energía 275 Resumen 281 Ejemplo de recapitulación 282 Ejercicios 283 Ejercicios avanzados y de recapitulación 289 Problemas de seminario 291 Ejercicios de autoevaluación 292 8 Los electrones en los átomos 294 8.1 Radiadón electromagnética 295 8.2 Espectros atóm icos 300 83 Teoría cuántica 302 8.4 El átomo d e Bohr 307 8.5 Dos ideas que condujeron a la mecánica cuántica 313 8.6 Mecánica ondulatoria 317 8.7 N úm eros cuánticos y orbitales de los electrones 324 8.8 Interpretadón y representadón de los orbitales del átomo de hidrógeno 327 8.9 Espín del electrón. Un cuarto núm ero cuántico 333 8.10 Átomos multielectrónicos 336 Contenido XI 8.11 Configuraciones electrónicas 339 8.12 Configuraciones electrónicas y la tabla periódica 344 Resumen 348 Ejemplo de recapitulación 349 Ejercicios 351 Ejercicios avanzados y de recapitulación 357 Problemas de seminario 358 Ejercicios de autoevaluación 359 9 La Tabla Periódica y algunas propiedades atómicas 360 9.1 Clasificación de los elementos. La ley periódica y la tabla periódica 361 9 2. M etales, no m etales y sus iones 364 93 El tamaño d e los átomos y los iones 367 9.4 Energía de ionización 374 9.5 Afinidad electrónica 378 9.6 Propiedades m agnéticas 379 9.7 Propiedades periódicas de los elem entos 381 Resumen 386 Ejemplo de recapitulación 386 Ejercicios 389 Ejercicios avanzados y de recapitulación 391 Problemas de seminario 392 Ejercicios de autoevaluación 393 10 Enlace químico I. Conceptos básicos 395 10.1 Visión general de la teoría de Lewis 3 % 10.2 Introducción al enlace covalente 399 103 Enlaces covalentes polares y m apas de potencial electrostático 402 10.4 Escritura de las estructuras de Lewis 408 10.5 Resonancia 416 10.6 Excepciones a la regla del octeto 418 10.7 La forma d e las m oléculas 421 10.8 Orden de enlace y longitud de enlace 433 10.9 Energías de enlace 434 Resumen 438 Ejemplo de recapitulación 43 9 Ejercicios 440 Ejercicios avanzados y de recapitulación 446 Problemas de seminario 447 Ejercicios de autoevaluación 448 11 Enlace químico II. Aspectos adicionales 449 11.1 Objetivo de una teoría de enlace 450 11.2 Introducción al método de enlace de valencia 451 113 Hibridación de orbitales atómicos 453 11.4 Enlaces covalentes m últiples 461 11.5 Teoría de orbitales moleculares 465 11.6 Electrones deslocalizados. El enlace en la molécula de benceno 474 11.7 El enlace en los m etales 480 11.8 Algunos temas sin resolver: ¿Pueden ayudar las representaciones de densidad de carga? 484 Resumen 489 Ejemplo de recapitulación 489 Ejercicios 491 Ejercicios avanzados y de recapitulación 49 4 Problemas de seminario 495 Ejercicios de autoevaluación 497 12 Fuerzas intermoleculares: líquidos y sólidos 498 12.1 Fuerzas intermoleculares 499 12.2 Algunas propiedades de los líquidos 508 123 Algunas propiedades de los sólidos 520 12.4 Diagramas de fases 522 12.5 Sólidos de red covalente y sólidos iónicos 526 X II Contenido 12.6 Estructuras cristalinas 530 12.7 Cambios de energía en la formación de cristales iónicos 542 Resumen 545 Ejemplo de recapitulación 546 Ejercicios 547 Ejercicios avanzados y de recapitulación 552 Problemas de seminario 554 Ejercicios de autoevaluación 556 13 Las disoluciones y sus propiedades físicas 557 13.1 Tipos de disoluciones. Térm inos utilizados 558 13.2 Concentración de una disolución 558 133 Fuerzas intermoleculares y procesos de disolución 562 13.4 Formación de la disolución y equilibrio 567 13.5 Solubilidad de los gases 570 13.6 Presión de vapor de las disoluciones 573 13.7 Presión osmótica 577 13.8 Descenso del punto de congelación y elevación del punto de ebullición de las disoluciones de no electrolitos 581 13.9 Disoluciones de electrolitos 584 13.10 Mezclas coloidales 587 Resumen 590 Ejemplo de recapitulación 591 Ejercicios 592 Ejercicios avanzados y de recapitulación 597 Problemas de seminario 599 Ejercicios de autoevaluación 600 14 Cinética química 602 14.1 La velocidad de una reacción química 603 14.2 Medida de velocidades de reacción 605 143 Dependencia de las velocidades de reacción con la concentración. Ecuación de velocidad 608 14.4 Reacciones de orden cero 611 14.5 Reacciones de prim er orden 612 14.6 Reacciones de segundo orden 619 14.7 Resumen de la cinética de reacción 620 14.8 Modelos teóricos de la cinética química 622 14.9 Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura 626 14.10 M ecanismos de reacción 629 14.11 Catálisis 637 Resumen 642 Ejemplo de recapitulación 643 Ejercicios 645 Ejercicios avanzados y de recapitulación 65 0 Problemas de seminario 652 Ejercicios de autoevaluación 654 15 Principios del equilibrio químico 655 15.1 Equilibrio dinám ico 656 15.2 Expresión de la constante de equilibrio 656 153 Relaciones entre las constantes de equilibrio 663 15.4 Significado del valor numérico de una constante de equilibrio 669 15.5 El cociente de reacdón, Q: predicdón del sentido del cambio neto 670 15.6 Modificación de la condidones de equilibrio. Principio de Le Chátelier 673 15.7 Cálculos de equilibrios. Ejemplos ilustrativos 679 Resumen 686 Ejemplo de recapitulación 686 Ejercicios 688 Ejercicios avanzados y de recapitulación 693 Problemas de seminario 694 Ejercicios de autoevaluación 695 Contenido XIII 16 Ácidos y bases 697 16.1 Breve revisión de la teoría de Arrhenius 698 16.2 Teoría de áddos y bases de Bronsted-Lowry 698 16.3 La autodisodación del agua y la escala de pH 703 16.4 Ácidos fuertes y bases fuertes 706 16.5 Ácidos débiles y bases débiles 708 16.6 Ácidos polipróticos 717 16.7 Los iones com o ácidos y como bases 723 16.8 Estructura molecular y carácter áddo-base 727 16.9 Ácidos y bases de Lew is 732 Resumen 73 6 Ejemplo de recapitulación 736 Ejercicios 73 8 Ejercicios avanzados y de recapitulación 742 Problemas de seminario 743 Ejercicios de autoevaluación 744 17 Otros aspectos de los equilibrios ácido-base 745 17.1 Efecto del ion común en los equilibrios ácido-base 746 17.2 Disoluciones reguladoras 750 17.3 Indicadores ácido-base 759 17.4 Reacciones de neutralización y curvas de valoradón 762 17.5 Disoluciones de sales de áddos polipróticos 770 17.6 Resumen de los cálculos de equilibrios ácido-base 771 Resumen 7 7 3 Ejemplo de recapitulación 77 3 Ejercicios 77 5 Ejercicios avanzados y de recapitulación 779 Problemas de seminario 782 Ejercicios de autoevaluación 783 18 Solubilidad y equilibrios de iones complejos 784 18.1 Constante del producto d e solubilidad, íQp 785 18.2 Reladón entre solubilidad y Ksp 786 18.3 Efecto del ion común en los equilibrios de solubilidad 788 18.4 Lim itadones del concepto de K*p 790 18.5 Criterios para la predpitadón y predpitadón completa 792 18.6 Predpitadón fracdonada 795 18.7 Solubilidad y pH 797 18.8 Equilibrios que im plican iones com plejos 799 18.9 Análisis cualitativo de cationes 805 Resumen 81 0 Ejemplo de recapitulación 810 Ejercicios 812 Ejercicios avanzados y de recapitulación 815 Problemas de seminario 816 Ejercicios de autoevaluación 817 19 Espontaneidad. Entropía y energía Gibbs 819 19.1 Espontaneidad: significado del cambio espontáneo 820 19.2 El concepto d e entropía 821 19.3 Evaluadón de la entropía y cam bios entrópicos 827 19.4 Criterios de espontaneidad. El segundo prindpio de la termodinámica 832 19.5 V ariadón de energía Gibbs estándar, AG° 836 19.6 V ariadón de energía Gibbs y equilibrio 837 19.7 Dependencia de AG° y K de la temperatura 848 19.8 Reacciones acopladas 851 Resumen 852 Ejemplo de recapitulación 853 Ejercicios 85 4 Ejercicios avanzados y de recapitulación 858 Problemas de seminario 860 Ejercicios de autoevaluación 861 X IV Contenido 20 Electroquímica 863 20.1 Potenciales de electrodo y su medida 864 20.2 Potenciales estándar de electrodo 869 203 Ecd, AG y K 874 20.4 Erel en función de las concentraciones 880 20.5 Baterías y pilas: obtención de electricidad por medio de reacciones químicas 888 20.6 Corrosión: celdas voltaicas no deseadas 894 20.7 Electrólisis: producción de reacciones no espontáneas 896 20.8 Procesos industriales de electrólisis 900 Resumen 904 Ejemplo de recapitulación 905 Ejercicios 907 Ejercicios avanzados y de recapitulación 912 Problemas de seminario 914 Ejercicios de autoevaluación 915 21 Elementos de los grupos principales I: Grupos 1, 2, 13 y 14 917 21.1 Tendencias periódicas y densidad de carga 918 21.2 G rupo 1. Metales alcalinos 920 213 G rupo 2. M etales alcalinotérreos 933 21.4 G rupo 13. La familia del boro 941 21.5 G rupo 14. La familia del carbono 951 Resumen 968 Ejemplo de recapitulación 96 9 Ejercicios 970 Ejercicios avanzados y de recapitulación 972 Problemas de seminario 974 Ejercicios de autoevaluación 974 22 Elementos de los grupos principales II: Grupos 18, 17, 16, 15 y el hidrógeno 976 22.1 Tendencias periódicas en el enlace 977 22.2 G rupo 18. Los gases nobles 979 223 G rupo 17. Los halógenos 985 22.4 G rupo 16. La familia del oxígeno 994 22.5 G rupo 15. La familia del nitrógeno 1004 22.6 El hidrógeno: un elem ento excepcional 1017 Resumen 1021 Ejemplo de recapitulación 1022 Ejercicios 1023 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1026 Problemas de seminario 1028 Ejercicios de autoevaluación 1029 23 Elementos de transición 1031 23.1 Propiedades generales 1032 23.2 Principios de metalurgia extractiva 1037 233 Metalurgia del hierro y el acero 1044 23.4 Elementos de la prim era serie de transición: del escandio al m anganeso 1046 23.5 Tríada del hierro: hierro, cobalto y níquel 1052 23.6 G rupo 11: cobre, plata y oro 1054 23.7 G rupo 12: cinc, cadmio y m ercurio 1056 23.8 Lantánidos 1059 23.9 Superconductores a alta temperatura 1059 Resumen 1062 Ejemplo de recapitulación 1062 Ejercicios 1063 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1066 Problemas de seminario 1067 Ejercicios de autoevaluación 1068 Contenido XV 24 Iones complejos y compuestos de coordinación 1069 24.1 Introducción a la teoría de los com puestos de coordinación de W erner 1070 24.2 Ligandos 1072 243 Nomenclatura 1075 24.4 Isomería 1076 24.5 El enlace en los iones complejos. Teoría de campo cristalino 1083 24.6 Propiedades magnéticas de los compuestos de coordinación y teoría del campo cristalino 1088 24.7 El color y los colores de los complejos 1090 24.8 Algunos aspectos de los equilibrios de los iones complejos 1093 24.9 Reacciones áddo-base de los iones com plejos 1095 24.10 Consideradones cinéticas 10% 24.11 Aplica dones de la química de coordinación 1097 Resumen 1102 Ejemplo de recapitulación 1103 Ejercicios 1104 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1106 Problemas de seminario 1108 Ejercicios de autoevaluación 1109 25 Química nuclear 1111 25.1 La radiactividad 1112 25.2 Estado natural de los isótopos radiactivos 1115 253 Reacdones nucleares y radiactividad inducida artificialm ente 1117 25.4 Elementos transuránidos 1118 25.5 V eloddad d e desintegradón radiactiva 1119 25.6 Energías implicadas en las reacdones nucleares 1125 25.7 Estabilidad nudear 1128 25.8 Fisión nudear 1130 25.9 Fusión nuclear 1133 25.10 Efecto de la radiadón sobre la materia 1134 25.11 A plicadones de los radiosótopos 1137 Resumen 1139 Ejemplo de recapitulación 1140 Ejercicios 1141 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1144 Problemas de seminario 1145 Ejercicios de autoevaluación 1146 26 Estructura de los compuestos orgánicos 1147 26.1 Introducción a los compuestos orgánicos y sus estructuras 1148 26.2 Alcanos 1155 263 Cidoalcanos 1161 26.4 Estereoisomería de los com puestos orgánicos 1168 26.5 Alquenos y alquinos 1175 26.6 Hidrocarburos aromáticos 1179 26.7 Grupos funcionales en los compuestos orgánicos 1181 26.8 De la fórmula m olecular a la estructura m olecular 1192 Resumen 1195 Ejemplo de recapitulación 1197 Ejercicios 1198 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1204 Problemas de seminario 1205 Ejercicios de autoevaluación 1207 27 Reacdones de los compuestos orgánicos 1208 27.1 Introducción a las reacciones orgánicas 1209 272 Introducción a las reacciones de sustitudón nudeofílica 1211 273 Introducción a las reacciones de elim inadón 1225 27.4 Reacdones de los alcoholes 1234 27.5 Introducción a las reacciones de adidón: reacdones de los alquenos 1239 27.6 Sustitudón electrófila aromática 1244 XVI Contenido 27.7 Reacciones de los alcanos 1248 27.8 Polím eros y reacciones de polimerización 1250 27.9 Síntesis de compuestos orgánicos 1254 Resumen 1256 Ejemplo de recapitulación 1257 Ejercicios 1259 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1263 Problema de seminario 1264 Ejercicios de autoevaluación 1265 28 Química de los seres vivos 1266 28.1 Estructura química de la m ateria viva. Una visión panorámica 1267 28.2 Lípidos 1268 283 Hidratos de carbono 1271 28.4 Proteínas 1279 28.5 Aspectos del metabolismo 1286 28.6 Ácidos nucleicos 1292 Resumen 1295 Ejemplo de recapitulación 1296 Ejercicios 1297 Ejercicios avanzados y de recapitulación 1300 Problemas de seminario 1301 Ejercicios de autoevaluación 1302 APÉN D IC ES A Operaciones matemáticas A1 B Conceptos físicos básicos A 1 1 C Unidades SI A15 D Tablas de datos A17 E Mapas conceptuales A37 F Glosario A39 G Respuestas a las cuestiones de las Evaluaciones de conceptos A55 Créditos de las fotografías PC1 índice 11 Contenido X V II Atención a ... Discusiones sobre Mastering Chemistry™ (www.masteringchemistry.com) 1 Atención a ... El método científico en acción: poliagua 2 Atención a ... Estado natural y abundancias de los elem entos 3 Atención a ... Espectrometría de masas. Determinación de fórm ulas moleculares y estructurales 4 Atención a ... La química industrial 5 Atención a ... El tratamiento de aguas 6 Atención a ... La atmósfera terrestre 7 Atención a ... Grasas, hidratos de carbono y almacenamiento de energía 8 Atención a ... Láseres de helio-neón 9 Atención a ... La ley periódica y el mercurio 10 Atención a ... M oléculas en el espacio. Medida de longitudes de enlace 11 Atención a ... Espectroscopia fotoelectrónica 12 Atención a ... Cristales líquidos 13 Atención a ... Cromatografía 14 Atención a ... Combustión y explosiones 15 Atención a ... El ciclo del nitrógeno y la síntesis de compuestos nitrogenados 16 Atención a ... Lluvia ádda 17 Atención a ... Disoludones reguladoras en la sangre 18 Atención a ... Conchas, dientes y fósiles 19 Atención a ... Reacdones acopladas en sistem as biológicos 20 Atención a ... Potendales de membrana 21 Atención a ... Arseniuro de galio 22 Atención a ... La capa de ozono y su papel medioambiental 23 Atención a ... Puntos cuánticos 24 Atención a ... Los colores de las gemas 25 Atención a ... Elim inadón de residuos radioactivos 26 Atención a ... Resoludón química de enantióm eros 27 Atención a ... Química sostenible y líquidos iónicos 28 Atención a ... Síntesis de proteínas y el código genético Sobre los autores Ralph H. Petrucci Ralph Petrucci se graduó en Química en el Union College, Schenectady, NY, y obtuvo su doctorado en la Universidad de Wisconsin-Madison. Durante diez años se dedicó a la en­ señanza, investigación y fue consultor, dirigiendo los institutos NSF para profesores de dendas de secundaria en la Universidad de Case Western Reserve, Cleveland, OH. En 1964> el Dr Petrucd partidpó en el equipo que planificó el nuevo campus de la Universi­ dad del Estado de California en San Bemardino. Allí, además de ser profesor en la facul­ tad, partidpó como director de la División de Ciendas Naturales y decano de Planifica- dón Académica. El profesor Petrucd, ahora retirado de la enseñanza, es coautor del libro General Chemistry con John W. Hill, Terry W. McCreary y Scott S. Perry. F. G e o f f re y H e rrin g Geoff Herring se graduó y doctoró en Química Física por la Universidad de Londres. Actualmente es profesor emérito en d Departamento de Química en la Universidad de British Columbia en Vancouver. El campo de investigadón del Dr. Herring es la quími­ ca Biofísica en el que ha publicado más de 100 artículos. Redentemente, el Dr. Herring ha realizado estudios para integrar las tecnologías de la inform adón y los métodos interactivos en la enseñanza de la química general, con el fin de mejorar la compren­ sión y el aprendizaje de los estudiantes. El Dr. Herring ha enseñado química en todos los niveles universitarios durante 30 años y ha redbido en dos ocasiones el premio de exce- lenda en la enseñanza denominado Premio Killam. Je ffry D. M a d u ra Jeffry D. Madura es profesor en el Departamento de Química y Bioquímica de la Uni­ versidad Duquesne de Pittsburg, PA. Se graduó en el Thiel College en 1980 y obtuvo su doctorado en Química Física, en la Universidad Purdue en 1985. Tras el doctorado rea­ lizó una estanda postdoctoral en la Universidad de Houston, trabajando con el profesor J. Andrew McCammon en biofísica. La investigadón del Dr. Madura se centra en el campo de la química computadonal y la biofísica. Ha publicado más de 80 artículos en química física. El profesor Madura ha enseñado química durante 20 años en todos los niveles universitarios y ha redbido el Premio Dreyfus (Teacher-scholar Award). Tam­ bién ha sido galardonado por la Bayer School of Natural and Environmental Sdences y ha obtenido el premio Duquesne University Presidential Award for Excellence in Scholarship en 2007. C a r e y B issonnette Carey Bissonnette es profesor (Continuing Lecturer) en el Departamento de Química de la Universidad de Waterloo en Ontario. Se graduó en la Universidad de Waterloo en 1989 y obtuvo su doctorado en la Universidad de Cambridge, Inglaterra, en 1993. Su investiga­ dón se centra en el desarrollo de métodos de modelizadón dinámica de moléculas polia­ tómicas en fase gaseosa. Ha redbido premios docentes como el «Distinguished Teaching Award» de la Universidad de Waterloo en 2005. El Dr. Bissonnette ha impulsado el uso de las tecnologías, tanto en la clase como en el laboratorio, para crear con sus estudian­ tes un dim a interactivo de aprendizaje y exploradón. En los últimos años, ha estado im­ plicado en el desarrollo del curriculum de química universitario y de secundaria y en la ooordinadón de los concursos de química organizados por la universidad para los estu­ diantes de secundaria de todo el mundo. X V III Prefacio «Conozca su audiencia». En esta nueva edición, hemos intentado seguir este consejo im­ portante dirigido a los autores, para responder todavía mejor a las necesidades de los es­ tudiantes que están trabajando intensamente en esta materia. Sabemos que la mayoría de los estudiantes de química general, debido a su carrera, no están interesados en la quími­ ca, sino en otras áreas como la biología, la medicina, la ingeniería, las ciencias del medio ambiente y agrícolas. También somos conscientes de que la química general será el úni­ co curso universitario de química para muchos estudiantes y su única oportunidad de aprender algunas aplicaciones prácticas de la química. Hemos diseñado este texto para todos estos estudiantes. Los estudiantes de este texto probablemente hayan estudiado algo de química, pero aquellos que no lo hayan hecho, y los que lo utilizan como recordatorio, encontrarán que en los primeros capítulos se desarrollan conceptos fundamentales a partir de las ideas más elementales. Los estudiantes que piensan convertirse en químicos profesionales tam­ bién comprobarán que el texto se adapta a sus intereses específicos. El estudiante medio puede necesitar ayuda para identificar y aplicar los principios y para visualizar su significado físico. Las características pedagógicas de este texto es­ tán diseñadas para proporcionar esta ayuda. Al mismo tiempo, esperamos que el tex­ to sirva para aumentar la destreza en la resolución problemas y la capacidad crítica del alumno. De esta manera, hemos intentado conseguir el balance adecuado entre princi­ pios y aplicaciones, razonamientos cuantitativos y cualitativos y entre rigor y simpli­ ficación. A lo largo del texto y en la página web M astering Chemistry (www.masteringche- mistry.com) se muestran ejemplos del mundo real para resaltar la discusión. También se pueden encontrar en numerosas ocasiones, ejemplos relevantes de las ciencias bio­ lógicas, la ingeniería y las ciencias medioambientales. Esto ayuda a mostrar a los es­ tudiantes una química viva y les ayuda a entender su importancia en cada una de las carreras. En la mayor parte de los casos, también les ayuda a profundizar en los con­ ceptos básicos. ORGANIZACIÓN En esta edición, mantenemos la organización fundamental de la novena edición, pero con una cobertura adicional, en profundidad y amplitud en algunas áreas. Después de una breve revisión general de los conceptos básicos en el Capítulo 1, se introduce la teo­ ría atómica, incluyendo la tabla periódica, en el Capítulo 2. La tabla periódica es un ins­ trumento extraordinariamente útil y su presentación al comienzo del texto nos permi­ te utilizarla de modo diferente en los primeros capítulos del texto. En el Capítulo 3 se introducen los compuestos químicos y su estequiometría. Los compuestos orgánicos se incluyen en esta presentación. La introducción de los compuestos orgánicos en los pri­ meros capítulos nos permite utilizar ejemplos orgánicos a lo largo de todo el libro. En los Capítulos 4 y 5 se introducen las reacciones químicas. En el Capítulo 6 se estudian los gases, en parte porque son conocidos por los estudiantes (esto les ayuda a adquirir confianza) pero también porque algunos profesores prefieren tratar pronto esta materia para coordinar mejor los programas de clases y laboratorio. Observe que el Capítulo 6 puede retrasarse fácilmente para unirlo con los otros estados de la materia en el Capí­ tulo 12. En el Capítulo 8 se profundiza más en la mecánica ondulatoria, aunque se hace de forma que se pueda omitir este material a discreción del profesor. Como en ediciones anteriores, hemos resaltado la química del mundo real en los capítulos finales que cu­ bren la química descriptiva (Capítulos 21-24) y hemos tratado de facilitar el adelanto de esta materia a las primeras partes del texto. Además, muchos temas de estos capítulos X IX XX Prefacio pueden tratarse de forma selectiva sin necesidad de estudiar los capítulos completos. El texto termina con sendos capítulos de química orgánica (Capítulos 26-27) muy asimila­ bles y de bioquímica (Capítulo 28). CAMBIOS EN ESTA EDICIÓN En esta edición, hemos hecho hincapié en el aspecto pedagógico y se ha profundizado más en algunas áreas, siempre de acuerdo con las ideas actuales de cómo enseñar me­ jor la química general. Se ha cambiado ligeramente la organización, para mejorar el flu­ jo de información al estudiante. Los párrafos siguientes resumen las mejoras introduci­ das a lo largo del libro. • Procedimiento lógico para la resolución de problemas. Todos los ejemplos se presentan consistentemente con un esquema en tres etapas: planteamiento, resolución y con­ clusiones. Esta presentación, no solo estimula al estudiante a seguir un procedi­ miento lógico para la resolución de problemas, sino que le proporciona una forma de empezar a enfocar un problema que aparentemente parecía imposible. Es el pro­ cedimiento utilizado implícitamente por los que ya saben resolver problemas, pero para los que están empezando, la estructura planteamiento-resoludón-conclusio- nes sirve para recordar a los estudiantes que (1) se analiza la información y se pla­ nea una estrategia, (2) se desarrolla la estrategia y (3) se comprueba o valora la res­ puesta para aseguram os que es razonable. • Ejemplos de recapitulación y Ejercicios al final del capítulo. Los usuarios de las edicio­ nes anteriores han valorado positivamente la calidad de los Ejemplos de recapitu­ lación al final de cada capítulo y la variedad de los Ejercicios al final del capítulo. Hemos añadido dos Ejemplos prácticos (Ejemplo práctico A y Ejemplo práctico B) a cada Ejemplo de recapitulación. En lugar de sustituir ejercicios por otros nuevos, hemos optado por aumentar el número de ejercicios. En la mayoría de los capítulos se han incluido al menos diez ejercicios nuevos, y muchas veces han sido veinte o más los ejercicios nuevos añadidos. • Recomendaciones de la IUPAC. Estamos muy contentos con que nuestro libro sir­ va de referencia a profesores y estudiantes de todo el mundo. Como la comuni­ cación entre científicos, y entre los quím icos en particular, es más fluida si se em ­ plean los mismos térm inos y símbolos, hem os decidido seguir (con muy pocas excepciones) las recomendaciones de la Unión Internacional de Quím ica Pura y Aplicada (IUPAC). Por ejem plo, la tabla periódica que aparece en el texto, es la adoptada por IUPAC. La versión de IUPAC coloca los elem entos lantano (La) y actinio (Ac) en las series de lantánidos y actínidos, y no en el grupo 3. Es inte­ resante comprobar que muchos libros de química usan todavía la versión anti­ gua de la tabla periódica, aunque la correcta colocación del La y Ac data de ¡hace más de 20 años! También hemos hecho los siguientes cambios importantes en los distintos capítulos y apéndices. • En los Capítulos 1 a 6, se han resuelto numerosos problemas tanto paso a paso como usando la secuencia de conversión. Los estudiantes sin estudios anteriores en química pueden verse intimidados por la secuencia de conversión y preferir la resolución paso a paso. Los que solamente necesiten refrescar sus conocimientos preferirán utilizar la secuencia de conversión. Esperamos que se satisfagan las ne­ cesidades de profesores y alumnos incluyendo ambos métodos en los primeros ca­ pítulos. • En el Capítulo 6 (Gases) hemos cambiado la definición de temperatura y presión es­ tándar para adoptar las recomendaciones de IUPAC. Hemos añadido una discusión sobre los volúmenes molares de los gases y la distribución de velocidades molecu­ lares. La discusión sobre la distribución de velocidades moleculares se puede uti­ lizar como introducción de la expresión de Arrhenius de la constante de velocidad en el Capítulo 14 (Cinética química). En el Capítulo 8 (Los electrones en los átomos) hemos introducido la partícula en una caja en una sección nueva, así queda a discreción del instructor, incluirla o ex­ cluirla. La discusión se ha alargado un poco para ilustrar el uso de las funciones de onda para hacer cálculos de probabilidad para un electrón en un determinado estado. En el Capítulo 10 (Enlace químico I. Conceptos básicos) se ha introducido el simbo­ lismo de cuñas y barras para representar estructuras tridimensionales de molécu­ las que después se utilizará a lo largo del texto. También se ha añadido una nueva sección ¿Está preguntándose...? comparando los estados de oxidación y las cargas fórmales. El Capítulo 12 (Fuerzas intermoleculares: líquidos y sólidos) se ha reorganizado de forma que se empieza por las fuerzas intermoleculares. Las propiedades de los lí­ quidos y sólidos se discuten en función de las fuerzas intermoleculares que contri­ buyen a la atracción entre las entidades que forman la sustancia. En el Capítulo 14 (Cinética química) se utiliza la definición recomendada por la IUPAC para la velocidad de reacción que tiene en cuenta los coeficientes este- quiométricos de la ecuación química ajustada. También se ha incluido una nue­ va sección ¿Está preguntándose...? con una interpretación m olecular del avance de la reacción. En el Capítulo 15 (Principios del equilibrio químico) se han ampliado las discusio­ nes sobre relaciones entre actividades, presiones y concentraciones, y también en­ tre K, Kp y Kc. En el Capítulo 16 (Ácidos y bases) se han introducido flechas curvas, como se hace en química orgánica, para resaltar el movimiento del par de electrones en la reac­ ción ácido-base. También se incluye una discusión actualizada de la conexión entre la estructura molecular y la fuerza de los ácidos. En el Capítulo 20 (Electroquímica) se han hecho cambios en la notación, para adap­ tarse a la IUPAC, y lo que es más importante, se introduce el concepto de número de electrones, z, que se usa en lugar de n, en la ecuación de Nemst y en otras ecua­ ciones. Los Capítulos 21 (Elementos de los grupos principales I: Grupos 1, 2 ,1 3 y 14) y 22 (Elementos de los grupos principales II: Grupos 1 8 ,1 7 ,1 6 ,1 5 e hidrógeno) se han actualizado para incluir la discusión de materiales interesantes e importantes, tales como los éteres corona, zeolitas y grafeno. En el Capítulo 21 se introduce el concep­ to de densidad de carga que se utiliza en estos dos capítulos para racionalizar las similitudes y las diferencias de las propiedades de los elementos. Se dedican dos capítulos a la química orgánica. El Capítulo 26 (Estructura de los compuestos orgánicos) se dedica al estudio estructural, conformaciones, prepara­ ción y usos de los compuestos orgánicos. El Capítulo 27 (Reacciones de los com­ puestos orgánicos) se dedica a unos pocos tipos de reacciones importantes y sus mecanismos. Al examinar dichas reacciones, se aplican los conceptos introduci­ dos anteriormente, como fuerza de ácidos o bases, electronegatividad y polariza- bilidad. En el Apéndice D se han añadido los calores molares de las sustancias incluidas en la tabla D.2 (Propiedades termodinámicas de sustancias a 298,15 K). También se in­ cluye una nueva Tabla D.5 de masas y abundancias isotópicas. X X II Prefacio GUÍA PARA LA UTILIZACIÓN DE ESTA EDICIÓN En esta edición se ha hecho el esfuerzo de incorporar características que faciliten la enseñanza y el aprendizaje de la química. Cabecera de Capítulo Cada capítulo empieza con una relación de los apartados Principios del equilibrio principales, lo cual proporciona una visión de conjunto de los contenidos. químico C O N T E N ID O 111 BqiJfario dh*rJco Términos clave 1Ï 2 bfraakkidi i conoarca di aÿjlfario tu W U n m k D it t t a Los Términos clave se escriben en negrita cuando se defi­ d i a f ilb lo 134 SÇr#*adodaWwfarn#T*1c0 nen. Hay un Glosario de términos clave con sus definicio­ £ m oa^ ai ta di «qtdbfto 113 ■ coOrta di nacEfa\ Q nes en el Apéndice F. pad tetti dakattdo dd arrfaofaCo m ModftadAi di laa conjdanm <faa»Jb1 a Mienta <fau amé* 117 C M Jcadi a^Jfcriot I K T * * Lam osa Cuadros resaltados en color S d ot elem entos forman m is d o i n com puesto a n c l o , las masas d a u n elem ento que se com binan con una masa fija d e l s egundo elem ento e s tin e n una relación d e núm eros Las ecuaciones, conceptos y reglas importantes se resaltan enteros s e n o fo s. con un color de fondo para referendarios mejor. Evaluación de conceptos El 13.1 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS Las preguntas de evaluación de conceptos (muchas de ellas En u im o l d e doolución con una fracción mofar de agua d e Q5. ¿cuántas moléculas d e agua habrá? cualitativas) se encuentran distribuidas a lo largo de los ca­ pítulos, para permitir a los estudiantes conocer su grado de asimiladón de los conceptos básicos, antes de seguir ade­ lante. Las soludones a estas preguntas se encuentran en el Apéndice G. EJEMPLO 13-5 (M fa ecita d e la ley d e Hwry Ejemplos acompañados de Ejemplos A O 'C y una rnw rta da Os da l.ll] abn, la i o h lb i ld d ■ m m I M b L da O jpor ftn>. ¿ C « l « l a a » f a n U daá O, m una d uo lu-4a i*u»»a « c ú ta la ruxid o ri O , a t a aaniO do a »u poauín nuanid a i o r» . da prácticos A y B <Uaes«K? A lo largo de todo el texto hay Ejem plos resueltos para la d .O ja O 'C y 1 akn. (2) U U k a fa b y da I k u y a i la b u indic a la « a a n i a M i ilustrar y aplicar los conceptos. En muchos casos incluyen MCindÓB Ckttaniaa l a n U U d a lO ,a 0 * C cunado P * - 1 atn. dibujos o fotografías para ayudar a visualizar su conteni­ do. Todos siguen un esquema de trabajo: Planteamiento- at>landa d -------------- ------------2.18 X 10 M Oj o^-ui i la rrnii t i m da la by da H m rj 1 Ujiaotanón R esolución y Conclusiones para animar a los estudian­ . ___C 2.18 X m M O] “ p .." l.a i «m tes a adoptar un procedimiento lógico en la resoludón de 2.18 x l i r ’ M O l C - t x P p , --------- m i . t , ------ x O J W a i » - < 5 7 x H T *M O j problemas. Cada Ejemplo resuelto se acompaña de dos Ejem plos a qua lutit i 1 a > k ta ip a o a n a a unadu(4ucu)a a ü a qua J a l * a a a m á á a m ur bq a j rtMr» la lay da Hm r j. prácticos, el primero, Ejem plo práctico A pone en prácti­ B JC W tO MtÁ CXtCO A: U M ca * a d a to A d H -n p * U S y n i i i « m ii n u fa M O, a t e . una d f c fa d d . ca lo desarrollado en el Ejemplo con un problema muy si­ m a a 0 *C «Wii— lii <fim S^U m g da O jp o r 11XUJ mL da dw farW c IJU V tO M A C T IC O ft; 6» wa i a w d d a d M b tia a r ia a t t a tft» la a o lib ld a i da* a p a d á d o d a m feoao M *C milar. El segundo, Ejemplo práctico B suele llevar al estu­ ftm o t a a i una n u U u t a 0,1)103 M da COT diante un paso más adelante que el problema del Ejemplo, y suele ser similar en dificultad a los problemas del final del capítulo. Las respuestas a todos los Ejemplos prácti­ cos se dan en la página web del M astering Chemistry™ (ww w.masteringchemistr y. com). < La disminución de la presión de Notas al margen vapor, de acuerdo con la ley de Raoult para disoluciones ideales, es Las Notas al margen ayudan a clarificar conceptos. también una propiedad coligativa. Prefacio X X III Notas al margen, «Recuerde» RECUERDE h p x ü t e A i t e doe Estas notas le ayudarán a recordar las ideas introducidas o a n r« an átaqaOfcrtokjado-rap»<* anteriormente en el texto, que son importantes para com­ til q u i 4 Vifur o . tfifc rico <)ti> d al úMipúnanki prender lo que se está discutiendo en ese momento. A veces, nk vowaacotnfMHutnít \ o W t m al <S>p r a it a A ) también previenen a los alumnos sobre errores frecuentes. m b afe o p * * > A> «bdbiÚ M ¿Está preguntándose...? 1 3 .1 ¿ E S T Á P R E G U N T Á N D O S E ...? Los recuadros ¿Está preguntándose...? Plantean y respon­ ¿Qué d ase d e fuerzas intermdecuiares existen en una mezcla den las preguntas que se suelen hacer los estudiantes. Algu­ de disulfuro d e carbono y acetona? nas tratan de evitar frecuentes errores, otras proporcionan B d¡sulfuro de carbono « una molécula no polar.de forma que en la sustancia pura laa únka» fuerzas inteimolecu la res son las débiles fuerzas de dispersión; el dbulfuro de car­ analogías o explicaciones alternativas y otras ponen de ma­ bono es un liquido volátil. La acetona es una molécula polar y en la sustancia pura las fuerzas dipolo-dipolo son fuertes. La acetona es algo menos volátil que el disulfuro de nifiesto aparentes inconsistencias. Estos recuadros pueden carbono. En una disolución de acetona en disulfuio de carbono, los dipobs de las molé­ ser utilizados u omitidos a discreción del instructor. culas de acetona polarizan las moléculas de disulfuro de carbono,dando lugar a interac­ ciones dpolo-dipc^o Inducido. Atención a ... C H E M IS T R Y w v r v r j n a a t e r i n g c h e n iU t r y x o n i Al final de cada capítulo se hace referencia a una discusión ¿Cu J aa «I «traían lo m ia abundante? Loa dm p U pregunta p « K f q u * n o t im i una m p u n t i M n d la . llamada A tención a ... que se encuentra en la página web P»a jp r m d r r m ia cobra laa ab u n d u id ja d a toa d r a irn ta a an el u n iiv n o y la fo r te u (erreslre, vaya di Alendán a ... dal C a p ta lo 2 titu la d a A bundandaa naturale« d a la i elem ental, en la p ig i n a web de M astering Chemistry™ (www.masteringchemistry.com). MaaterlngC hem irtry. Estas discusiones describen aplicaciones interesantes y sig­ nificativas de cada capítulo y ayudan a demostrar la im ­ portancia de la química en todos los aspectos de la vida diaria. Material suplementario en el Capítulo Resumen de Química Orgánica 1 X 1 T ^ » $ d a d is o lu c io n e s . T irm in o » u t i l a d o * . Ea laaa dbuhadòo. ai g i l K i a l l . t u n u d t u o a al oiaafoaaaaaa ■rh H g. 1 1 1 2 )o lm a kM ip.a * a da a (M B a ù > d a h< »a > tK ÌÒ a CrfatrlaFigOTB U l3 )o * o w a ife a r iS a * lao>a^oa«aòe da li dànlaridapou a y á d a m i i a a ir a h d a a a i i a (m r i a a i - El Capítulo 27 incluye referencias a discusiones sobre pnaana i a laaaayoc naaadal ita a a ia iW . t a l i da la a a l» - Ha aa la >|aa a n ta la dhofcadò« (« A »rla T M 111* V a m U - A l un aaáudoaaarmui d i » y i ^ r i A i d i kn c u a fu a a a a voW- aa>a. lecoaapoeaaai d i laitaaibadd. d i i - A ' aa • tSaa>h.aaa. liiae d i uata dàaAnòa. Dicfiat curvai diaaraa la a b ^ a I» t x - ácidos y bases orgánicos, mecanismos E2, ácidos carboxí- l a » d ^ l o ù a a . d h i d a cona.aan aiaaidafca. n t a w « n « i l a pajw l a da «a>ta». y I«« dii n b i n a a i o araay r adai raal aAa- n <ad.«Maan>poiiaa r f g i a i ifcolarin.ai ao a W a Lo* ■naéar ap ai m o da ofca oo a aa ifa Kia rra a a uaaiIMfaamEutfa licos y sus derivados. El mecanismo de adición-elimina­ •W ignaaW m a m .»a y p n d i a v if O r d i h M i l a » a a fo tà d ò a qua al Irf a d l ; » « a a pa l M. da 4 la * riiìa g i i aa rfj anMi o a » M>a 1 1 2 Concantradónda unadisductòn. G a i j n r a i f lo* p i a » « d a ^ a J i iiha A i fa. qjaifaiaaaaa paa- ción se encuentra en la página web M astering Chemistry™ a ip a d a da la aoaafoiada da M a dà ok cida I t a ia tio a la a aiaeidaSa. d i <adak> y dha>fcraata (o da dbaAadda) p n a a a a . b k j aa + g m o * cma, auaauna. (s S » r la Hgara 13.15). 1 3 .7 f r a d ó n o a n ó t k a . La Ih aiaià. aa. al * a io i f o g a i . (www.masteringchemistry.com). tairaanaurarinaaa da ladhaitani<a rpaaWl n>au> paxxaa- fcìaaa auaav porcaae^a aa » o laaaa.y ponaao^a aa aaaaa/T» aa> A d d » K a l i . H r t . da «aa - a a b r a a , la a ip anaa A la l a a B d m >iaaaa iaapoa%iacia p c < jic » aa corno laaiaida- daat p a r«« p x a d k ia (ppaa) pstaa porbdkSa <ppk) y piata. p a « > T . daa*i bi dü»luc>úa u a u i a la u à ao>«c«B(ra da (V « - fo t IrikSa (p p l) Sia aaabiagD. lai laaii a tai da a>an aa>ra-irta V hi Hgara 1117) H Aufu niaii<lio> puaala dttaaana i^tca a - Resumen faad— aafiA a m a l i fcaòrfa aaila > i a n la id a t y la a n W i dadXa mn W atal (aii*aa da aSiato por dadhaibar il a ) àt- d i l paa i d v ifca nim anda ar a l i « a i i d é m^i l i dàofaóòa aab. q>nnaalr«da Ea la Aaaaaaa àararaa.la «SraociSa d i * iaviarta «p*oaab» M a praaida qua xxnaia « la pnaàòa oa- Se incluye un Resum en amplio en cada capítulo. El resu­ (a i > U da aotuaipor litograao da daa>Kan»a) ao dayaadaa. a«S«ca lobra la d fa te-àia awfc mwraatrad« Aaabm iVamiia y men está organizado según los apartados principales del ca­ pítulo e incorpora los términos clave en negritas. Ejemplo de recapitulación B tim a n d e p n n i * b ( P A N ) . m o a qa » y c e — «I I i i l g f c « y . i r n por raaaañda d ek a b id ro - aafaaru* com fa* ó k A m da ia*rri&a»' a . p i a m i da la h a loim . Q P A N a» imat é bi y m d u d a aa r NC^fc). So pn a aa n a «a al «ira o nlaaia . V n p ai« ^ i— «ayada da á*pútito p n A a a.-iw a N ( V CHjOOONO,------ O I,C OO - • NO, MN mia t U danMBpnácáóa dal P A N m da p m a r oeda . Xa »ida auaba a* da 35 li • O *C y d . 3ft0 «aia . S *C S i aaa «aaaaara d i ara oxaaiaaa i O X10** m oUa d*. da P A N por faa>. ¿« qatf l a f M n J a a a n i a a v e k d d a l da daasaafoaiáóa da U >X 1 0 ° »o - ü rnlw de PA N por B r o y a iw b > ? W w tw w lw lo B«»yn > H iian q— jiaaM m a n > r i » ^ i i a iraa i 1« lada-irin aa«ni la. a i «af t alibi v A x idedy 1« taaapandm (Ecaanda 1*22) y atfrala>a>*a«aaaa.dar«iadai y Im aafariibafca. A» rearada (EcaaaáAa 1*6) C tp q ie ieu m h. m á n a o t (1) aawartir b a d » . »A ln a , de fc<2)diaaraaiaar la aaa^^úi d i aarra^dafqa b a rrito ^» d i> M »»in ra ^ g la in a tria « b d » d i t<mrefc- pwttiawa a la n f e a d d cW itaa-nruliriiS a aafacH a Ú K J (O r i i r i * . la taapandara a la qaa i biaa a h é x nd-»alali aa (3). RMohidAn Daarauaa al v íto r da * a O *C p n M raacoda da peiaur ordaa. Ejemplos de recapitulación *- «WV Se incluye un Ejem plo de recapitulación al final de cada capítulo. Estos ejemplos significan un reto para los es­ E JE M P L O P R Á C TIC O A : A k t a a p a n a » a a b ia * i (Z O 'pX 1« letba ia « r ia a a vnrciuuafaaaata M k M » b aa rafega- tudiantes y muestran cómo resolver problemas comple­ aatoe ■ 3 CC , k la d a laaiaiaana mai » a a má- da 1 iai|-o 0¿J«£un« k mmrpj* da aána óda da la raaanda q ia caaa U bdui é á fe m ¿Cariato dañad k beba a « *CT jos relacionando entre sí varios conceptos del capítulo E J S U P L O P R A C TIC O B : B li ga a e n am-iaaiian (« a d a a a n a p a a n f f c a «I ly a -aaai c i t o A i oedaa da I » taaxáoaaa y de capítulos anteriores. Cada Ejemplo de recapitula­ ción viene acompañado por un Ejem plo práctico A y un Ejem plo práctico B. Las respuestas a todos los Ejemplos Han ma am qua a b a i* p t M O M da rirbipupaan. la acaeiada l b vafeddad aa d i la g n i t i « d a aaa A y a A . peaaioaa* a> da prácticos se dan en la página web M astering Chemistry™ p n a a ro n b a aa A . (www.masteringchemistry.com). X X IV Prefacio Ejercicios y cuestiones de final de capítulo Ejercicios Cada capítulo termina con cuatro tipos de cuestiones: Mezdas hom ogéneas y hetero gén eas H 1. ¿ C a li d i b a tfgifenlat co ay i m a ' t aspara q u i tea al aula H -C OH tofcM i m agua y por qu í? GCCW N H < W ( « l C .H f f L H -C -O H Los E jercicio s se agrupan por categorías relacionadas 2. f l u í da b e lig i » — r aiai p a r t í a utpira qua u i o ta t e « - .a. dioMato solatola iw t o a a anta coato an b«rioa!io|CtHt0)l c c=o con las secciones del texto y se presentan por parejas. Las j por quJ? <*) l-b u tto n l CH/CHj^CHjOH; » r U » * » D , e « H í (f) h *,*w . C tH * M Nod(>). t/ H \ c c/ respuestas a los ejercicios seleccionados (los que se nume­ 3 . U » aca«ncia*<|ua t a d i u i r a a tai >^ua ganarateanba ao HO OH u> iSM iidvtn a » í s n u v Sin aattoargo, ¿Ig txu a te s ti r ú e to a a o d ir a d ia u a tfa ittta b b a a a a B f e o a d s o tr a tfa t. U n Vüm aaC ran en rojo) se encuentran en la página web M astering d a b a tfg x fen » *, cw k ta cta t f e cu a « p o p u l a d ¿C u li f im w qua p a id ) u r jr por q u P CÍ*>H h Chemistry™ (www.masteringchemistry.com). HO C V ,H C C 'p '- H CHj C C C O I, HjC C O (CHjCHjCHj Oflj CH, M/w*Hdk»ohoKno triads» CH, (ut iq r ittf c ik p£Maa) (In m m ftio l lucri) M am a C Ejercicios avanzados y de recapitulación Los Ejercicios avanzados y de recapitulación son más difí­ 87. Qrafrtitco t w f c a i > ■ > .!> «too* b a r . (corvion A) n i l ) 90. S a p m p a n »c M * o d a > t e > o a a i«a a > < «.d i»ia M ^ C H >. ciles que los de las secciones anteriores. No se agrupan por ■Tainan Q13 p oraaato da ■■MiVnfanY'a dri 75 fo r r in t > <n a u w d ) H tFO ^ C u Jo to t aiiEgraatofda ttt& xo hay ua C XC H y d<aJiic«>tri»iooíS iSíarv«5ú»í(a) Hid) por a a aia fat » 0 . 1 a m < < )ttl0 0 a t T H> y r — . - IllC D .E t. tipos. Tienden a integrar materia de varias secciones o capí­ «•bow d a l 2 o i d i a t * a n i r f i t c o ? S « p M ^ n a d a r id » t d lid fc o iu c n S a d i U D g/atL ; I 02 t>29,fiatL. «M rltpraiteportUdiTipMda^uamKlMqww Obuadni «a al o p iC b n o a 25 T : por aarfma d ) a « * dt- tulos y pueden introducir nuevas ideas o desarrollar algu­ 88. Um dtofcaSd a u u u coafead 109.2 g d> K O H / l d> <&- soludiict. L ad tnsid.»] d J b d so iu c iiS a a i. U>9g/aO . Sa lokaiooui. EwiaMr Ii»h«rta <J puatt) da to agalaod a auto ta jo qua ui ob«o d < l p « n a t* » iS u b c i o e a . nas más allá de lo que se ha hecho en el texto. Las respuestas d u a i a B w 1 0 0 0 n L d a atM d so lu a d a para praparar « L U m a i K h K ifcb o h m a da B5.0 por cùnk> da K N O , jr KOH (U 50 nt ¿Qud b u m y d> quri c o a p o a iB « ), KOH o 15^0 por daaa> da KjSOv a t bum Sa lA a la oatt awaura a los ejercicios seleccionados (los que se numeran en rojo) H Q d b a t * a S f t a « b f i ia U > a il.d id s o t a c i iS a ? da 600 g d ) <£*fa)&d> a U Q J lg d ia g u a a 60 TT. Ktcu - n . la atcab y o o f c , i g n t l aan para daacdbiral o'a— id> d *cwl tfcta lAxKMoma«Okua» kgb- ñ ia d > a la Figura 13* se encuentran en la página web M astering Chemistry™ (a) ^ a d i n a r i w d x l i d f c b a 60 *C? b r a aa U t«gbdarftu*L U m a u «4 ra d> « k i t t y ta v « * a »bta pAroraasgra yta quaauba S b pdkora ta m- » ) Sbdto fcu iSa n & u feta a > u t o p i a a 0 T T ,¿ q w i b u m da K N O , duba (ricatto *r? (www.masteringchemistry.com). fciouba tte fu fe d> ardar a kvkiaky ¿tto ^«o b a b a . qua <1 I d jCriataBaani h<aU>ida K ^ O t aO*C? n i katoia tabrttoajaibcoa « u a coofeafcfe o>bu­ 92. Supoaga qua dtf>oaa da 2,50 L da uaa d ic o te id * r n d ) > u u l para uaaprafca p t ritv« ara td*Jad>r d i 9) ( J - a.9767 g/aU.) qua feaa 13JI por r iñ a » aa a u m d i Ma • p * Cita» aa W t r i l l l ta dfc'kaSrfa d i i t i U l i M S I f t i i O V C H > A p o i » da OiM d i o t e t e u dauHria p n ^ t - taoto BagiS a tar cuaooda coaio « UB poofc, »«to r 100 d> a r la caatidtl m teAw poabb d ) C f c o t o i . «fe o a g rfa a - k aacafe A t f m ftkicty J O paool. a <te « p o r ciaato d> 0 1 ,0 1 X 1 1 tnvo lu a ia a & t b M bbtt iadiyaa aftwua d » K a u u l ^ u i qua oAraaaa protaedóa a - 2 0 TT. ¿AA*S*U auk «Mool o auto a h d t o te id n T ¿Qud b u m da K- b para variatdsi't e i i'aaa t a w d ) tw a o l O f m (W - fcUlw</m) d d Tm fa d «iM iiifc i o a t e t o a b td n te S .> «M t quad>atoSna? ifiu fea>M UBOMMaakb d> «Maol aujror da «imp ro o K 9 1 H < b rw o d il^ d n % flB o a a — g a e it o h n » iarlarn i»aad> te o a a a ooa la daa4d*l A i iM u k a r o a . 0J9 a / m L ut a b » mm botola da fcid> d M U U c a |HC^a>ac « j)J , j Los Problemas de seminario requieren un nivel más alto de fVoblemas de seminario conocimientos por parte de los estudiantes. Algunos de es­ 111 H a l W i h da4aüo> ae «i coattUuyaM) priad p i d i aaaita da la ciM la q u a l a o M io a d i Ito raau* y k o j* tos problemas tratan sobre experimentos clásicos; otros re­ d a b a M o t a d i la caaaltprocaiteMaadaH^ioaaatro- pfeate. B aaaiaa da caaiAt ut a lit a i aa la prodacxióa A i coadawania para a faina» t . p a H ia u a y a n m 4 i- quieren que los estudiantes interpreten datos o gráficos; al­ a *. H p i » da «b iJf c id « aoraud dai a t t M t ' fiatali co. C ^ O K J I C H O , aa 2 « ^ ) T , paro a atta k la ^ r * - gunos sugieren procedimientos alternativos para resolver kara a a p a ia a A riiia ip 'a u rM . A m « i h » i > u da <M>, ao pwk]a p u iiic a rw por d u O o d a tiaif4a U a mAoJo problemas o aportan materia nueva. Estos problemas son qua pwadi M a s » « a aa (a bg ar aa la dcAfe tti tn a m »- t t d Hfi<K U m auaKb kaaa>ogdaai da «I d à ù b d a ía ü. un recurso que se puede utilizar de diversas formas: discu­ coyagiaata r i f uto k » * i qua la m ai a da Ito pr«rioata d ««p o r d «to* d i iq u iit a «a iguah a la pretió* a * 06- Urica 1 « aua au.x a m » , la Uaparalara parai »Mini coafe- siones en clase, trabajo individual para casa, o para traba­ h a a aiina>r>i «I liq u id ) ta avapor* H vapor d i l i owo- d t toada< aob»iaüiad>< ad> * H jaadxi iaaiirt-ailmt «a jos en grupo. Las respuestas a los problemas seleccionados lquid> aa p n íd io a u a a a agua pwra y ai otn> aa rid J aA ) ria ia lin i. Uto pratáoaaa da vapor d ai ^ f r t f c b riatein > (los que se numeran en rojo) se encuentran en la página web 0 MK l a u i H g a T M C ; S a u a H g a 1CB,S C ; y lO a u sH g a 1200 ^ .U a p r a tío a a a d i vapor dai a g u a ta d i a «a la H jO a i 0 2 O J 0.4 03 0.6 0.7 O J 0.9 HC1 M astering Chemistry™ (www.masteringchemistry.com). T iM a 112 l i ) ¿Ctafl aa l i laa^ arak »a aproxiatada a la qua ta pro­ 1"™ (“,a duca l i d M ila á ú a a vapor? Ejercidos de autoevaluación Los Ejercicios de autoevaluación están diseñados para 117. Q » tua propia* pakbraa daáaao aiqsCqucéoa Hnrtn n « o pobdbbauaòi ao toa iguala* M ) U D par* ai dtotvaaM ayudar a los estudiantes a revisar y preparar algunos ■fafcob« la) * * v u ¿ »l y 0<D p a n ai <i>iaft>. 118. D a c r it a bravaauau otla a u da I » tiguUaata i d i » o <21 Sa prvftara u m daolaeda da>Kiaad> 1.12atol da N H , 0 tipos de preguntas qu e suelen aparecer en los exám e­ (■¿aunóte (a) t i r d i H * u y . <b) d atúato dai raa*> da O M gateite; M m b t i f c a k t t ^ u i b « kidrM K b; W d i - aa 1 9 V 0 g d a H ]O y taBovaaoaa kaa^orakara da 30 *C- U O c a I ) Rgura 1 1 8 m d » » m ia a r ti I ) dsofaáda aa nes. Los alum nos pueden usar estos ejercicios para de­ lo a e c e e d a b> u t e a l a i ) t i criattkunl U n a o da aoWto. « 9 . Ijp Squa la. d to v o c w i im fo rte iw . i*Ut« o » ii pov^a d i D í l O N a C t ^ l laM M co a » k umgra aa 0 ® por ckaa> da cidir si están preparados para abordar el estudio del ca­ «ntfaotc W m o M d K l y m o b n d t t M l u b Ù o Id i al N a CI (omm/voI). Para attadaoludda. ¿ a a i at WfN»*fc y a o id iÉ * (c )d t o 4 L « i)o o o MEuradl ; tobrauaurad« « 0 críí*& 2 * M a Ir x c k m t i t y d a t« te jd * k iK d o a a d c • lia a iote id k l b « i da b a b a a * « d b fa a tía otatodoi pítulo siguiente, o si deben trabajar m ás los conceptos a 37*C; M a i puato dicoa g a te U a ap < oite «b ? (Supoa- M OtM oda y d i i nltt, iava u 120. U m dtolociSo u a o t t da C H C H aa 0010 M La coa- g> qua b daoladda fe a » aaa d a t ü t e l d ) 1f t S g/aaL) del presente capítulo. Las respuestas con explicaciones a 127. U m cboka^da (d ■ 1.159 g /a O ) lUaoa 6^0 por ciano oaatovid* da atta duotucSdo aa t á b id a aproxlaMia- auaaaa ( a ) C M p H , ODIO por d a a » a » a M M / v o t in a ; da g tú ria a (gbarolX. C j H Q i . jr 3 W por d m to da H A los ejercicios seleccionados (los que se numeran en rojo) te o u u C .ic u b (a) b mol'uicL»! d J c ^ i , 0 , (coa H p m CH C5H, 0010 m; fc) C H 0 H , j o u m = (W10 M H A 0990 U OMto daoKcato^ < H I ) ototeidai d i H , 0 (coa C ^ A como daohaoiai: (c ) b o io W id a l dd H O a o C ^ i p , ; se encuentran en la página web M astering Chemistry™ 121. ¿ C a tl da laa tiguU aota a u z d a a aa a a data) (a ta f ru id a as auto protxfch qua t n u m d t o b d d a ida a i W ) b fc*rfda a o b r dai d i H A M ) d p o ra a «(a o u b r (www.masteringchemistry.com). « • ( N a C t - H A < » C H ,« * ,C H -C ,H ; (c) C , H » - H , 0 t 4 4 C ,H » - C H ll? E ) f * p a á > . 121 ¿Qua dtoiucicki U I ) H d i b ai l u í ■ 1 daroiw d i b k M l E S . U t o b b a c u i d i uagaaao tvu:4vo te agua a a m nla tfgmutaa ta coaatpoad) coa b propiattel ladea Cb aa b a » (i)ua> aii aa» d a h p n a id a dai g » . » ) un M a t t i — ^i’ f r 1 * p - - i r ^ Apéndices Hay 5 apéndices al final del libro que contienen información importante. El Apéndice A revisa sucintamente las Operaciones Matemáticas básicas. El Apéndice B describe de forma concisa los Conceptos Físicos básicos. Prefacio XXV El Apéndice C resume el Sistema Internacional de Unidades SI. El Apéndice D contiene cinco Tablas de datos muy útiles, incluyendo la nueva Tabla D.5 de masas y abundancias isotópicas. El Apéndice E proporciona las pautas, con un ejemplo, para construir Mapas concep­ tuales. El Apéndice F contiene el Glosario de todos los términos clave del libro. El Apéndice G contiene las Respuestas a las preguntas sobre Evaluación de conceptos. • La Tabla periódica y una Lista de los elementos en forma de tabla, se encuentran en la contraportada delantera, para que sirvan como referencia. • En la contraportada trasera se encuentran una Tabla de constantes físicas seleccio­ nadas, Factores de conversión, algunas Fórmulas geométricas y otros datos e in­ formaciones útiles. SUPLEM ENTOS Para el profesor y el estudiante • La página web M astering Chemistry™ (www.masteringchemistry.com) ofrece mu­ chas herramientas de enseñanza y aprendizaje. Para los trabajos en casa, Mastering Chemistry™ proporciona el primer sistema on line de aprendizaje y evaluación per­ sonalizados. En base a una investigación detallada de los conceptos que más cues­ tan a los estudiantes, el sistema es capaz de preparar a los estudiantes, con la res­ puesta adecuada a sus necesidades y con problemas más simples, si los solicitan. El resultado es una gran colección de tutorías que ayudan a optimizar el tiempo de estudio y la adquisición de conocimientos. Además, el Mastering Chemistry™ incluye también un texto electrónico de Pearson (Pearson eText). Esta potente pla­ taforma permite a los profesores y estudiantes resaltar secciones, añadir y com­ partir comentarios y ampliar imágenes o páginas sin distorsiones. El Mastering Chemistry™ contiene también un área de estudio (Study Area) con otro autoeva- luador («Self Quizzing») para los estudiantes y una versión electrónica del «Math Review Toolkit»; los estudiantes pueden acceder al contenido de la «Study Area» sin intervención del profesor. Para el profesor • El In stn icto r's R esou rce C D -R O M (978-013-509778-6) suministra a los profeso­ res diez suplementos diseñados para facilitar la presentación de sus clases, inci­ tar discusiones en clase, ayudar a confeccionar exámenes y estimular el apren­ dizaje: • El Instructoras Resource M anual organizado por capítulos, suministra informa­ ción detallada para preparar clases, describe los errores frecuentes de los estu­ diantes y muestra cómo integrar todo el material auxiliar en el curso. • El Complete Solutions M anual contiene las soluciones de todos los ejercicios y problemas del final del capítulo (incluidos los Ejercicios de autoevaluadón que no son cuestiones), así como las soluciones de todos los Ejemplos Prácticos A y B. • El Testbank (Test Item File) en Word, dispone de más de 2700 cuestiones. Mu­ chas de ellas son del tipo «respuesta múltiple» pero también hay cuestiones de verdadero/falso y cuestiones de respuesta breve. Cada cuestión va acompañada de su respuesta correcta, el capítulo en el libro relacionado con ella y su nivel de dificultad (por ejemplo: nivel 1 para las fáciles, nivel 2 para las moderadamente difíciles y nivel 3 para las más difíciles). • El Computerized Testbank (Pearson TestGen) presenta el Testbank en un poten­ te programa que permite al profesor ver y editar las cuestiones existentes, crear XXVI Prefacio nuevas preguntas y generar exámenes, test o trabajos para casa. TestGen permite también realizar test en una red local, calificar electrónicamente y tener los resul­ tados preparados en formato electrónico o en papel. • El Power Point Set 1 es una colección de todas las figuras y fotos del texto en for­ mato PowerPoint. • El Power Point Set 2 proporciona esquemas para clase por cada capítulo del libro. • El Power Point Set 3 dispone de preguntas para los Sistemas de respuesta perso­ nalizada (mando a distancia) que pueden usarse con los estudiantes en la clase, y para obtener información inmediata de su comprensión de los conceptos pre­ sentados. • El Power Point Set 4 es una colección de todos los Ejemplos resueltos del texto en formato PowerPoint. • El Focus On Discussions incluye todos los Atención a ... del texto que los estu­ diantes pueden encontrar en la página web del M astering Chemistry™ (www. masteringchemistry.com). • El Additional Material on Organic Chemistry consta de discusiones sobre áci­ dos y bases orgánicos, mecanismos E2, ácidos carboxílicos y sus derivados. El mecanismo de adición-eliminación que se menciona en el Capítulo 27. Los estu­ diantes pueden encontrarlo en la página web del M astering Chemistry™ (www. masteringchemistry.com). • Las respuestas a los Ejemplos prácticos y a los Ejercicios y problemas del final de capítulo, Answer to Practice Examples and to selected End-of-Chapter Exerri- ses, (los numerados en rojo en el texto) se ponen aquí a disposición del profesor. Este mismo material se ofrece a los estudiantes en la página web del Mastering Chemistry™ (www.masteringchemistry.com). • El Complete Solutions Manual está disponible en papel (978-013-504293-9). Si el profesor lo autoriza, la editorial puede suministrárselo a los alumnos. • El Transparettcy P ackag e (978-013-703215-0) contiene los acetatos en color de la ma­ yoría de figuras, tablas y fotos del libro de texto. • Un Curso WebCT*® previo (978-013-703208-2) se ha preparado para acompañar al libro. • Los especialistas en Tecnología de Pearson trabajan con profesores y técnicos en educación para garantizar la calidad de los productos de tecnología Pearson, los me­ dios de evaluación y los materiales del curso on line. Este equipo altamente cuali­ ficado, se dedica a ayudar a los estudiantes a aprovechar todos las ventajas de este amplio abanico de recursos educativos, asistiéndoles con su integración con los ma­ teriales y formatos mediáticos. El representante de Pearson Educación en su zona le proporcionará más detalles de este programa. • El C ourseSm art eT extbook (978-013-509775-5) va más allá de las previsiones; pro­ porciona acceso instantáneo on line a los libros de texto y materiales de curso que pueda necesitar, a un bajo coste para los estudiantes. Si los estudiantes ahorran di­ nero, Vd. puede ahorrar tiempo y energía con el eTextbook digital que le permi­ te buscar el contenido más relevante al momento. Tanto si está evaluando libros de texto como si está preparando notas de clase para ayudar a sus estudiantes con los conceptos más difíciles, CourseSmart puede hacerle la vida más fácil. Véalo cuan­ do visite www.coursesmart.com/instructors. Para el estudiante • Junto con el código de acceso al M astering Chemistiy™ cada nuevo ejemplar de este libro viene acompañado de un Cuaderno-Resumen (en inglés, Study Card) Prefacio X X V II (978-013-703212-9). Este cuaderno suministra una revisión concisa pero precisa de todos los conceptos clave y materias incluidas en cada capítulo del libro. • El S elected S olu tion s M anual (978-013-504292-2) contiene las soluciones de todos los ejercicios y problemas del final del capítulo, que están numerados en rojo. • El Math Reviezv T oolkit (978-013-612039-1) contiene un resumen de los conocimien­ tos fundamentales matemáticos necesarios para cada capítulo del libro. • El C ourseSm art eT extbook (978-013-509775-5) va más alia de las previsiones; pro­ porciona acceso instantáneo on line a los libros de texto y materiales de curso que puedas necesitar, con un descuento del 50 por ciento. El acceso instantáneo desde cualquier computador y la posibilidad de buscar tu texto permiten encontrar con­ tenidos rápidamente desde cualquier localización. Con herramientas on line para marcar y anotar texto, ahorras dinero y ganas eficiencia en el estudio. Véanse todas estas ventajas de www.coursesmart.com/students. AGRADECIM IENTOS Queremos agradecer a los siguientes profesores por sus revisiones de partes del manus­ crito. Brian M. Baker University o f Notre Dame Pippa Lock McMaster University Robert J. Balahura University c f Guelph J. Scott Mclndoe University o f Victoria John Carran Queen's University Umesh Parshotam University o f Northern Chin Li Cheung University o f Nebraska, British Columbia Lincoln Darrin Richeson University ofOttaxua Savitri Chandrasekhar University o f Lawton Shaw Athabasca University Toronto - Scarborough Roberta Silerovä John Abbot College H. Floyd Davis Cornell University Andreas Toupadakis University o f David Dick College o f the Rockies California, Davis Randall S. Dumont McMaster University A. van der Est Brock University Philip Dutton University o f Windsor Rash mi Venkateswaren University o f Ludo Gelmini Grant MacEwan College Ottawa Kevin Grundy Dalhousie University Deborah Walker University o f Texas at P. Shiv Halasyamani University o f Houston Austin C. Alton Hassell Baylor University Todd Whitcombe University o f Northern British Columbia Sheryl Hemkin Kenyon College Milton J. Wieder Metropolitan State College Michael Hempstead York University o f Denver Hugh Horton Queen's University Vance Williams Simon Fraser University Robert C. Kerber Stony Brook University Queremos agradecer espedalmente la valiosa ayuda de Stephen Forsey (Universidad de Waterloo) en el diseño del nuevo Capítulo 27. Queremos dar las gradas a los siguientes profesores por la revisión técnica de algu­ nos capítulos de la nueva edidón, durante la producdón. Chin Li Cheung University o f Nebraska, Todd Whitcombe University o f Northern Lincoln British Columbia David Dick College o f the Rockies Milton J. Wieder Metropolitan State College Philip Dutton University o f Windsor o f Denver J. Scott Mclndoe University o f Victoria Estamos muy agradeddos a nuestro coautor Ralph Petrucd por haberse asignado el trabajo extraordinario de revisar cuidadosamente cada página del manuscrito antes de ir a la imprenta. X X V III Prefacio La motivación más importante para mejorar este libro en sus sucesivas ediciones son los comentarios de nuestros colegas y estudiantes. Por favor, no duden en escribimos un e-mail. Sus observaciones y sugerencias son bienvenidas. C a r ey B is s o n n e t t e J effry D. M adu ra F. G e o f f r e y H e r r in g cbissonn@uwaterloo.ca madura@duq.edu fgh@chem.ubc.ca ADVERTENCIA: muchos de los compuestos y reacciones químicas descritos o represen­ tados en este texto son peligrosos. No intente realizar ningún experimento descrito o in­ dicado en el texto, excepto con permiso, en un laboratorio autorizado y bajo la supervi­ sión adecuada. Las propiedades de la materia y su medida CONTENIDO 1.1 El método científico 1.2 Propiedades de la materia 1.3 Clasificación de la materia 1.4 Medida de las propiedades de la materia. Unidades SI 1.5 La densidad, la composición porcentual y su utilización en la resolución de problemas 1.6 La incertidumbre en las medidas científicas 1.7 Cifras significativas Imagen del telescopio espacial Hubble, de una nube de polvo y gas hidrógeno (mitad inferior dere­ cha en la imagen) que forma parte de la nebulosa Swan (M17). Los colores proceden de la luz emiti­ da por el hidrógeno (verde), azufre (rojo) y oxígeno (azul)- Los elementos químicos que se estudian en este texto son los que se encuentran en la Tierra y, presumiblemente, también en todo el Universo. esde la clínica que trata las «dependencias químicas» hasta las represen­ D taciones teatrales de «química recreativa», pasando por el etiquetado de las comidas que anuncia «sin productos químicos añadidos», la quími­ ca y los productos químicos parecen ya una parte integral de la vida, aunque no siempre sean referencias positivas. Un etiquetado anunciando la ausencia de productos químicos en la comida no tiene sentido, porque todas las comi­ das son, en sí mismas, productos químicos, incluso los llamados «cultivos or­ gánicos». De hecho, todos los objetos materiales —seres vivos o inanimados— se componen de productos químicos y debemos comenzar nuestro estudio con esta idea clara. Al manipular los materiales que les rodean, los seres humanos siempre han practicado la química. Entre las prácticas más antiguas estaban el esmaltado de cerámicas, la fundición de minerales para obtener metales, el curtido de pieles, el teñido de telas y la fabricación de queso, vino, cerveza y jabón. Con la cien­ cia moderna, los químicos pueden descomponer la materia en sus componentes más pequeños (átomos) y reagrupar estos componentes en materiales inexisten­ tes en la naturaleza y que tienen propiedades nunca vistas. 1 2 Química general Por ejemplo, la gasolina y miles de compuestos químicos que se usan en la obtención de plásticos, fibras sintéticas, productos farmacéuticos y pesticidas son derivados del pe­ tróleo. Con la ciencia química moderna se pueden entender los procesos fundamentales de la vida y también se necesita la ciencia moderna para entender y controlar los proce­ sos que deterioran el medio ambiente, tales como la formación del smog y la destrucción de la capa de ozono. A veces se llama a la química la ciencia central por estar relaciona­ da con muchas áreas de la actividad humana. Los conocimientos químicos antiguos se limitaban a describir el «cómo» de la quími­ ca, descubierto a base de prueba y error. Los conocimientos modernos contestan el «por­ qué», además del «cómo» de los cambios químicos, que se basan en principios y teorías. Para dominar los principios de la química se requiere un trabajo sistemático y el progre­ so científico es una consecuencia de la forma de trabajar de los científicos, planteándo­ se las preguntas adecuadas, diseñando los experimentos correctos para proporcionar las respuestas adecuadas y formulando explicaciones aceptables de sus hallazgos. Examine­ mos a continuación el método científico con más detenimiento. 1.1 El m étodo científico La denda se diferenda de otros campos del saber en el método que utilizan los dentíficos para adquirir conodmientos y en el significado especial de estos conodmientos. Los co- nodmientos dentíficos se pueden utilizar para explicar fenómenos naturales y, a veces, para predecir acontedmientos futuros. Los antiguos griegos desarrollaron algunos métodos potentes para la adquisidón de conodmientos, espedalmente en matemáticas. La estrategia de los griegos consistía en empezar con algunas suposidones o premisas básicas. Entonces, mediante el método de­ nominado razonamiento deductivo debían alcanzarse por lógica algunas conclusiones. Por ejemplo, si a = b y b = c, entonces a = c. Sin embargo, la deducdón por sí sola no es sufi­ ciente para la adquisidón de conodmientos dentíficos. El filósofo griego Aristóteles supu­ so cuatro sustandas fundamentales: aire, tierra, agua y fuego. Todas las demás sustandas creía que estaban formadas por combinadones de estos cuatro elementos. Los químicos de hace varios siglos (más conoddos como alquimistas) intentaron sin éxito aplicar la idea de los cuatro elementos para transformar plomo en oro. Su fracaso se debió a muchas ra­ zones, entre ellas la falsedad de la suposidón de los cuatro elementos. El método dentífico se originó en el siglo xvii con personas como Galileo, Frands Ba- con, Robert Boyle e Isaac Newton. La clave del método es que no se hacen suposidones inidales, sino que se llevan a cabo observadones minudosas de los fenómenos natura­ les. Cuando se han hecho observadones sufidentes como para que comience a emerger un patrón de comportamiento, se formula una generalizadón o ley natural que descri­ ba el fenómeno. Las leyes naturales son proposidones condsas, frecuentemente en for­ ma matemática, acerca del comportamiento de la naturaleza. El proceso de observado­ nes que conducen a una proposidón de carácter general o ley natural redbe el nombre de razonamiento inductivo. Por ejemplo, en los comienzos del siglo xvi el astrónomo pola­ co Nicolás Copémico (1473-1543), basándose en un estudio cuidadoso de las observado­ nes astronómicas, conduyó que el planeta Tierra se mueve alrededor del Sol según una órbita drcular, aunque en aquella época se enseñaba, sin ninguna base dentífica, que el Sol y los otros cuerpos celestes giraban alrededor de la Tierra. Podemos considerar la pro­ posidón de Copérnico como una generalizadón o ley natural. Otro ejemplo de ley natu­ ral es la desintegradón radiactiva que establece el tiempo que tardará una sustanda ra­ diactiva en perder su actividad. El éxito de una ley natural depende de su capaddad para explicar las observadones y prededr nuevos fenómenos. El trabajo de Copérnico alcanzó un gran éxito porque Co­ pérnico fue capaz de prededr las posidones futuras de los planetas con mas predsión que sus contemporáneos. Sin embargo, no debemos considerar una ley natural como una verdad absoluta. Futuros experimentos pueden obligamos a modificar la ley. Medio siglo después, Johannes Kepler mejoró las ideas de Copémico mostrando que los planetas no describen órbitas drculares sino elípticas. Para verificar una ley natural el dentífico di­ seña experimentos, para ver si las condusiones que se deducen de la ley natural concuer- dan con los resultados experimentales. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 3 t Se establece la teoría, Teoría o modelo: a no ser que nuevos Observación natural Hipótesis: propuesta amplía la hipótesis experimentos u observaciones o experimental de explicación y proporciona predicciones indiquen fallos > VL Experimentos: se diseñan Experimentos para probar para comprobar la hipótesis las predicciones de la teoría Revisión de la hipótesis, Modificación de la teoría, si los experimentos muestran si los experimentos muestran que no es adecuada que no es adecuada I ▲ FIGURA 1.1 Ilustración del método científico Una hipótesis es un intento de explicación de una ley natural. Si la hipótesis es con­ sistente con las pruebas experimentales, se la denomina teoría. Sin embargo, podemos utilizar este término en un sentido más amplio. Una teoría es un modelo o una mane­ ra de examinar la naturaleza que puede utilizarse para explicar los fenómenos naturales y hacer predicciones sobre los mismos. Cuando se proponen teorías diferentes o contra­ dictorias, se elige generalmente la que proporciona las mejores predicciones. También se prefiere la teoría que requiere el menor número de suposiciones, es decir, la teoría más simple. Cuando pasa el tiempo y se acumulan nuevas evidencias experimentales, la ma­ yor parte de las teorías científicas se modifican y algunas se desechan. El método cien tífico es la combinación de las observaciones y experimentos junto con la formulación de leyes, hipótesis y teorías. El método científico se ilustra median­ te el diagrama de flujo de la Figura 1.1. A veces los científicos desarrollan un patrón de pensamiento en su campo del saber, conocido como un paradigma, cuyo éxito es grande al principio, pero después no lo es tanto. Puede ser necesario un nuevo paradigma. De alguna manera, el método de búsqueda que denominamos método científico es también un paradigma, y hay quien piensa que también necesita ser cambiado. Es decir, las dis­ REPUBLIQUE FRANÇAISE ¡ tintas actividades de los científicos modernos son más complejas que la simple descrip­ AAAAAAááÉÉAAáAAAÉ ción del método científico aquí descrito*. En cualquier caso, el éxito científico no está ga­ A Louis Pasteur (1822-1895). Este rantizado si simplemente se siguen una serie de procedimientos semejantes a los de un gran seguidor del método científico libro de cocina. desarrolló la teoría de los gérmenes como causantes de la enfermedad, Otro factor en el descubrimiento científico es la suerte. Muchos descubrimientos se han la esterilización de la leche por hecho de forma acddentaL Por ejemplo, en 1839, el inventor americano Charles Goodyear pasteurización y la vacuna contra estaba investigando un tratamiento para el caucho natural que lo hiciese menos frágil en la rabia. Para algunos es el médico más grande de todos los tiempos. frío y menos pegajoso en caliente. En el transcurso de su trabajo, derramó por accidente En realidad no era médico, sino una mezcla de caucho y azufre sobre una placa caliente y descubrió que el producto re­ químico, de formación y de profe­ sultante tenía exactamente las propiedades que estaba buscando. Otros descubrimientos sión, casuales han sido los rayos X, la radiactividad y la penicilina. Por tanto, científicos e in­ ventores necesitan estar siempre alerta ante las observaciones inesperadas. Quizás nadie ha sido más consciente de esto que Louis Pasteur, que escribió «La casualidad favorece a la mente que está preparada». 1.1 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS ¿Se está realizando una correcta aplicación del método científico cuando se dice «la excepción < Las respuestas a la Evaluación confirma la regla»? Expliqúese. de conceptos se encuentran en el Apéndice G . * W. Harwood, JCST, 3 3,29 (2004). JCST es la abreviatura de Journal o f College Science Teaching. 4 Química general 1.2 Propiedades de la materia Las definiciones de química que se encuentran en los diccionarios incluyen los términos materia, composición y propiedades, como en la frase: «la química es la ciencia que trata de la composición y propiedades de la materia». En esta sección y en la siguiente se estudia­ rán algunas ideas básicas sobre estos tres términos, esperando que con ello se compren­ da mejor el objeto la química. La materia es todo lo que ocupa espacio, tiene una propiedad llamada masa y posee inercia. Cada ser humano es un objeto material. Todos ocupamos espacio y describimos nuestra masa por medio de una propiedad relacionada con ella, nuestro peso. (La masa y el peso se describen con más detalle en la Sección 1.4. La inercia se describe en el Apén­ dice B). Todos los objetos que vemos a nuestro alrededor son objetos materiales. Los ga­ ses de la atmósfera, aunque invisibles, son ejemplos de la materia, ocupan espacio y tie­ nen masa. La luz solar no es materia sino una forma de energía. El concepto de energía se trata unos capítulos más tarde. La composición se refiere a las partes o componentes de una muestra de materia y a sus proporciones relativas. El agua ordinaria está formada por dos sustancias más sim­ ples, hidrógeno y oxígeno, presentes en determinadas proporciones fijas. Un químico di­ ría que la composición en masa del agua es de 11,19 por ciento de hidrógeno y 88,81 por ciento de oxígeno. El peróxido de hidrógeno, sustancia utilizada como blanqueante y desinfectante, también está formada por hidrógeno y oxígeno, pero tiene una composi­ ción diferente. El peróxido de hidrógeno está formado por 5,93 por ciento de hidrógeno y 94,07 por ciento de oxígeno en masa. Las propiedades son las cualidades y atributos que podemos utilizar para distinguir una muestra de materia de otra. Las propiedades de la materia se agrupan generalmente en dos amplias categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. Las propiedades y transformaciones físicas Una propiedad física es una propiedad que una muestra de materia tiene mientras no cambie su composición. Pueden establecerse visualmente en algunos casos. Así, pode­ mos distinguir mediante el color entre el sólido de color marrón rojizo, llamado cobre, y el sólido de color amarillo, llamado azufre (Figura 1.2). Con un martillo se pueden preparar hojas delgadas o láminas de cobre (véase la Figu­ ra 1.2). Los sólidos que tienen esta propiedad se dice que son maleables. El azufre no es maleable. Si golpeamos un trozo de azufre con un martillo, el trozo se deshace en forma de polvo. El azufre es frágil. Otras propiedades físicas del cobre, que no tiene el azufre, son la capacidad de ser estirado en forma de alambre (ductilidad) y la capacidad de con­ ducir el calor y la electricidad. Algunas veces una muestra de materia cambia su aspecto físico, es decir, experimenta una transformación física. En una transformación física pueden cambiar algunas de las propiedades físicas de la muestra de materia pero su composición permanece inalterada. Cuando el agua líquida se congela formándose agua sólida (hielo), sin duda el agua pa­ rece diferente y, en muchos sentidos, lo es. Sin embargo permanece inalterada la compo­ sición en masa del agua 11,19 por ciento de hidrógeno y 88,81 por ciento de oxígeno. ► FIGURA 1.2 Propiedades físicas del azufre y del cobre. Uha piedra de azufre (izquierda) se deshace en un polvo amarillo si se le da con un martillo. El cobre (derecha) se puede encontrar en grandes pepitas de cobre nativo que martilleando se puede convertir en una lámina delgada o estirar en un hilo. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 5 Las propiedades y transformaciones químicas En una transformación quím ica o reacción química, una o más muestras de materia se oonvierten en nuevas muestras con composiciones diferentes. Por tanto, la clave para identificar una transformación química es observar un cambio en la composición. Cuando se quema un papel tiene lugar una transformación química. El papel es un material com­ plejo, pero sus componentes principales son carbono, hidrógeno y oxígeno. Los produc­ tos principales de la combustión son dos gases, uno de ellos formado por carbono y oxí­ geno (dióxido de carbono) y el otro por hidrógeno y oxígeno (agua en forma de vapor). La capacidad de arder del papel es un ejemplo de propiedad química. Una propiedad química es la capacidad (o incapacidad) de una muestra de materia para experimentar un cambio en su composición bajo ciertas condiciones. El cinc reacciona con una disolución de ácido clorhídrico produciéndose gas hidróge­ no y una disolución acuosa de cloruro de cinc (Figura 1.3). La capacidad del dnc para re­ ▲ FIGURA 1.3 accionar con el ácido clorhídrico es una de las propiedades químicas características del Una propiedad química del dnc y dnc. La incapaddad del oro para reacdonar con el áddo dorhídrico es una de las propie­ el oro: reacción con áddo dades químicas del oro. El sodio reacdona no solo con d áddo dorhídrico sino también clorhídrico. con el agua. El dnc, el oro y el sodio son similares en algunas de sus propiedades físicas. El clavo cincado (galvanizado) reacciona con ácido clorhídrico Por ejemplo, todos ellos son maleables y buenos conductores del calor y la electriddad. produciendo burbujas de gas Sin embargo, el dnc, el oro y el sodio son bastante diferentes en sus propiedades quími­ hidrógeno que se ven en la cas. El conodmiento de estas diferendas nos ayuda a comprender por qué el dnc, que no superficie del clavo. El brazalete de reacdona con el agua, puede utilizarse para hacer clavos y piezas de tejados y canalones, oro no se afecta por el ácido clorhídrico. En la fotografía, el cinc mientras que el sodio no. También podemos comprender por qué el oro es apredado por se ha consumido, quedando el ser químicamente inerte para hacer joyas y monedas; ni se oxida ni se altera. En nues­ hierro a la vista. La reacción del tro estudio de la química veremos por qué las sustandas tienen propiedades diferentes y hierro con el ácido clorhídrico cómo estas diferendas determinan el uso que hacemos de los materiales. colorea la disolución ácida. 1.3 Clasificación de la materia La materia está formada poruñas unidades diminutas denominadas átomos. Un elemen­ to químico es una sustanda formada por un solo tipo de átomos. Actualmente, la Unión La Unión Intemadonal de Intemadonal de Química Pura y Aplicada (IUPAC) reconoce 112 elementos y ¡ toda la ma­ Química Pura y Aplicada (IUPAC) teria está formada únicamente por estos 112 tipos de átomos! Los elementos conoddos es la autoridad mundial reconocida en nomendatura y terminología comprenden desde sustandas comunes como el carbono, el hierro y la plata, hasta sustan­ químicas, en métodos estándar das poco frecuentes como el lutedo y el tulio. En la naturaleza podemos encontrar aproxi­ de medida, m asas atómicas y madamente 90 de estos elementos. El resto no aparecen de forma natural y solamente po­ muchas otras facetas de la química. Entre otras actividades, publica demos obtenerlos artifidalmente. En la contracubierta delantera, se encuentra una lista revistas, informes y bases de datos, completa de los elementos y también una ordenadón espedal de los mismos en forma de generalmente disponibles en www. tabla, denominada tabla periódica. La tabla periódica, guía de los elementos para el quími­ iupac.org co, será descrita en el Capítulo 2 y la utilizaremos a lo largo de la mayor parte del texto. Los compuestos químicos son sustandas en las que se combinan entre sí los átomos de diferentes elementos. Los dentíficos han identificado millones de compuestos químicos di­ ferentes. En algunos casos podemos aislar una molécula de un compuesto. Una molécula es •< La identidad del átomo se la entidad más pequeña posible en la que se mantienen las mismas propordones de los áto­ establece por medio de su mos constituyentes que en el compuesto químico. Una molécula de agua está formada por número atómico (véase Secdón tres átomos: dos átomos de hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno. Una molécula 2.3). Los informes redentes de de peróxido de hidrógeno tiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno; los áto­ elementos nuevos, como los elementos números 113 al 116 y mos de oxígeno están unidos entre sí y hay un átomo de hidrógeno unido a cada átomo de d 118, no están confirmados. La oxígeno. En cambio una molécula de la proteína de la sangre llamada gamma globulina, está caracterizadón de estos elementos formada por 19 996 átomos de solo cuatro tipos: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. «superpesados» es complicada; en cada experimento se producen unos pocos átomos y se desintegran casi instantáneamente. h' ° s h Hw H Gamma globulina 6 Química general La composición y las propiedades de un elemento o compuesto son uniformes en cualquier parte de una muestra, o en muestras distintas del mismo elemento o compues­ to. Los elementos y compuestos se denominan sustancias (En sentido químico, el tér­ mino sustancia debe utilizarse solamente para elementos y compuestos). Una mezcla de sustancias puede variar en composición y propiedades de una muestra a otra. Cuando una mezcla es unifórme en composición y propiedades en cualquier parte de una mues­ tra determinada se dice que es una mezcla homogénea o una disolución. Una disolu­ ción acuosa de sacarosa (azúcar de caña) tiene un dulzor uniforme en cualquier parte de A ¿E s una muestra homogénea, o la disolución, pero el dulzor de otra disolución de sacarosa puede ser muy distinto si las heterogénea? Cuando se observa proporciones de azúcar y agua son diferentes. El aire ordinario es una mezcla homogé­ la leche homogeneizada al micros­ copio, se ve que consta de glóbulos nea de varios gases, principalmente los elementos nitrógeno y oxígeno. El agua del mar es grasos dispersos en un medio una disolución de los compuestos agua, cloruro de sodio (sal) y muchos otros. La gasolina acuoso. La leche homogeneizada es una mezcla homogénea o disolución de docenas de compuestos. es una mezcla heterogénea. En las mezclas heterogéneas, como la formada por arena y agua, los componentes se separan en zonas diferenciadas. Por tanto, la composición y las propiedades físicas varían de una parte a otra de la mezcla. Una salsa para ensalada, una losa de horm i­ gón y una hoja de una planta son todos ellos heterogéneos. Generalmente, es fácil dis­ tinguir las mezclas heterogéneas de las homogéneas. La Figura 1.4 muestra un esque­ ma para clasificar la materia en elementos y compuestos y en mezclas homogéneas y heterogéneas. Separación de mezclas Los componentes de una mezcla pueden separarse m ediante transformaciones físicas adecuadas. Pensemos otra vez en la mezcla heterogénea de arena y agua. Cuando echa­ ► Lo que ayuda a distinguir las mos esta mezcla en un embudo provisto de un papel de filtro poroso, el agua líquida distintas clasificaciones de la pasa a su través y la arena queda retenida en el papel. Este proceso de separación, de materia es su composición, y más concretamente, las variaciones de un sólido del líquido en el que se encuentra en suspensión, recibe el nombre de filtra­ composición. ción. (véase la Figura 1.5a). Es probable que utilice este procedimiento en el laboratorio. Por otra parte, no se puede separar una mezcla homogénea (disolución) de sulfato de cobre(II) en agua por filtración porque todos los componentes pasan a través del papel. ► Además de disoluciones líquidas y gaseosas, puede haber Sin embargo, podemos hervir la disolución de sulfato de cobre(II) en agua. El agua lí­ disoluciones sólidas. Por ejemplo, quida pura se obtiene del vapor liberado al hervir la disolución. Cuando se ha separado algunas aleaciones. toda el agua, el sulfato de cobre(II) permanece en el recipiente. Este proceso se denomi­ na destilación (véase la Figura 1.5b). A FIGURA 1.4 Esquema para clasificar la materia. Una muestra de materia, o es una sustancia simple (un elemento o un compuesto), o es una mezcla de sustancias. A nivel molecular, un elemento consta de átomos de un solo tipo y un compuesto consta de dos o más tipos diferentes de átomos, normalmente unidos formando moléculas. En una mezcla homogénea, los átomos o moléculas están mezclados al azar, a nivel molecular. En una mezcla heterogénea, los componentes están físicamente separados como en una capa de moléculas de octano (un componente de la gasolina) lotando sobre una capa de moléculas de agua. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 7 (a) (b) M FIGURA 1.5 Separadón de mezclas: un proceso físico. (a) Separación de una mezcla heterogénea por filtración: el sulfato de cobre{ll) sólido queda retenido por el papel de filtro mientras el hexano líquido pasa a través del filtro, (b) Separación de una mezcla homogénea por destilación: el sulfato de cobre(II) se queda en el matraz de la izquierda mientras el agua pasa al matraz de la derecha por evaporación y posterior condensación a líquido, (c) Separación de los componentes de la tinta por cromatografía: puede verse una mancha oscura justo encima del nivel del agua, mientras el agua asciende por el papel, (d) El agua ha disuelto los componentes coloreados de la tinta, y estos componentes son retenidos en diferentes zonas del papel según sus diferentes adherencias al papel. Otro método de separación disponible para los químicos modernos se basa en la dis­ tinta capacidad de los compuestos para adherirse a las superficies de varias sustancias sólidas como el papel o el almidón. Este es el fundamento de la técnica de cromatografía. La separación de tinta en un papel de filtro (véase la Figura 1.5c-d) ilustra los impresio­ nantes resultados que se pueden obtener con esta técnica. Descomposición de compuestos Un compuesto químico m antiene su identidad durante las transform aciones físicas pero puede descomponerse en sus elementos constituyentes por medio de transforma­ ciones químicas. Es más difícil descomponer un compuesto en sus elementos constitu­ yentes que la mera separación física de las mezclas. La extracción del hierro de los mi­ nerales de óxido de hierro requiere un alto horno. La obtención de magnesio a partir de cloruro de magnesio a escala industrial requiere electricidad. Generalmente es más fácil convertir un compuesto en otros compuestos mediante reacción química que se­ parar un compuesto en sus elementos constituyentes. Por ejemplo, cuando se calien­ ta el dicromato de amonio se descompone en óxido de cromo(III), nitrógeno y agua. Esta reacción que se utilizaba en las películas para simular un volcán, se muestra en la Figura 1.6. Estados de la materia La materia suele encontrarse en uno de los tres estados, sólido, líquido o gas. En un sóli­ do, los átomos o moléculas están en contacto próximo, a veces en disposiciones muy or­ ganizadas que se llaman cristales. Un sólido tiene una forma definida. En un líquido, los átomos o moléculas están generalmente separados por distancias mayores que en un só- a fig u r a 1.6 lido. El movimiento de estos átomos o moléculas proporciona al líquido una de sus pro- Un cambio químico: piedades más características: la capacidad de fluir cubriendo el fondo y adoptando la for- descomposición del dicromato de amonio ma del recipiente que lo contiene. En un gas, las distancias entre átomos o moléculas son 8 Química general ► FIGURA 1.7 Visión macroscópica y microscópica de la materia. La imagen muestra un cubito de hielo sobre una superficie caliente y los tres estados del agua. Las tres ampliaciones muestran cómo los químicos conciben estos estados microscópicamente, representando las moléculas con dos hidrógenos unidos a un oxígeno. En el hielo (a), las moléculas están ordenadas regularmente en una matriz rígida. En el agua líquida (b), las moléculas están bastante ordenadas pero se mueven libremente. En el agua gaseosa (c), las moléculas están muy separadas. mucho mayores que en un líquido. Un gas siempre se expande hasta llenar el recipien­ te que lo contiene. Dependiendo de las condiciones, una sustancia puede existir solo en uno de los estados de la materia, o puede estar en dos o tres estados. Así, cuando el hie­ lo de una charca empieza a fundir en primavera, el agua está en dos estados, el sólido y d líquido (realmente en tres estados, si tenemos en cuenta el vapor del agua del aire en contacto con la charca). Los tres estados del agua se muestran en la Figura 1.7. El punto de vista macroscópico se refiere a cómo percibimos la materia con nuestros ojos, a través de la apariencia externa de los objetos. El punto de vista microscópico des­ cribe la materia como los químicos la conciben: en función de los átomos y moléculas y de su comportamiento. En este texto describiremos muchas propiedades macroscópicas observables de la materia, pero para explicar estas propiedades frecuentemente recurri­ remos al nivel atómico o molecular, es decir, al nivel microcópico. 1.4 Medida de las propiedades de la materia. ► La información que no es numérica, como el color azul, es Unidades SI Información cualitativa. La química es una ciencia cuantitativa. Esto significa que en muchos casos podemos me­ dir una propiedad de una sustancia y compararla con un patrón que tenga un valor co­ nocido de la propiedad. Expresamos la medida como el producto de un número y una unidad. La unidad indica el patrón con el que hemos comparado la cantidad medida. Cuando decimos que la longitud del campo de fútbol es 100 yardas queremos decir que el campo es 100 veces mas largo que un patrón de longitud llamado yarda (yd). En esta sección introduciremos algunas unidades básicas de medida que son importantes para los químicos. ► La definición del metro se basó El sistema científico de medidas se llama Systéme Internationale d'Unités (Sistema In­ también en el espectro atómico de ternacional de Unidades) y de forma abreviada SI. Es una versión moderna del sistema “ Kr y se cambió por la actual métrico, un sistema basado en la unidad de longitud llamada metro (m). El metro se de­ de la velocidad de la luz en finió originalmente como la diezmillonésima parte de la distancia del ecuador al Polo 1983. La velocidad de la luz se define actualmente como Norte. Esta longitud se trasladó a una barra metálica conservada en París. Desafortuna­ 2,99792458 X 108 m/s. damente, la longitud de la barra está sometida a cambios con la temperatura y no pue- Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 9 T A B LA 1.1 M agnitudes SI básicas T A B LA 1 .2 Prefijo s SI Magnitud física Unidad Símbolo Múltiplo Prefijo Longitud metro m 10* exa (E) Masa kilogramo kg 1015 peta (P) Tiempo segundo s 10* tera (T) Temperatura kelvin K 109 giga (G) Cantidad de sustancia® mol mol 106 mega (M) Intensidad de corriente** amperio A 103 kilo (k) Intensidad luminosac candela cd 102 hecto (h) 101 deca (da) a El mol se introduce en la Sección 2.7. b La intensidad de com ente eléctrica se describe en el Apéndice B y en el Capítulo 20. 10'1 ded (d) c La intensidad luminosa no se describe en este texto. 10-2 centi (c) 10"3 m ili (m) 10-* micro (ju)a 10-* nano (n) 10-12 pico (p) de reproducirse exactamente. El sistema SI sustituye la barra patrón del metro por una 10-15 femto (f) magnitud que puede reproducirse en cualquier sitio: 1 metro es la distancia recorrida por 10"18 atto (a) la luz en el vado en 1/299 792 458 de un segundo. La longitud es una de las siete mag­ 10-21 zepto (z) nitudes fundamentales del sistema SI (véase la Tabla 1.1). Cualquier otra magnitud tiene 10- yocto (y) unidades que se derivan de estas siete. El sistema SI es un sistema decimal. Las magnitu­ a Letra griega «mu». des que difieren de la unidad básica en potencias de diez se indican por medio de prefi­ jos escritos antes de la unidad básica. Por ejemplo, el prefijo kilo significa mil veces (103) la unidad básica y se abrevia por k. Así un kilóm etro = 1000 metros o 1 km = 1000 m. La Tabla 1.2 muestra los prefijos SI. La mayor parte de las medidas de la química se hacen en unidades SI. Algunas ve­ ces debemos convertir unas unidades SI en otras unidades SI, como cuando se convier­ ten kilómetros a metros. Otras veces debemos convertir medidas expresadas en unida­ des que no son SI en unidades SI, o viceversa. En todos estos casos debemos utilizar un factor de conversión o una serie de factores de conversión, en un esquema denominado se­ Es una buena idea memorizar cuencia de conversión. En las secciones siguientes se verá como se resuelven problemas los prefijos SI más frecuentes utilizando una secuencia de conversión. Este método de resolución de problemas se des­ (tales como G, M, k, de, c, m, ¡j., n y p) porque no se puede vivir en cribe con más detalle en el Apéndice A. el mundo científico sin conocer los prefijos SI. Masa M asa es la magnitud que mide la materia de un objeto. En el sistema SI, el patrón de masa es un kilogramo (kg), que es una unidad bastante grande para la mayoría de las apli­ caciones químicas. Frecuentemente utilizamos la unidad gramo (g) que es aproximada­ mente la masa de tres pastillas de aspirina. Peso es la fuerza con que la gravedad actúa sobre un objeto. Es directamente propor­ cional a la masa como se muestra en las ecuaciones siguientes. IV oc m y W = g X m (1 . 1 ) ■<El símbolo oc significa «proporcional a» y puede ser Un objeto material tiene una masa constante (m), que no depende de cómo o dónde se reemplazado por el signo igual y una constante de proporcionalidad. mida. Por otra parte, su peso (W) puede variar debido a que la aceleración de la gra­ En la expresión (1.1) la constante vedad (g) varía un poco de unos puntos de la Tierra a otros. Así, un objeto que pesa de proporcionalidad es la 100,0 kg en San Petersburgo (Rusia), pesa solo 99,6 kg en Panamá (alrededor de un 0,4 aceleración debida a la gravedad, por ciento menos). El mismo objeto pesaría solo unos 17 kg en la Luna. Aunque el peso g. Véase el Apéndice B. varía de un lugar a otro, la masa del objeto es la misma en los tres lugares. Con frecuen­ cia los términos peso y masa se utilizan de forma indistinta, pero solamente la masa es la medida de la cantidad de materia. Un dispositivo habitual en el laboratorio para medir la masa es la balanza. El principio que se utiliza en la balanza es el de contrarrestar la fuerza con que ac­ túa la gravedad sobre una masa desconocida con una fuerza de igual magnitud que puede medirse con precisión. En los modelos antiguos de balanzas esto se consigue a través de la fuerza de gravedad que actúa sobre objetos llamados pesas cuya masa se conoce con precisión. En los tipos de balanzas m ás frecuentes hoy en día en los la­ 10 Química general boratorios, las balanzas electrónicas, la fuerza que contrarresta a la gravedad es una fuerza magnética producida por el paso de una corriente eléctrica a través de un elec­ troimán. Primero se equilibra la balanza cuando no hay ningún objeto sobre el plato. Cuando el objeto a pesar se coloca en el plato, la balanza se desequilibra. Para recu­ perar el equilibrio se debe hacer pasar por el electroimán una corriente eléctrica adi­ cional. La magnitud de esta corriente adicional es proporcional a la masa del objeto que se está pesando y se establece su equivalencia con una lectura de masa que apa­ rece en la escala de la balanza. Al margen se muestra la imagen de una balanza elec­ trónica. 1.2 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS Si se utiliza una balanza de dos platos o una balanza electrónica para determinar la masa de un mismo objeto en la Luna y en la Tierra, ¿se obtendrá el mismo resultado? Justifique su res­ A Una balanza electrónica. puesta. Tiempo En nuestra vida diaria medimos el tiempo en segundos, minutos, horas y años, depen­ diendo de si se trata de intervalos cortos (como el de una carrera de 100 m) o largos (como el tiempo que falta para la siguiente aparición del cometa Halley en el año 2062). Todas estas unidades se utilizan en el trabajo científico, aunque el patrón SI del tiempo es el segundo (s). No es fácil establecer un intervalo de tiempo de 1 segundo. Antigua­ mente se basaba en la duración de un día, pero este tiempo no es constante porque la ve­ locidad de rotación de la tierra varía un poco. Más tarde, en 1956, se definió el segundo ► La radiación electromagnética se como 1/31 556 925,9747 de la duración del año 1900. El desarrollo de los relojes atómi­ estudia en la Sección 8.1. cos hizo posible una definición más precisa. El segundo es la duración de 9 192 631 770 ciclos de una determinada radiación emitida por átomos del elemento cesio conocido como cesio-133. Temperatura Para establecer una escala de temperatura se establecen arbitrariamente ciertos puntos fi­ jos e incrementos de temperatura denominados grados. Dos puntos fijos habituales son la temperatura a la que funde el hielo y la temperatura a la que el agua hierve, ambos a la presión atmosférica estándar.* En la escala Celsius el punto de fusión del hielo es 0 °C, el punto de ebullición del agua es 100 °C, y el intervalo entre ambos se divide en 100 partes iguales llamadas gra­ dos Celsius. En la escala de temperaturas Fahrenheit el punto de fusión del hielo es 32 °F, el punto de ebullición del agua es 212 °F, y el intervalo entre ambos se divide en 180 partes iguales llamadas grados Fahrenheit. La Figura 1.8 compara las escalas de tempe­ ratura Fahrenheit y Celsius. La escala de temperaturas SI se denomina escala Kelvin y asigna el valor cero a la temperatura más baja posible. Este cero, 0 K, tiene lugar a —273,15 °C. En el Capítulo 6 se discutirá en detalle la escala Kelvin de temperaturas, pero hay que resaltar: • El intervalo unidad en la escala Kelvin, llamado kelvin, es igual que un grado Cel­ sius. • Cuando se escribe una temperatura Kelvin, no se utiliza el símbolo de grado. Se es­ cribe 0 K o 300 K, pero no es correcto escribir 0 °K o 300 °K. ► El símbolo SI para la temperatura • La escala Kelvin es una escala absoluta; no hay temperaturas Kelvin negativas. Kelvin e s T , y para la temperatura Celsius es t, pero aquí se En el laboratorio se suelen medir temperaturas Celsius. Frecuentemente, estas tem­ utilizará t{°C ). Análogamente, la temperatura Fahrenheit se peraturas deben convertirse a temperaturas en la escala Kelvin, como por ejemplo para representará F), pero este no describir el comportamiento de los gases. Otras veces, deben convertirse temperaturas está reconocido en S I. de la escala Celsius a la Fahrenheit y viceversa, especialmente en cálculos de ingeniería. * La presión atmosférica estándar se define en la Sección 6.1. El efecto de la presión sobre los puntos de fusión y ebullición se describe en el Capítulo 1Z Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 11 p.c. del agua -373 K -100 °C -2 1 2 °F día caluroso 303 K | —30 °C -8 6 °F p.f. del hielo -2 7 3 K 0°C -3 2 °F día muy frío -238 K ]r- —35 °C ----31 °F 0°C p.e. del nitrógeno líquido -77 K — 196 °C -321 °F (a) <b) OK -273,15 °C -459,67 °F Cero absoluto ▲ FIGURA 1.8 Comparación de escalas de temperatura (a) punto de fusión (p.f.) del hielo. (B) punto de ebullición (p.e.) del agua. Las ecuaciones algebraicas que se dan a continuación permiten llevar a cabo con facili­ dad las conversiones de temperatura. Kelvina partir de Celsius T(K) = í(°C) + 273,15 9 Fahrenheit a partir de Celsius f(°F) = —t(°C) + 32 Celsiusa partir de Fahrenheit í(°C) = “ [f(°F) - 32] Los factores 9/5 y 5/9 aparecen porque la escala Celsius utiliza 100 grados entre los dos puntos de referencia mientras que la escala Fahrenheit utiliza 180 grados: 180/100 = 9/5 y 100/180 = 5/9. El diagrama de la Figura 1.8 ilustra la relación entre las tres escalas de temperatura. EJEM PLO 1.1 Conversión de tem peraturas Fahrenheit y Celsius La predicción de temperatura máxima en N ueva Delhi (India) para un determinado día es 41 °C . Esta tem peratura, ¿es más alta o más baja que la m áxim a de 103 °F anunciada en Phoenix (A rizona) para ese m ismo día? Planteamiento Se da una temperatura C elsiu s y se pide compararla con una temperatura Fahrenheit. Puede utilizarse una de las rela­ ciones anteriores para convertir la temperatura Celsius en Fahrenheit. U tilizarem os la ecuación algebraica que expre­ sa f(°F) en función de t(°C ). Resolución f(°F ) = h ( ° C ) + 3 2 = |( 4 1 ) + 32 = 106 °F La predicción de temperatura en Nueva D elhi, 106 °F , es 3 °F más alta que la de Phoenix, 103 °F. (continúa) 12 Química general Conclusión Para temperaturas f(°C) > —40 °C la temperatura Fahrenheit es mayor que la temperatura Celsius. Si la temperatura Cel­ sius es menor que —40 °C, entonces í(°F) es menor que (más negativa que) f(°C). Véase la Figura 1.8. El apartado Eva­ luación de conceptos 1.3 insiste en la relación entre f(°C) y f(°F). EJEMPLO PRÁCTICO A: Una receta de cocina recomienda una temperatura de 350 °F para asar un trozo de carne. ¿Cuál es esta temperatura en la escala Celsius? EJEMPLO PRÁCTICO B: El motor de un automóvil lleva un anticongelante válido hasta -22 °C. ¿Protejerá este anticon­ gelante el motor a temperaturas del orden de -15 °F? Las respuestas a los Ejercicios Prácticos se dan en la página del Tutorial Mastering Chemis­ try: www.masteringchemistry.com. EVALUACIÓN DE CONCEPTOS ¿Puede existir una temperatura a la cual t(°C) y t(°F) tengan el mismo valor? ¿Puede existir más 1L = 1dm3 1 cm3 = 1 niL de una temperatura de coincidencia? Expliqúese. V 10 cm Unidades derivadas Las siete unidades que aparecen en la Tabla 1.1 son las unidades SI de las magnitudes fundamentales: longitud, masa, tiempo, etc. Muchas propiedades se expresan mediante combinaciones de estas magnitudes básicas o fundamentales. Las unidades de estas pro­ piedades se denominan unidades derivadas. Por ejemplo, la velocidad es una distancia di­ vidida por el tiempo necesario para recorrerla. La unidad de velocidad es la de longitud dividida por tiempo, como m/s o m s“1. Algunas unidades derivadas tienen nombres es­ peciales. Por ejemplo, la combinación kg m_1 s~2 se denomina pascal (Capítulo 6) y la com­ binación kg m 2 s se denomina julio (Capítulo 7). El Apéndice C aporta otros ejemplos. Una medida importante que los químicos expresan mediante unidades derivadas es A FIGURA 1.9 el volumen. El volumen tiene unidades de (longitud)3 y la unidad SI de volumen es el me­ Comparación de algunas tro cúbico (m3). Las unidades de volumen más frecuentes son el centímetro cúbico (cm3) y el unidades métricas de volumen. El volumen mayor (mostrado litro (L). El litro se define como el volumen de 1000 cm3,p o r lo que un mililitro (lm L) es parcialmente) es el patrón SI; 1 igual a 1 cm3. El litro es también igual a un decímetro cúbico (1 dm3). La figura 1.9 mues­ metro cúbico (m3\ Un cubo de tra algunas unidades de volumen. 10 cm (1 dm) de arista (en azul) tiene un volumen de 1000 cm3 (1 dm3) y se llama litro (1 L). El Otras unidades cubito más pequeño tiene 1 cm de Aunque en los Estados Unidos se acostumbra cada vez más a expresar distancias en ki­ arista (en rojo) tiene un volumen de lómetros y volúmenes en litros, la mayor parte de las unidades empleadas en la vida 1 cm3 = 1 mL. diaria todavía no son unidades SI. Las masas se dan en libras, las dimensiones de las habitaciones en pies, etc. En esta obra no se utilizarán sistemáticamente estas unidades cotidianas, pero ocasionalmente, se introducirán en ejemplos y ejercicios al final del ca­ pítulo. En estos casos se darán las equivalencias o se podrán encontrar en la contracu­ bierta posterior. 1.1 ¿ E S T Á P R E G U N T Á N D O S E ...? ¿Por qué es tan im portante escribir las unidades al lado d e un núm ero? En 1993, la agencia espacial americana NASA empezó un programa de investigación so­ bre Marte que incluía una serie de misiones de exploración. En 1995 se planearon dos mi­ siones que fueron llevadas a cabo al final de 1998 y comienzos de 1999. Las naves se lla­ maban Mars Climate Orbiter (MCO) y Mars Polar Lander (MPL) y fueron lanzadas el 11 de diciembre de 1998 y el 3 de enero de 1999, respectivamente. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 13 < El desarrollo científico requiere Nueve meses y medio después del lanzamiento, la nave MCO debía encender su mo­ medidas cuantitativas cuidadosas. tor principal para alcanzar una órbita elíptica alrededor de Marte. El motor arrancó el 23 Las teorías triunfan o fracasan según su grado de concordancia de septiembre de 1999, pero la misión fracasó cuando la nave entró en la atmósfera mar­ con los experimentos hasta la ciana según una órbita más baja que la esperada. La órbita era demasiado baja porque el cuarta cifra significativa o más. ordenador del planeta tierra utilizaba las unidades de ingeniería británicas, mientras que La resolución de problemas, el ordenador de la nave utilizaba unidades SI. las unidades y el uso de cifras significativas (Sección 1.7) son Este error de las unidades hizo que la MCO quedase a 56 km sobre la superficie marcia­ Importantes en todas las áreas de na en vez de los deseados 250 km. A 250 km, la MCO habría entrado en la órbita elíptica la ciencia. deseada y no se habrían perdido 168 millones de dólares, que fue el coste de la misión. 1.5 La densidad, la composición porcentual y su utilización en la resolución de problemas A lo largo del texto irán apareciendo conceptos nuevos sobre la estructura y comporta­ miento de la materia. Una manera de afianzar nuestra comprensión de algunos de es­ tos conceptos es resolver problemas que relacionen las ideas que ya sabemos con aque­ llas que estamos intentando comprender. En esta sección introduciremos dos magnitudes que se necesitan frecuentemente para resolver problemas: la densidad y la composición porcentual. Densidad Ahí va un antiguo acertijo: «¿que pesa más una tonelada de ladrillos o una tonelada de plumas?» Si responde que lo mismo, demuestra comprender bien el significado de masa: una medida de la cantidad de materia. Los que respondan que los ladrillos pesan más que las plumas confunden los conceptos de masa y densidad. La materia está más con­ centrada en un ladrillo que en una pluma, es decir, la materia del ladrillo está confina­ da en un volumen menor. Los ladrillos son más densos que las plumas. La densidad es la razón de masa y volumen. masa (nt) densidad (d) = — :-------- — (1.2) volumen (V) La masa y el volumen son magnitudes extensivas. Una magnitud extensiva depen­ de del tamaño de la muestra observada. Sin embargo, si se divide la masa de una sus­ tancia por su volumen, se obtiene la densidad, una magnitud intensiva. Una magnitud intensiva es independiente del tamaño de la m uestra observada. Por tanto, la densi­ dad del agua pura a 25 °C tiene un valor determinado, sea la de una muestra conteni­ da en un matraz pequeño (masa pequeña/volumen pequeño) o la que llena una pis­ cina (masa grande/volumen grande). Las propiedades intensivas son especialmente importantes en los estudios de química porque suelen utilizarse para identificar sus­ tancias. Las unidades básicas SI de masa y volumen son kilogramo y metro cúbico, respecti­ vamente, pero los químicos generalmente expresan la masa en gramos y el volumen en centímetros cúbicos o mililitros. La unidad de densidad más frecuente es entonces gra­ mos por centímetro cúbico (g/cm3), o la unidad idéntica a ésta de gramos por mililitro (g/mL). La m asa de 1,000 L de agua a 4 °C es 1,000 kg. La densidad del agua a 4 °C es 1000 g/1000 m L = 1,000 g/ mL. A 20°C, la densidad del agua es 0,9982 g/mL. La den­ sidad es una función de la temperatura porque el volumen cambia con la temperatura mientras que la masa permanece constante. Uno de los motivos por los que preocupa el calentamiento de la Tierra es porque si la temperatura media del agua del mar au­ menta, el agua será menos densa. El volumen del agua del mar aumentará y el nivel del mar se elevará, sin considerar que el hielo continental funda. La densidad de una sustancia depende, además de la temperatura, del estado de la materia. En general, los sólidos son más densos que los líquidos y ambos son más densos 14 Química general que los gases. Sin embargo, existen coincidencias importantes. A continuación se dan los intervalos de los valores numéricos generalmente observados para las densidades. Estos datos pueden ser útiles para resolver problemas. RECUERDE • Densidades de sólidos: desde 0,2 g/cm3 hasta 20 g/cm3. que el conocimiento del orden • Densidades de líquidos: desde 0,5 g/mL hasta 3-4 g/mL. de magnitud es una información • Densidades de gases: la mayoría del orden de unos pocos gramos por litro. importante para evitar errores. Si calculando la densidad de En general las densidades de los líquidos se conocen con más precisión que las de un sólido resulta el valor 0,05 los sólidos (que pueden tener defectos en su estructura microscópica). Las densidades g/cm3o 5/) g/cm3 para un de los elementos y los compuestos también se conocen con más precisión que las de los gas, !hay que revisar los materiales con composición variable (como la madera o el caucho). cálculos hechos hasta ese Hay varias consecuencias importantes de las diferentes densidades de sólidos y líqui­ momento! dos. Un sólido insoluble que flote en un líquido es menos denso que el líquido, y despla­ za una masa de líquido igual a su propia masa. Un sólido insoluble que se hunda hasta el fondo en un líquido es más denso que el líquido, y desplaza un volumen de líquido igual a su propio volumen. Los líquidos inmiscibles entre sí, se separan en dos capas distintas, con el líquido más denso en el fondo y el menos denso encima. 1.4 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS ¿Qué fracción de su volumen se sumergirá (aproximadamente) un bloque de madera de 1,00 kg (d = 0,68 g/cm3) que flota en agua? RECUERDE que en una secuencia de La densidad en las secuencias de conversión conversión deben cancelarse Si medimos la masa de un objeto y su volumen, una simple división nos da su densi­ todas las unidades excepto la dad. Una vez que conocemos la densidad de un objeto, podemos utilizarla como factor unidad deseada en el de conversión para obtener la masa o el volumen del objeto. Por ejemplo, un cubo de os­ resultado final (véase el mio de 1,000 cm de arista pesa 22,59 g. La densidad del osmio (el más denso de los ele­ Apéndice A.5). Obsérvese que las magnitudes dadas y las mentos) es 22,59 g/cm3. ¿Cual será la masa de otro cubo de osmio que tiene 1,25 pulga­ calculadas suelen ser das de arista (1 pulgada (in) = 2,54 cm)? Para resolver este problema podemos empezar magnitudes extensivas, y que con la relación entre el volumen de un cubo y la longitud de su arista, V = l3 . A conti­ los factores de conversión nuación se puede establecer una secuencia de conversión: suelen ser magnitudes intensivas. in osmio -----> cm osm io-----> cm3 osm io-----►g osmio (convierte in a cm) (convierte cm a cm3) (convierte cm3a g osmio) 3 22,59 g osmio ? g osmio = 1,25 jir x 2,54 cm x — -— ^----- = 723 g osmio 1 in 1 cm3 La densidad del mercurio, el único metal que es líquido, es 13,5 g/mL a 25°C. Supon­ ga que deseamos saber el volumen en mL de 1,000 kg de mercurio a 25°C. Debemos pro­ ceder de la siguiente manera: (1) asimilación de la información disponible, 1,000 kg de mercurio y d = 13,5 g/mL (a 25 °C); (2) identificación exacta de lo que intentamos deter­ minar, un volumen en mililitros (que designaremos como mL de mercurio); (3) búsque­ da de los factores de conversión necesarios. Para encontrar estos factores nos servirá de ayuda establecer la secuencia de conversión: kg mercurio-----» g mercurio---- * mL mercurio Necesitamos el factor 1000 g/kg para pasar de kilogramos a gramos. La densidad pro­ porciona el factor para pasar de masa a volumen. Pero en este ejemplo es necesario utili­ zar la densidad de forma inversa, es decir, 1000 g 1 mL mercurio ? mL mercurio = 1,000 kg X ---------- X --------——--------- — 74,1 mL mercurio 1 kg 13,5 g Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 15 Los Ejemplos 1.2 y 1.3 también ponen de manifiesto que los cálculos numéricos en los que interviene la densidad son generalmente de dos tipos: obtención de la densidad a partir de medidas de masa y volumen, o bien el uso de la densidad como factor de con­ versión para relacionar la masa y el volumen. EJEM PLO 1.2 Relación entre la densidad, la masa y el volumen La barra cilindrica de acero inoxidable representada a continuación, tiene una densidad de 7,75 g/cm3. ¿Qué longitud de barra debemos cortar para separar 1,00 kg de acero? El volumen de un cilindro se encontrara en la contraportada posterior. ,___________________________________________ I ( 0 1.000 in i Planteamiento Los datos son la densidad, d, y la masa, m, que debemos cortar. Dado que d = m/V, debemos despejar V y posteriormen­ te sustituirlo en la fórmula del volumen del cilindro, V = irr2 h, para calcular la longitud de barra, h. Aparecen dos uni­ dades de masa (g y kg) y dos de longitud (in y cm) por lo que necesitaremos, al menos, dos conversiones de unidades. Para evitar errores, se incluyen las unidades en todos los cálculos intermedios. Resolución Resuelva la Ecuación (1.2) para V. La inversa de la m 1 V =—= m X— densidad, 1/d, es el factor de conversión para conver­ a d tir la masa en volumen. 1000 g i cm3 , Calcule el volumen de la barra que tenga 1,00 kg de v = 1, 0 0 k g x ^ x _ = 129cm 3 masa. Habrá que utilizar el factor de conversión de kga g. , V 129 cm3 Resuelva V = irr2 h, para calcular h. Asegúrese de que h = — ~ = -------------- -------------------------- -------r- = 25,5 cm utiliza el radio de la barra (mitad de su diámetro) y iiT 3,1416 X (01500 in X 2,54 cm/1 in)2 que expresa el radio en centímetros. Conclusión Una manera de comprobar este resultado es rehacer el problema a la inversa. Por ejemplo, calculamos d = 1,00 X X 103 g/[3,1416 X(l,27 cm)2X25,5 cm] =7,74 g/cm3, que es muy próxima a la densidad dada en el enunciado. Pode­ mos estar seguros de que el resultado h =25,5 cm es correcto. EJEMPLO PRÁCTICO A: Para determinar la densidad del tricloroetileno, un líquido que se usa para desengrasar compo­ nentes electrónicos, se pesa un matraz vacío (108,6 g). Después se llena con 125 m í de tricloroetileno y se obtiene una masa total de 291,4 g. ¿Cuál es la densidad del tricloroetileno en gramos por mililitro? EJEMPLO PRÁCTICO B: Supóngase que, en lugar de la barra cilindrica del Ejemplo 1.2, se desea preparar una esfera de cobre de 1,000 kg (d = 8,96 g/cm3). ¿Cuál debe ser el radio de la bola? EJEM PLO 1.3 Determinación de la densidad de un sólido con forma irregular En la Figura 1.10 se pesa un trozo de carbón dos veces, suspendido de una balanza. Cuando el sólido se suspende en el aire, pesa 156 g; y cuando se suspende en agua a 20 ^C pesa 59 g. ¿cuál es la densidad del carbón? La densidad del agua a 20 °C es 0,9982 g cm-3. Planteamiento Necesitamos la relación masa/volumen en el carbón. La masa es fácil de obtener, nos la proporciona la balanza cuan­ do el carbón está suspendido en el aire: 156 g. ¿cuál es el volumen del trozo de carbón? El dato clave es la pesada de la piedra sumergida en agua. Cuando está sumergido, el carbón pesa menos de 156 g porque el agua ejerce un em­ puje hacia arriba que es igual a la diferencia entre las dos pesadas: 156 g - 59 g = 97 g. Recuerde la afirmación de la (continúa) 16 Química general ► FIGURA 1.10 Determinación del volumen de un sólido irregular Cuando el sólido se sumerge en un líquido, desplaza un volumen de líquido igual al suyo. Los datos necesarios para obtener el volumen son dos medidas de masa como se ilustra en las fotos; los cálculos se muestran en el Ejemplo 1.3. página 14: todo sólido sumergido desplaza un volumen de agua igual a su propio volumen. No sabemos cuál es este volumen de agua, pero sabemos que la masa del agua desplazada es 97 g, y su densidad es 0,9982 g cm"3, por tanto podemos determinar el volumen de agua desplazada. Resolución La masa de la piedra de carbón es 156 g. Sea magua la masa del agua desplazada, el volumen de agua desplazada se calcula: v = ^ = 156S - 59g cm3 d 0,9982 g/cm3 El volumen del trozo de carbón es el mismo que el volumen de agua desplazada. Por tanto, la densidad del carbón es 156 S d = — ---- j = 1,6 g/cm 3 97 cm Conclusión Para determinar la densidad de un objeto, hay que medir ambas, la masa y el volumen de ese objeto. El Ejemplo 1.3 muestra que no es preciso medir directamente el volumen. Los pasos seguidos en la resolución permiten deducir la si­ guiente relación: (densidad del objeto)/( densidad del agua) = (peso del agua)/(peso en aire - peso en agua). La expresión anterior muestra que se puede determinar la densidad de un objeto haciendo dos pesadas: una en el aire y otra en un fluido (como agua) de densidad conocida. EJEMPLO PRÁCTICO A: Una probeta contiene 33,8 mL de agua. Se introduce una piedra de masa 28,4 g y el nivel del agua se eleva a 44,1 mL. ¿Cuál es la densidad de la piedra? EJEMPLO PRÁCTICO B: En la situación de la fotografía, cuando un cubo de hielo se fun­ de completamente, ¿se derramará el agua del recipiente, bajará el nivel del agua o perma­ necerá inalterado? Expliqúese. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 17 La composición porcentual como factor de conversión En la Sección 1.2 se describió la composición, como una característica para identificar una muestra de materia. Una forma habitual de expresar la composición es mediante los por­ centajes. El porcentaje (per centum en latín) donde per significa «para cada» y centum sig­ nifica «100». Así, el porcentaje es el número de partes de un componente en 100 partes del total. Decir que una muestra de agua de mar contiene 3,5 por ciento en masa de clo­ ruro de sodio, significa que hay 3,5 g de cloruro de sodio por cada 100 g de agua de mar. Establecemos las relaciones en gramos ya que hablamos de porcentaje en masa. Podemos expresar este porcentaje escribiendo las siguientes razones 3,5 g cloruro de sodio 100 g agua de mar --------------------- y --------------------- (i,3) 100 g agua de mar 3,5 g cloruro de sodio En el Ejemplo 1.4, utilizaremos una de estas razones como factor de conversión. EJEM PLO 1.4 Utilización de la composición porcentual como factor de conversión Se desea obtener una muestra de 75 g de cloruro de sodio (sal de mesa) por evaporación hasta sequedad de una cierta cantidad de agua de mar que contiene 3,5 por ciento en masa de cloruro de sodio. ¿Qué volumen de agua de mar, en litros, debe utilizarse? Suponga que la densidad del agua de mar es 1,03 g/mL. Planteamiento La secuencia de conversión es: g de cloruro de sodio —* g de agua de mar —* mL de agua de mar —>L de agua de mar. Para convertir g de cloruro de sodio a g agua de mar, necesitamos el factor de conversión de la expresión (1.3) con g agua de mar en el numerador y g cloruro de sodio en el denominador. Para convertir g de agua de mar a mL de agua de mar utilizamos la inversa de la densidad del agua de mar como factor de conversión Para hacer la conversión final de mL de agua de mar a L de agua de mar, utilizamos la relación 1 L = 1000 mL. Resolución Siguiendo la secuencia de conversión descrita anteriormente, obtenemos 100 g agua de mar ? L agua de mar = 75 g cloruro de sodio X — --------------- -------— 3,5 g cloruro de sodio x 1 mL agua dé mar ^ 1 Lagua de mar 1,03 g agua de mar L000 mL agua de mar = 2,1 L agua de mar Conclusión Para resolver este problema, establecemos la secuencia de conversión y después consideramos los factores de conver­ sión que se necesitan. Utilizaremos este método a lo largo del texto. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuántos kilogramos de etanol hay en 25 L de una disolución de «gasohol» que contiene 90 por ciento en masa de gasolina y 10 por ciento en masa de etanol? La densidad del gasohol es 0,71 g/mL. EJEMPLO PRÁCTICO B: El alcohol de romero es una disolución al 70 por ciento en masa de alcohol isopropüico en agua. Si una muestra de 25,0 mL de este alcohol de romero contiene 15,0 mg de alcohol isopropüico, ¿cuál es la densidad de la disolución? 1 .2 ¿ E S T Á P R E G U N T Á N D O S E ...? ¿Cuándo hay que multiplicar y cuándo dividir al hacer un problema con porcentajes? Una forma habitual de utilizar un porcentaje es convertirlo en forma decimal (3,5 por cien­ to se convierte en 0,035) y después multiplicar o dividir por este decimal pero, a veces, los estudiantes no saben decidir lo que tienen que hacer. Esta dificultad se resuelve si el (continúa) 18 Química general porcentaje se expresa como un factor de conversión y se usa de forma que se produzca la cancelación de unidades adecuada. Recuerde también que La cantidad de un componente \ debe ser siempre menor que la mezcla total. I Componente^ (Multiplicar por el porcentaje.) L ____________ i La cantidad de la mezla total debe ser siempre mayor que la cantidad MEZCLA de cualquiera desús componenetes. (Pividir por el porcentaje.) Si en el Ejemplo 1.4 no hubiéramos sido cuidadosos en la cancelación de las unidades RECUERDE y hubiéramos multiplicado por el porcentaje (3,5/100) en lugar de dividir (100/3,5), que una respuesta numérica habríamos obtenido un valor numérico de 2,5 X 10“3. Esta sería una muestra de 2,5 mL que vaya en contra del de agua de mar, que pesaría aproximadamente 2,5 g. Es evidente, que una muestra sentido común probablemente de agua de mar que contiene 75 g de cloruro de sodio debe tener una masa mayor de es incorrecta. 75 g. 1.6 La incertidumbre en las medidas científicas Todas las medidas están sometidas a error. Los instrumentos de medida están construi­ dos de modo que se producen errores inherentes, denominados errores sistem áticos. Por ejemplo, una balanza de cocina podría dar lecturas consistentes pero que son 25 g demasiado altas, o un termómetro dar lecturas 2 °C demasiado bajas. Las limitaciones en la habilidad del experimentador o en la capacidad para leer un instrumento científi­ co también conducen a errores y dan resultados que pueden ser demasiado altos o de­ ► Los errores accidentales masiado bajos. Estos errores se denominan errores accidentales. se observan por la dispersión La precisión se refiere al grado de reprodudbilidad de la magnitud medida, esto de los datos y pueden tratarse eficazmente tomando el valor es, la proximidad de los resultados cuando la misma cantidad se mide varias veces. medio de muchas medidas. Por el La precisión de una serie de medidas es alta, o buena, si cada una de las medidas contrario, los errores sistemáticos se desvía solamente una pequeña cantidad del valor medio. A la inversa, si hay una constituyen un problema para el científico experimental. No se desviación grande entre las medidas, la precisión es poca, o baja. La exactitud se re­ aprecian con facilidad y deben fiere a la proximidad de una medida a un valor aceptable, o valor «real». Las medi­ evitarse mediante un método de das de precisión alta no siempre son exactas, ya que podría existir un error sistemá­ calibración cuidadoso de muestras o resultados conocidos. Los tico grande. Un grupo de tres dardos muy próxim os cerca del borde de una diana errores sistemáticos influyen en la puede considerarse preciso pero no muy exacto si la intención fue disparar al cen­ exactitud de una medida, mientras tro de la diana. Aún así, los científicos se esfuerzan en conseguir una gran precisión que los errores accidentales están en las medidas. relacionados con la precisión de las medidas. Para ilustrar estas ideas, considere la medida de la masa de un objeto utilizando las dos balanzas mostradas en la página 19. Una de ellas es una balanza monoplato, o gra- natario, que da la masa en gramos con solo una cifra decimal. La otra es una sofisticada balanza analítica que da la masa con cuatro cifras decimales. La siguiente tabla da los resultados obtenidos cuando se pesa el objeto tres veces en cada balanza. Para el gra- natario, la media de las medidas es 10,5 g con las medidas comprendidas entre 10,4 g y 10,6 g. Para la balanza analítica, la media de las medidas es 10,4978 g , con las medi­ das comprendidas entre 10,4977 y 10,4979 g. La dispersión de los datos obtenidos con el granatario (±0,1 g) es mayor que la obtenida con la balanza analítica (±0,0001 g). Así, los resultados obtenidos utilizando el granatario tienen menor precisión que los obte­ nidos utilizando la balanza analítica. 1.5 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS Un conjunto de medidas, ¿puede ser preciso sin ser exacto? ¿Puede la media de un conjunto de medidas ser exacta y las medidas individuales no ser precisas? Explíqueb. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 19 Granatario Balanza analítica Tres medidas 10,5; 10,4; 10,6 g 10,4978; 10,4979; 10,4977 g Valor medio 10,5 g 10,4978 g Reproducibilidad ±0,1 g ±0,5 g Precisión baja o poca alta o buena 1.7 Cifras significativas Considere las siguientes medidas hechas en una balanza de poca precisión: 10,4,10,2 y 10.3 g. El resultado que se daría es la media, es dedr, 10,3 g. Un científico interpretaría estos resultados de forma que los dos primeros dígitos, 10, se conocen con certeza, y el último dígito, 3, tiene error puesto que fue estimado. Es dedr, la masa se conoce solo hasta la aproximadón de 0,1 g, hecho que podríamos ex­ presar escribiendo 10,3 ± 0,1 g. Para un dentífico, la medida 10,3 g significa que tiene tres d fras significativas. Si expresamos esta masa en kilogramos en lugar de gramos, 10.3 g = 0,0103 kg, la medida viene también expresada por tres d fras significativas, in­ cluso aunque se muestren más de tres dígitos. Para las medidas en la balanza analíti­ ca, se daría el valor 10,3107 g, un valor con seis cifras significativas. El número de dfras significativas en una medida es una indicadón de la capaddad del dispositivo de me­ dida y de la predsión de las medidas. Con frecuenda necesitamos determinar el número de dfras significativas en una mag­ nitud numérica. Las reglas para hacer esto se indican en la Figura 1.11 y son las siguien­ tes: • Todos los dígitos distintos de cero son significativos. • Los ceros también son significativos pero con dos importantes excepciones para can­ tidades menores que la unidad. Todos los ceros (1) que preceden a la coma dedmal, o que siguen (2) a la coma dedm al y preceden al primer dígito distinto de cero, no son significativos. • El caso de ceros terminales que preceden a la coma decimal en cantidades mayo­ res de la unidad es ambiguo. La cantidad 7500 es un ejemplo de caso ambiguo. ¿Queremos dedr 7500 m con una predsión de un metro?, ¿de 10 m? Si todos los ce- ios son significativos, si el valor tiene cuatro cifras significativas, podemos escribir 7500, m. Es dedr, escribiendo una coma dedmal, que por otra parte no es necesaria, se indica 20 Química general No significativo: No significativos: Significativos: cero ceros para todos los ceros entre «sin valor posicionar afras distintas de cero representativo» la coma decimal ► FIGURA 1.11 \ 0 * 0 y 0 / 4 0 0 4 5 0 0 Determinadón del número de afras significativas. El número 0,004004500 tiene siete cifras Significativos: V Significativos: significativas. Todos bs dígitos distintos de todos las cifras ceros al final oero son significativos, y también algunos de los ceros. distintas de cero y a la derecha ae ia coma que todos los ceros anteriores a la coma dedm al son significativos. Esta técnica no ayu­ da si solamente uno de los ceros o ningún cero es significativo. La mejor solución en­ tonces es utilizar la notación exponencial. (Revise el Apéndice A si es necesario). El co­ eficiente establece el número de cifras significativas y la potencia de diez sitúa la coma decimal. 2 cifras significativas 3 cifras significativas 4 cifras significativas 7,5X103m 7,50 X 103 m 7,500 X l0 3m G fras significativas en los cálculos numéricos La precisión no puede aumentar ni disminuir en los cálculos en que intervienen las mag­ ► Una regla más exacta sobre nitudes medidas. Hay varios métodos para determinar cómo expresar con precisión el ia multiplicadón/división es resultado de un cálculo, pero normalmente es suficiente con observar algunas reglas sen­ que el resultado debe tener cillas respecto a las cifras significativas. aproximadamente el mismo error relativo (expresado en partes por den, porcentaje, o partes por mil) que la magnitud conodda con menor precisión. Normalmente la El resultado de una multiplicación o una división puede tener como máximo tantas cifras regla de las dfras significativas significativas como la magnitud que se conoce con menor precisión en el cálcub. está de acuerdo con este requisito aunque puede fallar en algunas ocasiones (véase el Ejercicio 67). En la siguiente multiplicación en cadena para determinar el volumen de un bloque rectangular de madera, debemos redondear el resultado a tres cifras significativas. La Fi­ gura 1.12 puede ayudar a comprender esto. 14,79 cm X 12,11 cm X5,05 cm =904 cm3 (4 áf. sig.) (4 áf. sig.) (3 á f sig.) (3 df. sig.) Al sumar y restar números la regla que se aplica es la siguiente El resultado de la suma o la resta debe expresarse con el mismo número de cifras decimales que la magnitud con menos cifras decimales. ► En la adición y sustracción el error absoluto en el resultado Considere la siguiente suma de masas no puede ser menor que el error absoluto en la magnitud conocida con menor precisión. En la suma 15,02 g de la derecha, el error absoluto en una magnitud es ±0,1 g; en otra, 9986,0 g ±0,01 g y en la tercera, ±0,001 g. 3,518 g La suma debe expresarse con un error absoluto de ±0,1 g. 10 004,538 g Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 21 A FIGURA 1.12 Cifras significativas en la multiplicación. Al obtener el producto 14,79 cm X 12,11 cm X5,05 cm, la cantidad conocida con menos precisión es 5,05 cm. Las calculadoras muestran los productos de 14,79 y 12,11 por 5,04, 5,05 y 5,06; respectivamente. En los tres resultados solamente los dos primeros dígitos «90...» coinciden. Las diferencias aparecen en el tercero. No está justificado tomar dígitos más allá del tercero. Expresamos el volumen como W 4 cm3. Normalmente, en lugar de hacer un análisis detallado de este tipo, podemos utilizar una idea más simple: El resultado de una multiplicación solo puede tener tantas cifras significativas como las que tenga la cantidad menos precisa. La suma tiene la misma incertidumbre, ±0,1 g, que el sumando que tenga el menor número de cifras decimales, 9986,0. Observe que este cálculo no está condicionado por las cifras significativas. De hecho la suma tiene más cifras significativas (6) que cualquie­ ■4 Más adelante necesitaremos aplicar las ideas sobre cifras ra de los sumandos. significativas a los logaritmos. Hay dos situaciones en las que una de las magnitudes que aparece en el cálculo puede Este concepto se discute en el ser exacia, esto es, que no está afectada por errores en la medida. Esto puede ocurrir Apéndice A. • por definición (como 1 min = 60 s, o 1 in = 2,54 cm) • como resultado de contar (como las seis caras en un cubo, o los dos átomos de hi­ drógeno en una molécula de agua). Puede considerarse que los números exactos tienen un número ¡limitado de cifras significativas. 1.6 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS A Como trabajo práctico de cifras significativas, revise los cálculos ¿Cuál de las siguientes definiciones de la longitud de 1 pulgada es más precisa? de la Sección 1.6. Observará que están de acuerdo con las reglas 1 in = 2,54 cm o 1 m = 39,37 in anteriores de cifras significativas. Explíquelo. Redondeo de los resultados numéricos Para expresar 15,453 y 14775 con tres cifras significativas, escribiríamos: 15,5 y 1,48 X 104 respectivamente. Cuando necesitemos eliminar un dígito, es dedr, redondear un núme­ ro, la regla más simple a seguir es aumentar el último dígito en una unidad si el dígito < Algunas personas prefieren la regla del «redondeo del 5 a par». eliminado es 5, 6 ,7 , 8, o 9 y dejar el último dígito sin cambiar si el dígito eliminado es 0, A sí, 15,55 se redondea a 15,6 y 1, 2, 3, o 4*. Para expresar 15,44 con tres cifras significativas se redondea a 15,4; y 15,45 17,65 se redondea a 17,6. En la se redondea a 15,5. banca y con conjuntos de muchos datos, el redondeo necesita ser imparcial. Con un número pequeño de datos, esto es menos * C. J. Guare, J. Chem . Educ., 68,818 (1991). importante. 22 Química general EJEM PLO 1.5 Aplicación de las reglas sobre cifras significativas: multiplicación/división Exprese el resultado del siguiente cálculo con el número correcto de cifras significativas. 0,225 X Q0035 ? 2,16 X 10"2 Planteamiento Observando las tres cantidades, vemos que la menos precisa es 0,0035, con dos cifras significativas. Nuestro resultado también debe contener únicamente dos cifras significativas. Resolución Cuando realizamos el cálculo utilizando una calculadora electrónica, el resultado obtenido es 0,0364583. En el plantea­ miento del problema indicamos que el resultado debe redondearse a dos cifras significativas, y así el resultado se ex­ presará adecuadamente como 0,036 o como 3,6 X 10“2. Conclusión Para comprobar cualquier error en el cálculo, podemos estimar la respuesta correcta mediante un cálculo men­ tal rápido usando los exponenciales. La respuesta sería (2 X 10_1)(4 X 10“3)/(2 X 10“2) « 4 X 10-2, y así es. Expre­ sar los números en forma exponencial, puede ayudamos a estimar rápidamente el resultado que nos daría la cal­ culadora. EJEMPLO PRÁCTICO A: Realice el siguiente cálculo y exprese el resultado con el número adecuado de cifras signifi­ cativas. 62,356 _ ? 0,000456 X 6,422 X 103 EJEMPLO PRÁCTICO B: Realice el siguiente cálculo y exprese el resultado con el número adecuado de cifras signifi­ cativas. 8,21 X 104 X 1,3 X 10~3 = ? Q00236 X 4,071 X 10"2 EJEM PLO 1.6 Aplicación de las reglas sobre cifras significativas: adición/sustracción Exprese el resultado del siguiente cálculo con el número correcto de cifras significativas. (2,06 X 102) + (1,32 X104) - (1,26 X 1Ó3) = ? Planteamiento Si el cálculo se realiza con una calculadora electrónica, se pueden introducir las cantidades tal como están escritas y ex­ presar la respuesta obtenida con el número correcto de cifras significativas. Para determinar el número correcto de ci­ fras significativas, identifique la cantidad mayor y después escriba las otras cantidades con la misma potencia de diez que aparece en la cantidad mayor. La respuesta no puede tener más dígitos después de la coma decimal que la canti­ dad con menor número de dígitos después de la coma. Resolución La cantidad mayor es 1,32 X104, por tanto escribimos las otras dos cantidades como 0,0206 X104y 0,126 X 104. El resul­ tado del cálculo debe redondearse a dos cifras decimales. (2,06 X102) + (1,32 X104) - (1,26 X ID3) = (0,0206 X 104) + (1,32 X 104) - (0,126 X104) = (0,0206 +1,32 - 0,126) X 104 = 1,2146 X104 = 1,21 X104 Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 23 Conclusión Si vuelve a la nota del margen de la página 20, verá que hay otra forma de abordar este problema. Para determinar el error absoluto en la cantidad menos precisa, escribimos las tres cantidades como (2,06 ± 0,01) X102, (1,32 ± 0,01) X 104 y (1,26 ± 0,01) X103. Concluimos que 1,32 X104 tiene el mayor error absoluto (±0,01 X 104), y así el error absoluto en el resultado del cálculo anterior es también ±0,01 X104. Por tanto, 1,2146 X 104se redondea a 1,21 X 104. EJEMPLO PRÁCTICO A: Exprese el resultado del siguiente cálculo con el número adecuado de cifras significativas. 0,236 + 128,55 -1 0 2 ,1 = ? EJEMPLO PRÁCTICO B: Realice el siguiente cálculo y exprese el resultado con el número adecuado de cifras significa­ tivas: (1,302 X 103) + 952,7 _ (1,57 X 102) - 12,22 Para trabajar con los ejemplos anteriores, probablemente utilizó una calculadora elec­ RECUERDE trónica. La ventaja de la utilización de las calculadoras electrónicas es que no tenemos que la adición y sustracción que escribir los resultados intermedios. En general, prescinda de los casos particulares en siguen una regla de cifras los que puede estar justificado el redondeo intermedio y almacene todos los resultados significativas y la intermedios en su calculadora electrónica sin tener en cuenta las cifras significativas. Des­ multiplicación y división una pués, redondee al número correcto de cifras significativas solo en la respuesta final. regla diferente. M aste rT n g G H E M IS TR Y w w w .m a s te r in g c h e m is tr y .c o m A fin ales de los años sesen ta los cien tífico s d eb atían acalo rad am en te el d escu b rim ien to de una nueva form a de agua llam ada p oliagua. P ara acceder a un exam en del debate sobre la poliagua y la im portancia del m étodo científico para ayudar a la com unidad científica a alcanzar un consenso, puede ir a A tención a (Focus On) del C apítulo 1 (A plicación del m étodo científico: poliagua) en la página w eb de M asteringC hem istry. Resumen 1.1 El m étodo Científico El método científico es un La materia puede sufrir dos tipos de cambios: los cambios quí­ conjunto de procedimientos utilizados para desarrollar expli­ micos o reacciones son cambios en la composición; los cam­ caciones de los fenómenos naturales y posiblemente prede­ bios físicos son cambios en el estado o forma física y no afec­ cir fenómenos adicionales. Las cuatro etapas fundamentales tan a la composición. del método científico son (1) toma de datos mediante observa­ ciones y experimentos; (2) reducción de los datos a expresio­ 1 .3 Clasificación de la materia Los bloques básicos de nes matemáticas o verbales conocidas como leyes naturales; construcción de la materia se denominan átomos. La materia (3) propuesta de una explicación plausible de los datos a través formada por una colección de un solo tipo de átomos se cono­ de un hipótesis; (4) comprobación de la hipótesis a través de ce como un elemento. Una muestra de materia compuesta por predicciones y experimentación adicional, conduciendo final­ dos o más elementos se conoce como un compuesto. Una mo­ mente a un modelo conceptual denominado teoría, que explica lécula es la entidad más pequeña de un compuesto que tiene la hipótesis, y a menudo, otras hipótesis relacionadas. las mismas proporciones de los átomos constituyentes que el compuesto. Los elementos y compuestos conjuntamente for­ 1 .2 Propiedades de la materia La materia se define man los tipos de materia denominados sustancias. Las mez­ como cualquier cosa que ocupa espacio, posee masa y muestra clas de sustancias pueden clasificarse en homogéneas y hete­ inercia. La composición se refiere a los componentes de una rogéneas (véase la Figura 1.4). Los tres estados de la materia son muestra de materia y sus proporciones relativas. Las propie­ sólido, líquido y gas. dades son las cualidades o atributos que distinguen la mate­ ria de una muestra de otra. Las propiedades de la materia pue­ 1 .4 Medida de las propiedades de la materia. Uni­ den agruparse en dos grandes categorías: físicas y químicas. dades SI La química es una dencia cuantitativa; esto sig­ 24 Química general nifica que las medidas químicas se expresan normalmente en tra. La densidad se utiliza como un factor de conversión en una términos de un número acompañado por una unidad. El sis­ gran variedad de cálculos. tema científico de medida, denominado Systbne Internationale d'Unités (abreviado SI), comprende siete magnitudes básicas 1.6 La incertidumbre en las medidas científicas Las (Tabla 1.1). La masa describe una cantidad de materia. El peso medidas están sujetas a errores sistemáticos y accidentales. Al mide la fuerza de la gravedad sobre un objeto; el peso está re­ realizar una serie de medidas, el grado en el que las medidas lacionado con la masa pero es diferente a ella. Las escalas de están de acuerdo entre sí se conoce como precisión de la medi­ temperatura utilizadas por los químicos son las escalas Celsius da. El grado en el que las medidas están de acuerdo con el va­ y Kelvin. La escala de temperatura Fahrenheit, utilizada en la lor real, se conoce como exactitud de la medida. vida diaria en los Estados Unidos, también se utiliza en algu­ nas áreas industriales. Las tres escalas pueden relacionarse al­ 1.7 Cifras Significativas Es importante usar el número apropiado de cifras significativas ya que evita sugerir que gebraicamente (véase la Figura 1.8). una cantidad calculada tiene un mayor grado de precisión en 1.5 La densidad, la composición porcentual y su utili­ el permitido por la precisión de las cantidades originalmente zación en la resolución de problemas La masa y el vo­ medidas. La precisión de una respuesta no puede ser mayor lumen son propiedades extensivas; dependen de la cantidad de que la precisión de los números utilizados en el cálculo. Ade­ materia en la muestra. La densidad es la razón de la masa de más, para indicar el número correcto de cifras significativas en una muestra y su volumen, es una propiedad intensiva, una una cantidad calculada, es importante conocer las reglas para propiedad independiente de la cantidad de materia de la mues­ redondear los resultados numéricos. Ejem plo de recapitulación Considere un bloque de madera hexagonal de 58,35 g que tiene 5,00 cm de lado y 1,25 cm de espesor, con un agujero de 2,50 cm de diámetro perforado en el centro. También se dan las densidades del hexano liquido (d = 0,667 g/mL) y del decano líquido (d = 0,845 g/mL) Suponga que la densidad de una mezcla de los dos líquidos es función lineal del porcentaje en volumen de la disolución. Determine el porcentaje en volumen del hexano necesario en la disolución para que el bloque de madera hexagonal empiece a flotar en la disolución. Planteamiento El primer objetivo es determinar la densidad del bloque de madera, d = m/V. Se conoce la masa, de forma que el cálculo crítico es el volumen. La clave para calcular el volumen es identificar que el volumen del bloque es la diferencia entre dos volúmenes: el volumen del bloque si no hubiera agujero menos el volumen del agujero cilindrico. El segundo objetivo será escribir una ecuación sencilla que relacione la densidad con el porcentaje en volumen de la disolución líquida. Después, resolver esa ecuación para el porcentaje en volumen de hexano que forma una disolución con una densidad igual a la densidad calculada para la madera. Resolución El bloque sólido hexagonal puede dividirse en seis bloques más pequeños, siendo cada uno un triángulo equilátero de longitud /y altura h. El área del triángulo viene dada por la fórmula 1 1 A = —(base X altura) = — X Z X h Solo se conoce la base, /(5,00 cm). Para expresar h en función de /, utilizamos el teorema de Pitágoras para el triángulo rectángu­ lo dibujado, es decir, a2 + ir2 = c2, reorganizado de la forma a2 = c¿ - b1. Ahora, para el área de cada uno de los triángulos tenemos: Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 25 Sustituyendo /= 5,00 cm y multiplicando el área por el espesor, 1,25 cm, obtenemos un volumen de V3 V = — X (5,00 cm)2 X 1,25 cm = 13,5 cm3 El volumen del bloque hexagonal de madera sin el agujero cilindrico, es el de seis bloques triangulares. V = 6X 13,5 cm3 = 81,0 cm3 El volumen del agujero cilindrico de radio 1,25 cm (la mitad del diámetro de 2,50 cm) y una altura de 1,25 cm es V = ttt2/! = 3,1416 X (1,25 cm2) X 1,25 cm =6,14 cm3 El volumen del bloque de madera es la diferencia V = 81,0 cm3 —6,14 cm3 = 74,9 cm3 La densidad de la madera es m 58/35 g d = V = 74,9 cm3 = a779 S /cm ° ° '779 S /m L La fórmula general para una relación lineal (línea recta) es y = mx + b En este caso, y representa la densidad, d, de la disolución (en g/mL) y x la fracción en volumen de hexano (porcentaje en volumen/100). Sustituyendo la densidad del decano puro en la ecuación, se observa que para x =0; b = 0,845. d =0,845 = (mX0) + fr Ahora, utilizando la densidad del hexano puro d =0,667, y los valores x = 1,00 y b = 0,845, se obtiene el valor de m. d = 0,667 = (m X 1,00) + 0,845 m =0,667 —0 ,8 4 5 = —0,178 La etapa final es encontrar el valor de x para una disolución que tiene la misma densidad que la madera: 0,779 g/mL. d = 0,779 = -0,178* + 0,845 0,845 - 0,779 0,178 La fracción de volumen del hexano es 0,37 y el porcentaje en volumen de la disolución es 37 por ciento de hexano y 63 por cien­ to de decano. Evaluación Hay un punto en el comienzo de este cálculo en el que se puede comprobar si nuestro trabajo es correcto. Hay dos posi­ bilidades para la densidad del bloque de madera: (1) que sea menor de 1 g/cm3 (prácticamente todas las madera flotan en el agua), y (2) que se encuentre entre 0,667 g/cm3 y 0,845 g/cm3. Si la densidad calculada de la madera estuviera fue­ ra de este intervalo, el bloque de madera flotaría en ambos líquidos o se hundiría en ambos haciendo imposible el resto del cálculo. Otro punto destacable en este cálculo es que están justificadas tres cifras significativas a lo largo de todo el cálculo. En este mo­ mento, como se hace la diferencia entre dos números de magnitudes similares, el número de cifras significativas disminuye de tres a dos. EJEMPLO PRÁCTICO A: El magnalio es una mezcla sólida, una aleación de aluminio y magnesio. Un trozo de forma irre­ gular de una muestra de magnalio se pesa dos veces, una vez en el aire y otra en aceite vegetal utilizando una balanza (véase la Figura 1.10). El peso en el aire es 211,5 g y el peso en aceite es 135,3 g. Si las densidades del aluminio puro, magnesio puro y aceite vegetal son 2,70 g/cm3, 1,74 g/cm3, y 0,926 g/cm3, respectivamente, ¿cuál es el porcentaje en masa de magnesio en este trozo de magnalio? Suponga que la densidad de una mezcla de dos metales es una función lineal de la composición en porcen­ taje en masa. EJEMPLO PRÁCTICO B: Una determinada muestra de agua de mar tiene una densidad de 1,027 g/cm3a 10 °C y contiene 2,67 por ciento en masa de cloruro de sodio. Dado que el cloruro de sodio tiene un 39,34 por ciento en masa de sodio y que la masa de un átomo de sodio es 3,817 X10-26 kg, calcule la máxima masa de sodio y el número máximo de átomos de sodio que pueden extraerse de una muestra de 1,5 L de agua de mar. 26 Química general GHEMISTRY _S Encontrará m ás cuestiones en el área de estudio en w w w .m asteringchem istry.com Ejercicios (véanse también los Apéndices A-l y A-5) El método científico 1. ¿Cuáles son las principales razones para que se acepte una to pero no malvado». ¿Qué cree que Einstein quiso decir teoría en lugar de otra? con esta frase? 2. ¿Es posible predecir cuántos experimentos son necesarios 4. Describa en qué aspectos una ley científica difiere de una para comprobar una ley natural? Explíquelo. legislativa. 3. Una premisa importante entre los científicos es que exis­ 5. Describa qué características debe tener un experimento te un orden subyacente en la naturaleza. Einstein descri­ para poder comprobar una teoría. bió esta creencia con las siguientes palabras «Dios es astu- 6. Describa qué características debe tener una teoría científica. Propiedades y dasificadón de la materia 7. Indique si las siguientes propiedades de la materia son fí­ 10. Indique si cada una de la siguientes muestras pertenecen a sicas o químicas. una sustancia pura o a una mezcla y, en el caso de ser una (a) Un clavo de hierro atraído por un imán; mezcla, si es homogénea o heterogénea. (b) Un trozo de papel se quema espontáneamente cuando (a) una astilla de madera; su temperatura alcanza 451 °F; (b) tinta roja; (c) Una estatua de bronce que adquiere un recubrimiento (c) agua destilada; verde (pátina) con el tiempo; (d) zumo de naranja exprimido fresco. (d) Un bloque de madera que flota en el agua. 11. Sugiera procesos físicos para separar las siguientes mez­ 8. Indique si las siguientes propiedades son físicas o químicas. clas. (a) Un trozo de manzana cortado que se vuelve marrón; (a) limaduras de hierro y virutas de madera; (b) El contacto con una losa de mármol que produce sen­ (b) vidrio molido y sacarosa (azúcar de caña); sación de frío; (c) agua y aceite de oliva; (c) El color azul del zafiro; (d) escamas de oro y agua. (d) Un recipiente de cerámica que se endurece por cocción 12. ¿Qué tipo de transformación, física o química, es necesario en un homo. llevar a cabo para realizar las siguientes separaciones? 9. Indique si cada una de las siguientes muestras pertenecen [Sugerencia: utilice una lista de los elementos.] a una sustancia pura o a una mezcla; y en el caso de ser (a) azúcar de una mezcla arena/azúcar; una mezcla, si es homogénea o heterogénea. (b) hierro del óxido de hierro (herrumbre); (a) aire fresco limpio; (c) agua pura a partir de agua de mar; (b) una cuchara plateada; (d) agua a partir de lodos arenosos en agua. (c) sal de ajo; (d) hielo. Aritmética exponencial 13. Exprese los siguientes números con la notación exponen­ 16. Exprese cada uno de los siguientes valores en forma expo­ cial. (a) 8950; (b) 10 700.; (c) 0,0240; (d) 0,0047; (e) 938,3; nencial. Incluya las unidades en la respuesta cuando sea (f) 275 482. necesario. 14. Exprese los siguientes números en la forma decimal habitual, (a) la radiación solar recibida por la Tierra: 173 mil billo­ (a) 3,21 X 10"2; (b) 5,08 X 10“4; (c) 121,9 X 10“5; (d) 16,2 X 1(T2. nes de vatios. 15. Exprese cada uno de los siguientes valores en forma expo­ (b) el diámetro medio de la célula humana: 1 diezmilloné- nencial. Incluya las unidades en la respuesta cuando sea sima de metro. necesario. (c) la distancia entre los centros de los átomos en la plata: (a) la velocidad del sonido (a nivel del mar): 34 000 centí­ 142 billonésimas de metro. metros por segundo. iv (5,07 X 104) X (1,8 X 10r3)2 _ (b) el radio ecuatorial de la Tierra: 6378 kilómetros. (d) 0,065 + (3,3 X 10-2) (c) la distancia entre los dos átomos de hidrógeno en la mo­ lécula de hidrógeno: 74 trillonésimas partes de un metro. (2,2 X 103) + (4,7 X 102) Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 27 Cifras significativas (a) (38,4 X 10r3) X (6,36 X 105) = (1,45 X 102) X (8,76 X 10“4) 17. Indique si cada uno de los siguientes valores es un núme­ (b) r j -----------= ro exacto, o una magnitud medida afectada por alguna in- (9,2 X 10~3) certidumbre. (c) 24,6 + 18,35 - 2,98 = (a) el número de hojas de papel en una resma de papel; (d) (1,646 X 103) - (2,18 X 102) + [(1,36 X 104) X (5,17 X 10~2)] = (b) el volumen de leche en una botella de litro; (c) la distancia entre la Tierra y el Sol; -7,29 X 10"4 + \ / (7,29 X 10"4)2 + 4(1,00)(2,7 X 10-5) (e) (d) la distancia entre los centros de los dos átomos de oxí­ 2 X (1,00) geno en la molécula de oxígeno. [Sugerencia: La regla de las cifras significativas para la ex­ 18. Indique si cada uno de los siguientes valores es un núme­ tracción de una raíz es la misma que para la multiplica­ ro exacto o una magnitud medida afectada por alguna in- ción.] certidumbre. 24. Exprese el resultado de cada uno de los siguientes cálcu­ (a) el número de páginas de este texto; los en forma exponencial y con el número adecuado de ci­ (b) el número de días del mes de enero; fras significativas. (c) el área de un solar en una ciudad; (a) (4,65 X 104) X (2,95 X 10"2) X (6,663 X 10r3) X 8,2 = (d) la distancia entre los centros de los átomos en una me­ 1912 X (0,0077 X 104) X (3,12 X 10"3) dalla de oro. (b) 3 19. Exprese cada uno de los siguientes números con cua­ (4,18 X 1CT4) tro cifras significativas, (a) 3984,6; (b) 422,04; (c) 186 000; (c) (3,46 X ltf) X 0,087 X 15,26 X 1,0023 = (d) 33 900; (e) 6,321 X 104; (f) 5,0472 X ÍO^. (4,505 X 10"2)2 X 1,080 X 1545,9 20. ¿Cuántas cifras significativas se muestran en los siguien­ (d) --------------- = tes números? Si el número queda indeterminado, explique 0,03203 X 103 por qué. (a) 450; (b) 98,6; (c) 0,0033; (d) 902,10; (e) 0,02173; (-3,61 X 10“4) + \/(3,61 X 10-4)2 + 4(1,00)(1,9 X 10"5) (f) 7000; (g) 7,02; (h) 67 000 000. (e) = 2 X (1,00) 21. Realice los siguientes cálculos: exprese el resultado de cada uno de los siguientes cálculos en forma exponencial y con [Sugerencia: La regla de las cifras significativas para la ex­ el número adecuado de cifras significativas. tracción de una raíz es la misma que para la multiplica­ (a) 0,406 X 0,0023 = ción.] (b) 0,1357 X 16,80 X 0,096 = 25. Una nota de prensa describiendo el viaje sin paradas del (c) 0,458 +0,12 —0,037 = avión ultraligero Voyager, alrededor del mundo en 1986, (d) 3 2 ,1 8 + 0 ,0 5 5 -1 ,6 5 2 = incluyó los siguientes datos. 22. Realice los siguientes cálculos: exprese cada número de la recorrido del vuelo: 25 012 mi respuesta en forma exponencial y con el número apropia­ tiempo del vuelo: 9 días, 3 minutos, 44 segundos do de cifras significativas. capacidad del depósito de combustible: casi 9000 Ib 320 X 24,9 _ combustible sobrante al final del vuelo: 14 gal. (a) 0,080 Calcule con el número máximo de cifras significativas po­ sibles: 432,7 X 6,5 X 0,002300 _ (a) la velocidad media de la nave en kilómetros por hora; 62 X 0,103 (b) el consumo de combustible, en kilómetros por kilogra­ , , 32,44 + 4.9 - 0,304 mo de combustible (suponga una densidad de 0,70 g/ mL <c)--------- --------------- = para el combustible). 8,002 + 0,3040 26. Utilice el concepto de cifras significativas para criticar la ( ) 13,4 - 0,066 + 1,02 “ forma en que se presentó la siguiente información. «La re­ 23. Realice los siguientes cálculos y mantenga el número apro­ serva estimada y comprobada de gas natural a 1 de enero piado de cifras significativas en cada resultado. de 1982, era de 2911 346 billones de pies cúbicos». U n id ad e s de m e d id a 27. Realice las siguientes conversiones. (a) 68,4 in = cm; (a) 0,127 L = ___ mL; (b) 94 ft = m; (b) 15,8 mL = ____L; (c) 1,42 lb = g; o1 00 (c) 981 cm3 = ____L; (d) kg; II 1 (d) 2,65 m3 = ____cm3. (e) 1,85 gal = ___ dm 28. Realice las siguientes conversiones. (f) 3,72 qt = ____mL. (a) 1,55 kg = ___ g; 30. Calcule los siguientes números: (b) 642 g = ____kg; (a) los metros cuadrados (m2) en 1 kilómetro cuadrado (c) 2896 mm = ____cm; (km2); (d) 0,086 cm = ____mm. (b) los centímetros cúbicos (cm3) en 1 metro cúbico (m3); 29. Realice las siguientes conversiones de unidades no SI a (c) los metros cuadrados (m2) en 1 milla cuadrada (mi2) unidades SI. (Utilice la información de la contraportada (1 mi =5280 ft). interior posterior cuando sea necesario.) 28 Química general 31. ¿Cuál de las dos masas es mayor, 3245 ¿ig o 0/30515 mg? (a) ¿Qué cantidad de aspirina, expresada en miligramos, Explíquelo. hay en las dos tabletas? 32. ¿Cuál de las dos masas es mayor, 3257 mg o 0,000475 kg? (b) ¿Cuál es la dosis de aspirina expresada en miligramos Explíquelo. por kilo de peso? 33. Una unidad utilizada en hípica, que no es SI, es la mano, (c) Con esta dosis diaria de tabletas de aspirina, ¿cuántos que tiene 4 pulgadas. ¿Cuál es la altura, en metros, de un días tardaría en consumir 1,0 kg de aspirina? caballo, que mide 15 manos de altura? 37. El área de un terreno en unidades SI se mide en hectáreas, 34. La unidad estadio se utiliza en carreras de caballos. Las uni­ (1 hectárea = 1 hm2). La unidad habitualmente utilizada en dades cadena y eslabón se utilizan en agrimensura. Hay exac­ Estados Unidos para áreas de terrenos, es el acre. ¿Cuán­ tamente 8 estadios en 1 mi, 10 cadenas en 1 estadio y 100 tos acres corresponden a una hectárea? (1 mi2 = 640 acres, eslabones en 1 cadena. ¿Cuál es la longitud de 1 eslabón ex­ 1 mi = 5280 ft, 1 ft = 12 in). presada en centímetros y con tres cifras significativas? 38. En un libro de referencia de ingeniería, se encuentra que 35. Un corredor alcanza la línea de 100 yardas en 9,3 s. A esta la densidad del hierro es 0,284 lb/in3. ¿Cuál es la densi­ misma velocidad, dad en g/cm3? (a) ¿cuánto tardaría este corredor en recorrer 100,0 m? 39. En un manual del usuario de un automóvil americano, se (b) ¿cuál es la velocidad del corredor en metros por se­ encuentra que la presión habitual para el funcionamiento gundo? óptimo de las ruedas del automóvil es 32 lb/in2. ¿Cuál es (c) ¿cuánto tiempo tardaría el corredor en recorrer una el valor de esta presión expresada en gramos por centíme­ distancia de 1,45 km? tro cuadrado y en kilogramos por metro cuadrado? 36. Una unidad de masa que no es SI, utilizada en farmacia, es 40. El volumen de un glóbulo rojo de la sangre es aproximada­ el grano (gr); (15 gr = 1,0 g). Una tableta de aspirina con­ mente 90,0 X 10-12 cm3. Suponiendo que los glóbulos rojos tiene 5,0 gr de aspirina. Un paciente artrítico de 155 Ib de de la sangre son esféricos, ¿cuál es el diámetro de un gló­ peso toma dos tabletas de aspirina diarias. bulo rojo, en milímetros? Escalas de temperatura 41. Deseamos graduar un termómetro en temperaturas Celius al laboratorio de química un termómetro que tiene un in­ y Fahrenheit. En la escala Celsius la marca de temperatu­ tervalo de -10 a 110 °C para hacer esta tarea. ¿Servirá este ra más baja está a -10 °C, y la marca de temperatura más termómetro para ello? Explíquelo. alta está a 50 °C. ¿Cuáles son las temperaturas Fahrenheit 45. Se decide establecer una nueva escala de temperatura en equivalentes? la que el punto de fusión del mercurio (—38,9 °C) es 0 °M 42. Las temperaturas máxima y mínima registradas en San y el punto de ebullición del mercurio (356,9 °C) es 100 °M. Bernardino, California, son 118 y 17 °F, respectivamente. ¿Cuál sería (a) el punto de ebullición del agua en °M?; y ¿Cuáles son estas temperaturas en la escala Celsius? (b) la temperatura del cero absoluto en °M? 43. El cero absoluto de temperatura es —273,15 °C. ¿Sería posi­ 46. Se dedde establecer una nueva escala de temperatura en la ble conseguir una temperatura de -465 °F? Explíquelo. que el punto de fusión del amoníaco (-77,75 °C) es 0 °A y 44. En una clase de economía doméstica se encarga un trabajo el punto de ebullición del amoníaco (—33,35 °C) es 100 °A. consistente en hacer un dulce que requiere una mezcla de ¿Cuál sería (a) el punto de ebullición del agua en °A? y (b) la azúcar fundido (234-240 °F). Un estudiante pide prestado temperatura del cero absoluto en °A? Densidad 47. Una muestra de 2,18 L de ácido butírico, una sustancia pre­ dad de 0,987 g/mL. ¿Qué masa de acetona, en kilogramos, sente en la mantequilla rancia, tiene una masa de 2088 g. está presente en 7,50 L de esta disolución? ¿Cuál es la densidad del ácido butírico en gramos por mi­ 52. Una disolución contiene 10,05 por ciento en masa de saca­ lilitro? rosa (azúcar de caña). ¿Qué masa de la disolución, en gra­ 48. Una muestra de 15,2 L de cloroformo a 20 °C tiene una mos, se necesita para una aplicación que requiere 1,00 kg masa de 22,54 kg. ¿Cuál es la densidad del cloroformo a de sacarosa? 20 °C, en gramos por mililitro? 53. Un fertilizante contiene 21 por ciento en masa de nitró­ 49. Para determinar la densidad de la acetona, se pesa dos ve­ geno. ¿Qué masa de este fertilizante, en kilogramos, se ces un bidón de 55,0 gal. Este bidón pesa 75,0 Ib cuando necesita para una aplicación que requiere 225 g de ni­ está vacío y 437,5 Ib cuando se llena con acetona. ¿Cuál es la trógeno? densidad de la acetona expresada en gramos por mililitro? 54. Una muestra de vinagre, tiene una densidad de 1,006 g/mL 50. Para determinar el volumen de un recipiente de vidrio de y contiene 5,4 por ciento en masa de ácido acético. ¿Cuán­ forma irregular, el recipiente se pesa vacío (121,3 g) y lle­ tos gramos de ácido acético se encuentran presentes en no de tetracloruro de carbono (283,2 g). ¿Cuál es la capaci­ 1,00L de este vinagre? dad de este recipiente, en mililitros, si la densidad del te­ 55. Calcule la masa de un bloque de hierro (d = 7,86 g/cm3) con tracloruro de carbono es 1,59 g/mL? las siguientes dimensiones: 52,8 cm X 6,74 cm X 3,73 cm. 51. Una disolución que contiene 8,50 por ciento en masa de 56. Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (d = 7,75 acetona y 91,5 por ciento en masa de agua, tiene una densi­ g/cm3) de 18,35 cm de altura y 1,88 cm de radio. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 29 57. Se dan las siguientes densidades a 20 °C: agua, 0,998 g/cm3; 61. En la sangre normal hay aproximadamente 5,4 X 109 hierro, 7,86 g/cm3; aluminio, 2,70 g/cm3. Ordene los siguien­ glóbulos rojos por mililitro. El volumen de un glóbulo tes objetos por orden de masa creciente. rojo es aproximadamente 90,0 X 10"12 cm3, y su densi­ (a) una barra rectangular de hierro, de dad es 1,096 g/mL. ¿Cuántos litros de sangre comple­ 81,5 cm X2,l cm X 1,6 cm ta serían necesarios para obtener 0,5 kg de glóbulos ro­ jos? (b) una lámina de aluminio, de 62. Una técnica utilizada en su momento por los geólogos para 12,12 m X3,62 m X 0,003 cm medir la densidad de un mineral consiste en mezclar dos líquidos densos en la proporción necesaria para que floten (c) 4,051 L de agua. los granos del mineral. Cuando se coloca una muestra de 58. Para determinar la masa aproximada de un pequeño perdi­ la mezcla en la que flota el mineral calcita en una de estas gón de cobre se ha llevado a cabo el siguiente experimento. botellas, el peso es 15,4448 g. La botella vacía pesa 12,4631 Se cuentan 125 perdigones y se añaden a 8,4 mL de agua en g y cuando está llena de agua, pesa 13,5441 g. ¿Cuál es la una probeta; el volumen total es ahora de 8,9 mL. La densi­ densidad de la muestra de calcita? (Todas las medidas se dad del cobre es 8,92 g/cm3. Determine la masa aproxima­ realizan a 25 °C, y la densidad del agua a 25 °C es 0,9979 da de un perdigón suponiendo que todos tienen las mis­ g/mL). mas dimensiones. 59. La densidad del aluminio es 2,70 g/cm3. Un trozo cuadra­ do de lámina de aluminio, de 22,86 cm de lado, pesa 2,568 g. ¿Cuál es el espesor de esta lámina en milímetros? 60. La pieza angular dibujada a continuación está hecha en acero de densidad 7,78 g/cm3. ¿Cuál es la masa en gramos de este objeto? 1,35 cm A A la izquierda, los granos del mineral calcita flotan en la superficie del bromoformo líquido {d = 2,890 g/mL). A la derecha, los granos se hunden al fondo del cloroformo líquido (d = 1,444 g/mL). Mezclando bromoformo y cloroformo en las proporciones necesarias para que los granos empiecen a flotar, se puede determ inarla densidad de la calcita (Ejercicio 62). Composición porcentual 63. En una clase de 76 estudiantes los resultados de un deter­ 65. Una disolución acuosa de sacarosa que contiene 28/) por cien­ minado examen fueron: 7 con la calificación A, 22 con B, 37 to en masa de sacarosa, tiene una densidad de 1,118 g/mL. con C, 8 con D y 2 con F. ¿Cuál fue la distribución de notas ¿Qué masa de sacarosa, en gramos, está contenida en 3,50 L expresada en porcentajes? es decir, porcentaje de A, por­ de esta disolución? centaje de B, y así sucesivamente. 66. Una disolución acuosa que contiene 12,0 por ciento en 64. Una clase de 84 estudiantes tuvo una distribución final de masa de hidróxido de sodio, tiene una densidad de notas de: 18 por ciento A, 25 por ciento B, 32 por ciento C, 1,131 g/mL. ¿Qué volumen, en litros, de esta disolu­ 13 por ciento D, 12 por ciento F. ¿Cuántos estudiantes reci­ ción debe utilizarse si se necesitan 2,25 kg de hidróxi­ bieron cada calificación? do de sodio? Ejercicios avanzados y de recapitulación 67. De acuerdo con las reglas de las cifras significativas, el 68. La siguiente expresión representa la densidad en función de producto de las cantidades medidas 99,9 m y 1,008 m, de­ la temperatura (t), entre 15 y 65 °C, de una disolución que bería expresarse con tres cifras significativas, 101 m2. En contiene 6,38 por ciento en masa de para-diclorobenceno: este caso, sin embargo, sería más apropiado expresar el íf(g/mL) = 1,5794 - 1,836 X10"3 (f -1 5 ) resultado con cuatro cifras significativas, 100,7 m2. Expli­ que por qué. ¿A qué temperatura tendrá esta disolución una densidad de 1,543 g/mL? 30 Química general 69. Una disolución utilizada para clorar una piscina contiene 7 por ciento en masa de cloro. El nivel de cloro ideal para la piscina es una parte por millón (lppm). (1 ppm signifi­ ca 1 g de cloro por 1 millón de gramos de agua). Si se su­ ponen densidades de 1,10 g/mL para la disolución de clo­ ro y 1,00 g/mL para el agua de la piscina, ¿qué volumen, en litros, de disolución de cloro, se necesita para conseguir un nivel de cloro de 1 ppm en una piscina de 18 000 galo­ nes de capacidad? 70. Se desea obtener una masa estándar de 1,000 kg cortan­ do una barra de acero, de sección triangular (equilátero) cuyo lado es 2,50 in. La densidad del acero es 7,70 g/cm3. ¿Cuántas pulgadas de longitud debe tener este trozo de barra? 71. El volumen de agua de mar en la Tierra es aproximada­ mente de 330 000 000 mi3. Si el agua de mar tiene un 3,5 por ciento en masa de cloruro de sodio y una densidad de 1,03 g/mL, ¿cuál es la masa aproximada de cloruro de so­ dio, expresada en toneladas, disuelta en el agua de mar en 78. El dispositivo que se representa en el dibujo a continua­ la Tierra? (1 ton =2000 Ib) ción, es un picnòmetro que se utiliza para la determina­ 72. El diámetro del alambre metálico, se especifica por su nú­ ción de densidades. A partir de los datos presentados a mero de calibrado del estándar americano. Un alambre continuación y de la densidad del agua a 20 °C (0,99821 g/ de calibre 16 tiene un diámetro de 0,05082 in. ¿Qué lon­ mL), determine la densidad del metanol, en gramos por gitud de alambre, en metros, hay en un carrete de 1,00 Ib mililitro. de alambre de cobre de calibre 16? La densidad del cobre es 8,92 g/cm3. 73. El magnesio se encuentra en el agua de mar en una pro­ porción de 1,4 g de magnesio por kilogramo de agua de mar. ¿Qué volumen de agua de mar, en metros cúbicos, tendría que emplearse para producir 1,00 X 105 toneladas de magnesio? (1 ton =2000 Ib). Suponga una densidad de 1,025 g/mL para el agua de mar. 74. Una velocidad típica de depósito del polvo («lluvia de polvo») del aire no contaminado es 10 ton por milla cua­ drada y por mes. (a) Exprese esta lluvia de polvo en mi­ Vado Lleno de agua Lleno con metanol 25,601 g a 20 °C: 35,552 g a 20 °C: 33,490 g ligramos por metro cuadrado y por hora, (b) Si el polvo tiene una densidad media de 2 g/cm3, ¿cuánto tiempo 79. Si el picnòmetro del Ejercicio 78 se llena con etanol a 20 °C tardaría en acumularse una capa de polvo de 1 mm de en lugar de metanol, la masa observada es 33,470 g. ¿Cuál espesor? es la densidad del etanol? ¿Con qué precisión podría de­ 75. En los EEUU, el volumen de agua de regadío se expre­ terminar la composición de una disolución etanol-metanol sa en acres-pie. Un acre-pie es un volumen de agua su­ midiendo su densidad en un picnòmetro? Suponga que la ficiente para cubrir un acre de tierra con una altura de densidad de la disolución es una función lineal del porcen­ agua de 1 ft. (640 acres = 1 mi2; 1 mi = 5280 ft). El princi­ taje en volumen. pal lago del Proyecto Hidrológico de California es el lago 80. Un picnòmetro (véase el Ejercicio 78) pesa 25,60 g vacío y Oroville, cuya capacidad de almacenamiento de agua 35,55 g cuando se llena con agua a 20 °C. La densidad del es de 3,54 X 106 acres-pie. Exprese el volumen del lago agua a 20 °C es 0,9982 g/mL. Cuando se introducen 10,20 Oroville en (a) pies cúbicos; (b) metros cúbicos; (c) ga­ g de plomo en el picnòmetro y éste se llena con agua a 20 lones U.S. XI, la masa total es 44,83 g. ¿Cuál es la densidad del plo­ 76. Un termómetro Fahrenheit y otro Celsius se introducen en mo, en gramos por centímetro cúbico? el mismo medio. ¿A qué temperatura Celsius corresponde 81. En el distrito del Gran Vancouver, se clora el agua de abas­ una lectura numérica en el termómetro Fahrenheit tecimiento de la región en 1 ppm, es decir, 1 kilogramo de (a) 49° menos que la del termómetro Celsius? cloro por millón de kilogramos de agua. El cloro se añade (b) doble de la del termómetro Celsius? en forma de hipoclorito de sodio, que tiene 47,62 por cien­ (c) una octava parte de la del termómetro Celsius? to de cloro. La población de este distrito es de 1,8 millones (d) 300° más alta que la del termómetro Celsius? de personas. Si cada persona utiliza 750 L de agua por día, 77. La ilustración que acompaña a este problema muestra una ¿cuántos kilogramos de hipoclorito de sodio deben aña­ probeta de 100/) mL medio llena con 8,0 g de tierra de dia- dirse al agua cada semana para tener el nivel requerido de tomeas, un material que consta fundamentalmente de síli­ cloro de 1 ppm? ce y se usa como un medio filtrante en las piscinas. ¿Cuán­ 82. Un Boeing 767 debe repostar para volar desde Montreal tos mililitros de agua se requieren para llenar la probeta a Edmonton. Puesto que el instrumento de calibrado de hasta la marca de 100,0 mL? La tierra de diatomeas es in- combustible del avión no funcionaba, un mecánico utilizó soluble en agua y tiene una densidad de 2,2 g/cm3. una varilla para determinar el combustible que quedaba en Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 31 el avión, que fue de 7682 L. El avión necesitaba 22 300 kg nes de nafta leño en benceno a 30 °C en función del porcen­ de combustible para el viaje. Para determinar el volumen taje en masa del naftaleno. necesario de combustible el piloto preguntó el factor de conversión necesario para convertir un volumen de com­ d(g/cm3) = bustible en masa de combustible. El mecánico dio el fac­ ,-6/ 1,153 - 1,82 X 10"3(%N) + 1,08 X 10_6(%N): tor de 1,77. Suponiendo que este factor estaba en unidades Utilice esta ecuación para calcular (a) la densidad del ben­ métricas (kg/L), el piloto calculó que el volumen que de­ ceno puro a 30 °C; (b) la densidad naftaleno puro a 30 °C; bía añadirse era 4916 L y añadió este volumen. Como con­ (c) la densidad de una disolución que tiene 1,15 por ciento secuencia, el 767 agotó el combustible pero hizo un aterri­ de naftaleno a 30 °C; (d) el porcentaje en masa de naftaleno zaje forzoso en el aeropuerto de Gimli cerca de Winnipeg. en una disolución que tiene una densidad de 0,952 g/cm3 El error se debió a que el factor 1,77 estaba en unidades de a 30 °C. [Sugerencia: Para (d) necesita utilizar una fórmula libras por litro. ¿Qué volumen de combustible debería ha­ cuadrática. Véase la Sección A-3 del Apéndice A.] berse añadido? 86. El volumen total de hielo en la Antártida es aproximada­ 83. La siguiente ecuación puede utilizarse para calcular la den­ mente de 3,01 X 107 km3. Si todo el hielo de la Antártida sidad del agua líquida a una temperatura Celsius en el in­ se fundiera por completo, estime el aumento, del nivel del tervalo desde 0 °C a 20 °C: mar h que resultaría debido al agua líquida adicional en­ , 0,99984 + (1,6945 X 10_2f) - (7,987 X 10"6*2) trando en los océanos. Las densidades del hielo y el agua ¿(g/cm ) = — -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- son 0,92 y 1,0 g/cm3, respectivamente. Suponga que los 1 + (1,6880 x 10"2í) océanos del mundo cubren un área A de aproximadamen­ (a) Determine la densidad del agua a 10 °C con cuatro ci­ te 3,62 X108 km2 y que el aumento de volumen de los océa­ fras significativas. nos puede calcularse como A X h. (b) ¿A qué temperatura el agua tiene una densidad de 87. Una botella vacía de 3,00 L pesa 1,70 kg y llena con vino 0,99860 g/cm3? pesa 4,72 kg. El vino contiene 11,5 por ciento en masa de (c) Demuestre que la densidad del agua pasa a través de alcohol etílico. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico hay en un máximo en algún punto en el intervalo de temperatu­ 250.0 mL de este vino? ra donde se aplica la ecuación. Hágalo de tres formas dife­ 88. El filamento de una bombilla incandescente es un alam­ rentes: bre muy fino de tungsteno (d = 19,3 g/cm3). El diámetro (i) por estimación. del alambre es muy difícil de medir directamente, de for­ (ii) gráficamente. ma que a veces se estima por medio de la masa de una de­ (iii) basándose en el cálculo diferencial. terminada longitud. Si un alambre de 0,200 m de longitud 84. Un trozo de espuma de poliestireno que mide 24,0 cm por pesa 42,9 mg, ¿cuál es el diámetro del alambre? Exprese la 36/) cm y por 5,0 cm, flota cuando se coloca en un cubo de respuesta en milímetros. agua. Cuando se coloca un libro de 1,5 kg sobre la espu­ 89. El contenido de alcohol en sangre (CAS) se mide en por­ ma, ésta se hunde parcialmente como se representa en el centaje masa-volumen, de forma que 0,10 por ciento co­ diagrama a continuación. Suponiendo que la densidad del rresponde a 0,10 g de alcohol etílico por 100 mL de sangre. agua es 1,00 g/mL, ¿cuál es la densidad de la espuma? En muchas jurisdicciones, una persona se considera legal­ mente intoxicada si su CAS es 0,10 por ciento. Suponga -36,0 cm— — i 24,0 c r n / H T. J2.0 cm que una persona de 68 kg tiene un volumen de sangre to­ tal de 5,4 L y absorbe el alcohol etílico a una velocidad de 10.0 g por hora* ¿Cuántos vasos de 145 mL de vino consu­ 5,0 cm Ii midos durante tres horas producirán un CAS de 0,10 por ciento en esta persona? Suponga que la densidad del vino es 1,01 g/mL y que tiene 11,5 por ciento en masa de alco­ hol etílico. (*La velocidad a la que se absorbe el alcohol va­ 85. A partir de una tabla de datos se obtiene la siguiente ecua­ ría drásticamente de una persona a otra. El valor dado aquí ción, que permite calcular las densidades (d) de disolucio­ es realista pero no necesariamente exacto.) Problemas de seminario 90. Con el objeto de determinar la posible relación entre el año ¿Qué conclusión o conclusiones válidas pudieron deducir de acuñación de los peniques americanos y su masa (en sobre la relación entre las masas de los peniques acuñados gramos), unos estudiantes pesaron una serie de peniques el mismo año y en años sucesivos? y obtuvieron los siguientes datos. 91. En el tercer siglo a. de C. el matemático griego Arquíme- des, descubrió un importante principio que es útil para la 1968 1973 1977 1980 1982 1983 1985 determinación de densidades. Se dice que el rey Herón de 3,11 3,14 3,13 3,12 3,12 2,51 2,54 Siracusa (Sicilia) llamó a Arquímedes para comprobar que una corona hecha para él por un orfebre, era de oro puro 3,08 3,06 3,10 3,11 2,53 2,49 2,53 y no de una aleación de plata y oro. Por supuesto, Arquí­ 3,09 3,07 3,06 3,08 2,54 2,47 2,53 medes tenía que comprobarlo sin estropear lo más mínimo 32 Química general la corona. Describa cómo hizo esto Arquímedes, o si usted las conclusiones que se pueden deducir a partir de cada no sabe el resto de la historia, redescubra el principio de uno de los esquemas y haga la mejor estimación de la den­ Arquímedes y explique cómo puede utilizarse para resol­ sidad del plástico. ver esta cuestión. 92. El termómetro de Galileo mostrado en la fotografía se basa 50,0 g 5.6 g en la dependencia de la densidad con la temperatura. El lí­ o Bromoformo, Agua, 157 / Etanol quido en el cilindro exterior y el líquido en las bolas de vi­ — / d - 2,890 g/mL 20 °C drio flotantes parcialmente llenas es el mismo, excepto que IDO- \ ioo J se ha añadido un colorante al líquido de las bolas. Explique cómo funciona el termómetro de Galileo. u Él (a) (b) (c) (d) 95. Como se indicó en la sección 1.1 de ¿Está preguntándo­ se..?, la MCO se perdió debido a la mezcla en las unida­ des utilizadas para calcular la fuerza necesaria para corre­ gir su trayectoria. Los ordenadores en tierra, generaron el fichero de corrección de la fuerza. El 29 de septiembre de 1999, se descubrió que las fuerzas calculadas por el orde­ nador de tierra para uso en la programación de la navega­ ción MCO estaban calculadas por defecto en un factor de 4,45. La trayectoria errónea llevó a la MCO a 56 km por en­ cima de la superficie de Marte; la trayectoria correcta ha­ bría llevado a la MCO aproximadamente a 250 km por en­ cima de la superficie. A 250 km, la MCO hubiera entrado con éxito en la órbita elíptica deseada. Los datos conteni­ dos en el fichero de corrección de la fuerza se obtuvieron 93. La canoa de la fotografía, que se desliza suavemente so­ en lb-segundo en lugar de las unidades SI necesarias de bre el agua, está hecha de hormigón que tiene una den­ newton-segundo, en la programación de navegación de la sidad aproximada de 2,4 g/cm3. Explique por qué no se MCO. El newton es la unidad SI de fuerza y se describe en hunde la canoa. el Apéndice B. El sistema de ingeniería británico (BE), gra- vitacional, utiliza una libra (11b) como unidad de fuerza y ft/s2como unidad de aceleración. A su vez, la libra se defi­ ne como la atracción de la tierra sobre una unidad de masa en un lugar donde la aceleración debida a la gravedad es 32,174 ft/s2. La unidad de masa en este caso es el lingote que son 14,59 kg. Así, Unidad de fuerza BE = 1 libra = (lingote)(ft/s2) Utilice esta información para confirmar que: Unidad de fuerza BE = 4,45 X unidad de fuerza SI 94. Los siguientes esquemas sugieren cuatro observaciones he­ 1 libra = 4,45 newton chas con un pequeño bloque de material plástico. Indique Ejercicios de autoevaluación 96. Defina o explique con sus propias palabras los siguien­ 99. El hecho de que el volumen de una cantidad fija de gas a tes términos o símbolos: (a) mL (b) porcentaje en masa; una determinada temperatura sea inversamente propor­ (c) °C; (d) densidad; (e) elemento. cional a la presión del gas es un ejemplo de (a) una hipó­ 97. Describa brevemente cada una de las siguientes ideas: (a) tesis; (b) una teoría; (c) un paradigma; (d) una verdad ab­ unidades básicas SI; (b) cifras significativas; (c) ley natu­ soluta; (e) una ley natural. ral; (d) notación exponencial. 100. Un buen ejemplo de una mezcla homogénea es: 98. Explique las diferencias importantes entre cada par de (a) un bebida de cola en una botella cerrada; términos: (a) masa y peso; (b) propiedades extensivas e (b) agua destilada obtenida en un aparato de destilación; intensivas; (c) sustancia pura y mezcla; (d) errores siste­ (c) oxígeno gas en una bala utilizada en soldadura; máticos y accidentales; (e) hipótesis y teoría. (d) el material producido en una batidora de cocina. Capítulo 1 Las propiedades de la materia y su medida 33 101. La masa de un objeto en la luna, comparada con su masa 108. Clasifique los siguientes valores en orden creciente de en la tierra sería (a) menor; (b) mayor; (c) la misma; (d) precisión, indicando las cantidades con precisión dudo­ casi la misma pero menor. sa: (a) 1400 km; (b) 1516 kg; (c) 0,00304 g; (d) 125,34 cm; 102. De las siguientes masas, hay dos que se expresan con pre­ (d) 2000 mg. cisión del mg. Estas dos serán: (a) 32,7 g; (b) 0,03271 kg; 109. Sin hacer cálculos detallados, indique cuál de los siguientes (c) 32,7068 g; (d) 32,707 g; (e) 32,7 mg; <f) 3 X103 /xg. objetos contiene mayor masa del elemento hierro. 103. La temperatura más alta del siguiente grupo es: (a) 217 K; (a) Un montón de limaduras de hierro puro de 1,00 kg. (b) 273 K; (c) 217 °F; (d) 105 °C; (e) 373 K. (b) Un cubo de hierro forjado de 5,0 cm de arista. El hie­ 104. ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa? rro forjado tiene un 98,5 por ciento en masa de hierro y (a) 752 mL de agua a 20 °C; 7,7 g/cm3 de densidad. (b) 1,05 L de etanol a 20 °C (d = 0,789 g/mL); (c) Una lámina cuadrada de acero inoxidable de 0,30 m (c) 750 g de cloroformo a 20 °C (d = 1,483 g/mL); de lado y 1,0 mm de grueso. El acero inoxidable es una (d) un cubo de madera de balsa {d =0,11 g/cm3) que tie­ aleación que contiene hierro junto con un 18 por ciento en ne 19,20 cm de arista. masa de cromo, 8 por ciento de níquel y 0,18 por ciento de 105. La densidad del agua a 20 °C, es 0,9982 g/cm3. Exprese carbono. Su densidad es 7,7 g/cm3. la densidad del agua a 20 °C en las siguientes unidades: (d) 10,0 L de una disolución de densidad, d = 1,295 g/mL, (a) g/L; (b) kg/rc?; (c) kg/km3. que confine un 70,0 por ciento en masa de agua y un 30,0 106. Dos estudiantes hacen, cada uno, cuatro medidas de la por ciento de un compuesto de hierro. El compuesto de masa de un objeto. Los resultados se muestran en la si­ hierro contiene un 34,4 por ciento en masa de hierro. guiente tabla. 110. A 20 °C, una masa de cobre puro pesa 25,305 g en aire y 22,486 g cuando está sumergida en agua {d = 0,9982 g/ Estudiante A Estudiante B mL). Suponga que el cobre se lamina en una lámina de Cuatro medidas 51,6; 50,8 50,1; 49,6 espesor uniforme de 248 cm2. ¿Cuál será el espesor de la 52,2; 50,2 g 51,0; 49,4 g lámina, en milímetros? 111. El agua es un compuesto. ¿Hay alguna circunstancia en Valor medio 51,3 g 50,0 g la que pueda existir una mezcla de agua pura como una mezcla heterogénea? Explíquelo. La masa exacta del objeto es 51,0 g ¿Qué resultados son 112. El Apéndice E describe una ayuda al estudio conocida más precisos, los del estudiante A o los del estudiante B? como mapa conceptual. Utilizando el método del Apéndi­ ¿Qué resultados son más exactos? ce E, construya un mapa conceptual para ilustrar los con­ 107. El valor correcto para el volumen de un trozo rectangu­ ceptos presentados en las Secciones 1.2,1.3 y 1.4. lar de cartulina con las dimensiones 36 cm X 20,2 cm X 9 mm debe ser: (a) 6,5 X 10 3 cm3; (b) 7 X10 2 cm3; (c) 655 cm3; (d) 6,5 X 10 2 cm3. 2 CONTENIDO Los átomos y la teoría atómica 2.1 Los primeros descubrimientos químicos y la teoría atómica 2.2 Los electrones y otros descubrimientos de la física atómica 2.3 El átomo nuclear 2.4 Los elementos químicos 2.5 Masa atómica 2.6 Introducción a la tabla periódica 2.7 El concepto de mol y la constante de Avogadro 2.8 Utilización del concepto de mol en b s cálculos Imagen de los átomos de silicio que están separados solo 78 pm; imagen obtenida utilizando microscopía electrónica de transmisión por barrido (STEM). La hipótesis de que toda la materia está formada por átomos ha existido desde hace más de 2000 años. Pero solo hace muy pocas décadas se han desarrollado estas técnicas que permiten hacer visibles los átomos individuales. E mpezamos este capítulo con una breve revisión de los primeros descubri­ mientos químicos, que culminaron en la teoría atómica de Dalton. A conti­ nuación describiremos las evidencias físicas que conducen a la descripción moderna del átomo nuclear, en el que los protones y neutrones se encuentran den­ tro de un núcleo rodeados por los electrones en el espacio que rodea a este nú­ cleo. También introduciremos la tabla periódica como el principal sistema de or- 34 ganizadón de los elementos en grupos con propiedades semejantes. Finalmente, Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 35 introduciremos el concepto de mol y la constante de Avogadro, que son los principales instrumentos para contar átomos y moléculas, y para medir cantidades de sustancias. Utilizaremos estos instrumentos a lo largo del texto. 2.1 Los prim eros descubrimientos químicos y la teoría atómica La química se ha desarrollado desde hace mucho tiempo aunque los que la utilizaban estuvieron mucho más interesados en sus aplicaciones que en sus principios fundamen­ tales. Los altos hornos para la extracción del hierro a partir de minerales de hierro apa­ recieron muy pronto, hada el año 1300 d. C. y algunos productos químicos importantes, como el ácido sulfúrico (aceite de vitriolo), áddo nítrico (agua fuerte) y sulfato de sodio (sal de Glauber) ya eran bien conoddos y utilizados hace dentos de años. Antes del fi­ nal del siglo xviii , ya se habían aislado los prindpales gases de la atmósfera, nitrógeno y oxígeno, y se habían propuesto leyes naturales para describir el comportamiento físi­ co de los gases. Sin embargo, no puede dedrse que la química entra en la edad moderna hasta que se explica el proceso de combustión. En esta secdón analizamos la reladón di­ recta entre la explicadón de la combustión y la teoría atómica de Dalton. Ley de conservación de la masa El proceso de combustión (algo que arde) nos resulta tan familiar, que es d ifíd l darse cuenta de que supuso un difídl enigma para los primeros dentíficos. Algunas de las ob- servadones difídles de explicar se describen en la Figura 2.1. En 1774, Antoine Lavoisier (1743-1794) realizó un experimento calentando un red- piente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento (redpiente de vidrio + estaño + aire) y después del calentamien­ ▲ FIGURA 2.1 to (redpiente de vidrio + estaño calentado + el resto de aire), era la misma. Mediante Dos reacciones de combustión El producto aparente de la experimentos posteriores demostró que el producto de la reacdón, estaño calentado (óxi­ combustión de la cerilla, la ceniza, do de estaño), consistía en el estaño original junto con parte del aire. Experimentos como pesa menos que la cerilla. El éste demostraron a Lavoisier que el oxígeno del aire es esendal para la combustión y le producto de la combustión de la llevaron a formular la ley de conservación de la masa: cinta de magnesio, el humo, pesa masque la cinta. En realidad, en b s dos casos, la masa total permanece invariable. Para La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma comprender esto, se necesita saber que la masa total de las sustancias antes de la reacción. que el gas oxígeno participa en ambas combustiones, y que el agua y dióxido de carbono son también productos de la combustión de la cerilla. Esta ley se ilustra en la Figura 2.2 donde se controla la reacdón entre el nitrato de pla­ ta y el cromato de potasio para dar un sólido rojo de cromato de plata. Se colocan los reactivos en una balanza monoplato, y se muestra que la masa total no cambia. Dicho de otra manera, la ley de conservadón de la masa dice que en una reacdón química la ma­ teria no se crea ni se destruye. <4 FIGURA 2.2 La masa se conserva durante la reacdón química (a) Antes de la reacción, un vaso de precipitados con disolución de nitrato de plata y una probeta con disolución de cromato de potasio se colocan en una balanza monoplato que nos muestra su masa total, 104,50 g. (b) Cuando se mezclan las disoluciones, se produce una reacción química que da lugar a cromato de plata, precipitado rojo, en una disolución de nitrato de potasio. Observe que la masa total, 104,5 g , permanece invariable. (a) (b) 36 Química general EJEM PLO 2.1 Aplicación de la ley de conservación de la masa Se quema una muestra de 0,455 g de magnesio en presencia de 2,315 g de gas oxígeno y el único producto es óxido de magnesio. Después de la reacción no queda magnesio, y la masa de oxígeno sin reaccionar es 2,015 g. ¿Qué masa de óxido de magnesio se produce? Planteamiento La masa total no cambia. La masa total es la suma de las masas de las sustancias presentes inicialmente. La masa de óxido de magnesio es la masa total menos la masa de oxígeno sin reaccionar. Resolución Primero, determine la masa masa antes de la reacción = 0,455 g de magnesio 4- 2,315 g de oxígeno total antes de la reacción. =2,770 g (masa antes de la reacción) La masa total después de la 2,770 g (masa después de la reacción) = ? g de óxido de magnesio después de la reacción reacción es la misma que + 2,015 g (oxígeno remanente después de la reacción) antes de la reacción. Obtenga la masa de óxido ? g de óxido de magnesio =2,770 g (masa después de la reacción) de magnesio. después de la reacción —2,015 g (oxígeno remanente después de la reacción) = 0,775 g de óxido de magnesio después de la reacción. Conclusión Otro método. La masa de oxígeno que ha reaccionado es 2,315 g —2,015 g =0,300 g. Por tanto, han reaccionado 0,300 g de oxígeno con 0/455 g de magnesio para dar 0,300 g + 0,455 =0,755 g de óxido de magnesio. EJEMPLO PRÁCTICO A: Una muestra de 0,382 g de magnesio reacciona con 2,652 g de gas nitrógeno. El único produc­ to es nitruro de magnesio. Después de la reacción la masa de nitrógeno sin reaccionar es 2,505 g. ¿Qué masa de nitru- ro de magnesio se produce? EJEMPLO PRÁCTICO B: Una muestra de 7,12 g de magnesio se calienta con 1,80 g de bromo. Se consume todo el bromo, y el único producto es 2,07 g de bromuro de magnesio. ¿Qué masa de magnesio permanece sin reaccionar? U . 2.1 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS Jan Baptista van Helmont (1579-1644) pesó un pequeño sauce y la tierra que utilizó para plan­ tarlo. Cinco años después encontró que la masa de tierra había disminuido solamente 0,057 kg mientras que el árbol había aumentado 75 kg. Durante ese período solo había añadido agua a la maceta. Helmont llegó a la conclusión de que fundamentalmente toda la masa ganada por el árbol procedía del agua. ¿Fue una conclusión válida? Explíquelo. Ley de la composición constante En 1799, Joseph Proust (1754-1826) estableció que «Cien libras de cobre, disuelto en áci­ do sulfúrico o nítrico y precipitado por carbonato de sodio o potasio, producen invaria­ blemente 180 libras de carbonato de color verde»*. Esta observación y otras similares constituyeron la base de la ley de la composición constante, o la ley de las proporcio­ nes definidas: Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes. (b) Para ver cómo se cumple la ley de la composición constante, considere el compuesto agua. ▲ El mineral malaquita (a) y la H agua contiene dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O), un hecho pátina verde sobre un tejado de que puede representarse simbólicamente por una fórmula química, la conocida fórmula H20 . cobre (b) son en ambos casos carbonato básico de cobre, como el carbonato básico de cobre obtenido * La sustancia que obtuvo Proust, en realidad es una sustancia más compleja denominada carbonato básico por Proust en 1799. de cobre. Los resultados de Proust fueron válidos porque el carbonato básico de cobre, tiene una composición constante, como todos los compuestos. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 37 Las dos muestras que se describen a continuación tienen las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas en porcentajes en masa. Por ejemplo, para determinar el porcentaje en masa de hidrógeno, simplemente se divide la masa de hidrógeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra se obtendrá el mismo resul­ tado: 11,9 por ciento de H. Muestra A y su composición Muestra B y su composición 10,000 g 27,000 g 1,119 g H % H = 11,19 3,021 g H % H = 11,19 8,881 g O % 0 = 88,81 23,979 g O % O =88,81 EJEM PLO 2.2 Utilización de la ley de la composición constante En el Ejemplo 2.1 encontramos que cuando reaccionan 0,455 g de magnesio con 2,315 g de oxígeno, se obtienen 0,755 g de óxido de magnesio. Calcule la masa de magnesio contenida en una muestra de 0,500 g de óxido de magnesio. Planteamiento Sabemos que 0,755 g de óxido de magnesio contienen 0,455 g de magnesio. De acuerdo con la ley de la composición constante, la razón de masas 0,455 g de magnesio/0,755 g de óxido de magnesio existe en todas las muestras de óxi­ do de magnesio. Resolución La aplicación de la ley de la composición constante da 0,455 g de magnesio ? g de magnesio 0,755 g de óxido de magnesio 0,500 g de óxido de magnesio Resolviendo la expresión anterior, se obtiene 0,455 g de magnesio ? g magnesio = 0,500 g de óxido de magnesio X —— = 0,301 g de magnesio Conclusión Puede resolver este problema utilizando porcentajes en masa. Si 0,755 g de óxido de magnesio contienen 0,455 g de mag­ nesio, el óxido de magnesio tiene (0/455 g/0,755 g) X 100% =60,3% de magnesio en masa y (100% —60,3%) = 39,7% de oxígeno en masa. Por tanto, una muestra de 0,500 g de óxido de magnesio debe contener 0,500 g X 60,3% = 0,301 g de magnesio y 0,500 g X39,7% =0,199 g de oxígeno. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Qué masas de magnesio y oxígeno deben reaccionar para obtener exactamente 2,000 g de óxido de magnesio? EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Qué sustancias están presentes, y cuáles son sus masas, después de la reacción entre 10,00 g de magnesio y 10,00 g de oxígeno? 2 .2 EVALUACIÓN DE CONCEPTOS Cuando reaccionan 4,15 g de magnesio con 82,6 g de bromo, (1) todo el magnesio desapare­ ce, (2) parte del bromo permanece sin reaccionar y (3) el bromuro de magnesio es el único pro­ ducto. ¿Es posible deducir la masa de bromuro de magnesio obtenido, únicamente con esta in­ formación? Explíquelo. La teoría atómica de Dalton En el período desde 1803 hasta 1808, John Dalton, un maestro inglés, utilizó las dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas que acabamos de describir, como base de una teoría atómica. Su teoría se basó en tres supuestos. 1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles deno­ minadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una trans­ formación química. 38 Química general 2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propie­ dades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los ele­ mentos. 3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una pro- pordón numérica sendlla: por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2). Si los átomos de un elemento son indestructibles (supuesto 1), entonces los mismos átomos deben estar presentes después de una reacdón química. La masa total permane­ ce invariable. La teoría de Dalton explica la ley de conservadón de la masa. Si todos los átomos de un elemento tienen una misma masa (supuesto 2) y si los átomos se unen en propordones numéricas fijas (supuesto 3), la composidón centesimal de un compuesto debe tener un único valor, independientemente del origen de la muestra analizada. La teoría de Dalton también explica la ley de la composidón constante. Como todas las buenas teorías, la teoría atómica de Dalton condujo a una predicdón, A John Dalton (1766-1844) autor de la teoría atómica. Dalton no ha la ley de las propordones múltiples. sido considerado como un experi- mentalista especialmente bueno, quizás debido a su ceguera para el color, una enfermedad deno­ Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que minada daltonismo. Sin embargo, se combinan con una masa fija del segundo elemento están en una relación de números utilizó con habilidad los datos de enteros sencillos. otros para formular su teoría ató­ mica. (Fotografía de la Colección Granger) Para ilustrar esto, considere los dos óxidos de carbono (un óxido es una combinadón de un elemento con oxígeno). En un óxido, 1,000 g de carbono se combina con 1,333 g de RECUERDE oxígeno, y en el otro, con 2,667 g de oxígeno. Vemos que el segundo óxido es más rico en oxígeno; de hecho contiene el doble de oxígeno, 2,667 g/l,333g = 2,00. Ahora sabe­ que todo lo que sabemos es mos que la fórmula molecular del primer óxido es CO y la del segundo, C 0 2 (véase la Fi­ que el segundo óxido es dos veces más rico en oxígeno que gura 2.3). d primero. Si el primero es Las masas relativas características de los átomos de los diferentes elementos se cono­ CO, las posibilidades para el cen como pesos atómicos y a lo largo del siglo XIX los químicos trabajaron para estable­ segundo son C 02/ C3(\, cer valores fiables de los pesos atómicos relativos. Sin embargo, los químicos dirigieron y así sucesivamente. (Véase su atendón prindpalmente al descubrimiento de nuevos elementos, sintetizando nue­ también el Ejercido 18). vos compuestos, desarrollando técnicas para analizar materiales, y, en general, almace­ nando una gran cantidad de conodmientos químicos. Los físicos fueron los que dedi­ caron sus esfuerzos en desvelar la estructura del átomo, como veremos en las próximas secdones. 2.2 Los electrones y otros descubrimientos de la física atómica Afortunadamente, podemos comprender cualitativamente la estructura atómica sin te­ ner que seguir el curso a todos los descubrimientos que precedieron a la física atómi­ ca. Sin embargo, sí necesitamos algunas ideas dave sobre los fenómenos interreladona- dos de electriddad y magnetismo, que discutimos aquí brevemente. La electriddad y el ▲ FIGURA 2.3 magnetismo se utilizaron en los experimentos que condujeron a la teoría actual de la es­ Las moléculas CO y C02 ¡lustran tructura atómica. la ley de las proporciones múltiples Algunos objetos, muestran una propiedad denominada carga eléctrica, que puede ser La masa de carbono es la misma positiva (+) o negativa (-). Las cargas positivas y negativas se atraen entre sí, mientras en las dos moléculas, pero la masa que dos cargas positivas o dos negativas se repelen. Como veremos en esta secdón, to­ de oxígeno en el C 0 2 es el doble dos los objetos materiales están formados por partículas cargadas. Un objeto eléctrica­ de la masa del oxígeno en el CO . mente neutro tiene un número igual de partículas cargadas positiva y negativamente y no Así, de acuerdo con la ley de las proporciones múltiples, las masas lleva carga neta. Si el número de cargas positivas es mayor que el número de cargas ne­ de oxígeno en los dos compuestos gativas, el objeto tiene una carga neta positiva. Si el número de cargas negativas excede en relación a una masa de carbono al de las positivas, el objeto tiene una carga neta negativa. Se puede observar que cuan­ fija, están en una razón de números do frotamos una sustanda contra otra como cuando nos peinamos, se produce una car­ enteros sencillos, 2 : 1 . ga eléctrica estática, lo que implica que el frotamiento separa algunas cargas positivas y Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 39 •4 Utilizaremos la electrostática, atracciones y repulsiones de carga, para explicar y comprender muchas propiedades quím icas. ▲ FIGURA 2.4 Fuerzas entre objetos eléctricamente cargados (a) Peine cargado electrostáticamente. Si se peina en un día seco aparece una carga estática en el peine que hace que pueda atraer trozos de papel, (b) Los dos objetos de la izquierda llevan una carga negativa. Los objetos que tienen la misma carga se repelen entre sí. Los objetos del centro carecen de carga eléctrica y no ejercen fuerzas entre sí. Los objetos de la derecha tienen cargas opuestas, uno positiva y otro negativa, y se atraen entre sí. negativas (véase la Figura 2.4). Además, cuando se produce una carga positiva en algún lugar, también aparece una carga negativa equivalente en otro lugar de forma que la car­ ga se compensa. La Figura 2.5 muestra cómo se comportan las partículas cargadas cuando se mueven sometidas a la acción de un campo magnético. Son desviadas de su trayectoria rectilínea y describen una curva en un plano perpendicular al campo. Piense que el campo o re­ gión de influencia del campo magnético se representa por una serie de líneas invisibles o «líneas de fuerza» que van del polo norte al polo sur del imán. El descubrimiento de los electrones A FIGURA 2.5 Efecto de un campo magnético La abreviatura para los tubos de rayos catódicos, CRT, ha sido un acrónimo habitual. sobre partículas cargadas Antes de que existieran las pantallas de cristal líquido, los CRT eran el corazón de los Cuando las partículas cargadas se monitores de ordenador y aparatos de televisión. El primer tubo de rayos catódicos fue mueven en un campo magnético de forma que su recorrido es construido por Michael Faraday (1791-1867) hace 150 años aproximadamente. Al hacer perpendicular al campo, son pasar la electricidad a través de tubos de vidrio sometidos al vado, Faraday descubrió desviadas por este campo. Las los rayos catódicos, un tipo de radiadón emitida por el polo negativo o cátodo. La ra- partículas con carga negativa, se diadón atravesaba el tubo evacuado hada el polo positivo o ánodo. Posteriormente los desvían en una dirección, y las partículas con carga positiva se científicos encontraron que los rayos catódicos viajan en línea recta y tienen propieda­ desvían en dirección contraria. des que son independientes del material del cátodo (es dedr, de si éste es hierro, pla­ Algunos de los fenómenos tino, etc.). En la Figura 2.6 se muestra el esquema de un CRT. Los rayos catódicos pro- descritos en esta sección dependen duddos en el CRT son invisibles, y solo pueden detectarse por la luz emitida por los de este comportamiento. materiales con los que chocan. Estos materiales denominados luminiscentes se utilizan como pintura al final del CRT de manera que pueda verse el recorrido de los rayos ca­ tódicos. (Luminiscencia es el término utilizado para describir la emisión de luz por una sustanda luminiscente cuando ésta redbe radiadón energética). Otra observadón im- Tubo evacuado Un tubo de rayos catódicos La fuente de electricidad de alto voltaje crea una carga negativa sobre el electrodo de la izquierda (cátodo) y una carga positiva sobre el electrodo de la derecha (ánodo). Los rayos catódicos se dirigen desde el cátodo (C) hacia el ánodo (A) que está perforado para permitir el paso de un haz estrecho de rayos catódicos. Los rayos solamente son visibles mediante el color verde fluorescente que producen sobre una pantalla recubierta de sulfuro de cinc. Son invisibles en el resto del tubo. voltaje posición del rayo catódico 40 Química general | — C I © £ N S -e i l/ © (c) ▲ FIGURA 2.7 U>s rayos catódicos y sus propiedades (a) Desviación de los rayos catódicos en un campo eléctrico. El haz de rayos catódicos es desviado cuando viaja de izquierda a derecha en el campo creado por las placas del condensador (E) cargadas eléctricamente. La desviación corresponde a la esperada para partículas con carga negativa, (b) Desviación de los rayos catódicos en un campo magnético. El haz de rayos catódicos es desviado cuando viaja de izquierda a derecha en un campo magnético (M). La desviación corresponde a la esperada para partículas con carga negativa. (c) Determinación de la razón masa-carga, nVe para los rayos catódicos. El haz de rayos catódicos choca con la pantalla al final del tubo sin desviarse si las fuerzas ejercidas sobre el haz por los campos eléctrico y magnético se contrarrestan. Conociendo la intensidad del campo eléctrico y magnético, junto con otros datos, se puede obtener el valor de m/e. Las medidas más precisas proporcionan un valor de -5,6857 X 10-9 gramos por culombio. (Como los rayos catódicos tienen carga negativa, el signo de la relación carga-masa también es negativo). portante sobre los rayos catódicos es que son desviados por los campos eléctricos y magnéticos de la forma esperada para las partículas cargadas negativamente (véase la Figura 2.7a, b). En 1897, J. J. Thomson (1856-1940) estableció la relación entre la masa (m) y la carga eléctrica (e) de los rayos catódicos, es decir, m/e, mediante el método descrito en la Figu­ ra 2.7c. Thomson, también concluyó que los rayos catódicos son partículas fundamentales de materia cargadas negativamente y que se encuentran en todos los átomos. (Las pro­ piedades de los rayos catódicos son independientes de la composición del cátodo). Poste­ riormente, a los rayos catódicos se les dio el nombre de electrones, término propuesto por George Stoney en 1874. Robert Millikan, (1868-1953), determinó la carga electrónica e mediante una serie de experimentos con gotas de aceite (1906-1914) descritos en la Figura 2.8. El valor de la car­ ga electrónica aceptado actualmente, e, expresado en culombios con dnco a fras signifi­ cativas es —1,6022 X 10-19 C. Utilizando este valor y un valor exacto de la reladón masa- ► El culombio (C ) es la unidad SI carga para un electrón, se obtiene que la masa de un electrón es 9,1094 X 10-28 g. de carga eléctrica (véase también el Apéndice B). Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia exis­ tente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo esta­ ban incorporadas estas partículas dentro de los átomos. El modelo comúnmente acepta­ do era el propuesto por J. J. Thompson. Thomson pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar las cargas negativas de los electrones en un átomo neutro estaba en Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 41 Telescopio Placas del condensador cargadas eléctricamente A FIGURA 2.8 Experimento de la gota de Millikan Los iones, átomos o moléculas cargadas, se producen por la acción de una radiación energética, como rayos X (X). Algunos de estos iones llegan a unirse a pequeñas gotrtas de aceite, proporcionándoles una carga neta. La velocidad de caída de una gotita en el campo eléctrico entre las placas del condensador aumenta o disminuye dependiendo de la magnitud y el signo de la carga de la gota. Analizando los datos de un gran número de gotitas, Millikan concluyó que la magnitud de la carga, q, de una gota es un múltiplo entero de la carga eléctrica, e. Es decir, q = n e (donde n = 1, 2, 3 ,...) . forma de una nube difusa. Sugirió que los electrones, flotaban en esta nube difusa de car­ ga positiva, semejante a una masa de gelatina con los electrones a modo de «frutas» em­ bebidos en ella. A este modelo se le dio el nombre de budín de ciruelas por su semejan­ za con un conocido postre inglés. El modelo del budín de ciruelas está representado en la Figura 2.9 para un átomo neutro y para las especies atómicas, denominados iones, que tienen una carga neta. Átomo de helio Ion de helio Los rayos X y la radiactividad He HeH La investigación de los rayos catódicos tuvo muchas consecuencias importantes. En par­ ticular, se descubrieron dos fenómenos naturales de enorme importancia teórica y prác­ tica en el transcurso de otras investigaciones. En 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923) observó que cuando los tubos de rayos cató­ dicos estaban funcionando, algunos materiales fuera de los tubos, emitían luz o fluores­ cencia. Demostró que esta fluorescencia era producida por la radiación emitida por los tubos de rayos catódicos. Debido a la naturaleza desconocida de esta radiación, Roent­ Ion de helio gen acuñó el término rayos X. Ahora identificamos los rayos X como una radiación elec­ He2+ tromagnética de alta energía, que veremos en el Capítulo 8. ▲ FIGURA 2.9 Antoine Henri Becquerel (1852-1908) asoció los rayos X con la fluorescencia, pregun­ El modelo atómico de budín tándose si los materiales con fluorescencia natural, producirían rayos X. Para responder de ciruelas a esta pregunta, envolvió una placa fotográfica con papel negro, colocó una moneda so­ De acuerdo con este modelo, un bre el papel, cubrió la moneda con un material fluorescente que contenía uranio y expuso átomo de helio tendria una nube todo el conjunto a la luz solar. Cuando reveló la película, podía verse una imagen nítida con carga positiva + 2 y dos electrones (-2). Si un átomo de de la moneda. El material fluorescente había emitido radiación (presumiblemente rayos helio pierde un electrón, se X) que atravesó el papel e impresionó la película. En una ocasión, debido a que el délo convierte en un átomo cargado, estaba cubierto, Becquerel colocó el conjunto del experimento dentro de un cajón duran­ que se denomina ion. Este ion, te unos días, esperando a que el tiempo mejorase. Al reanudar el experimento, Becquerel denominado He+, tiene una carga neta de 1+. Si el átomo de helio deddió sustituir la película fotográfica original, suponiendo que podía haber sido ligera­ pierde los dos electrones, se forma mente impresionada. Sin embargo reveló la película original y, en lugar de la imagen dé­ el ion He2+. bil esperada, encontró una imagen muy nítida. La película había sido fuertemente impre­ sionada. El material con contenido de uranio había emitido radiadón de forma continua induso cuando no era fluorescente. Becquerel había descubierto la radiactividad. Ernest Rutherford (1871-1937) identificó dos tipos de radiadón procedente de los ma­ teriales radiactivos, alfa (a) y beta (£). Las partículas alfa llevan dos unidades fundamen­ tales de carga positiva y tienen la misma masa que los átomos de helio. Las partículas alfa son idénticas a los iones He2+. Las partículas beta son partículas con carga negativa, pro- duddas por transformadones que ocurren dentro de los núdeos de los átomos radiacti­ vos y tienen las mismas propiedades que los electrones. Una tercera forma de radiadón que no se ve afectada por campos eléctricos o magnéticos, fue descubierta por Paul Vi- 42 Química general Rayos llard en 1900. Esta radiación, llamada rayos gamma (y), no está formada por partículas; eamma es radiación electromagnética de energía extremadamente alta y penetrante. Estas tres formas de radiactividad se ilustran en la Figura 2.10. A comienzos del siglo xx, fueron descubiertos nuevos elementos radiactivos, princi­ Partículas Partículas palmente por Marie y Pierre Curie. Rutherford y Frederick Soddy hicieron otro hallazgo beta alfa importante: las propiedades químicas de un elemento radiactivo cambian a medida que se produce la desintegración radiactiva. Esta observación sugiere que la radiactividad impli­ ca cambios fundamentales a nivel subatómico: en la desintegración radiactiva un elemen­ Material to se transforma en otro, un proceso que se denomina transmutación. Bloque radiactivo de plomo 2.3 El átom o nuclear En 1909, Rutherford y su ayudante Hans Geiger, iniciaron una línea de investigación uti­ lizando partículas a como sondas para estudiar la estructura interna de los átomos. Ba­ sándose en el modelo de budín de ciruelas de Thomson, Rutherford esperaba que la ma­ ▲ FIGURA 2.10 Los tres tipos de radiadón yor parte de las partículas de un haz de partículas a pasaría a través de láminas delgadas produados por los materiales de materia sin desviarse pero que algunas partículas a deberían dispersarse o desviarse radiactivos algo al encontrarse con electrones. Estudiando estas figuras de dispersión, esperaban sa­ El material radiactivo está encerrado car alguna conclusión sobre la distribución de los electrones en los átomos. en un bloque de plomo. Toda la radiación, excepto la que pasa a El aparato utilizado en estos estudios está representado en la Figura 2.11. Las partí­ través de la abertura estrecha, es culas alfa se detectaban mediante los destellos de luz que producían cuando chocaban absorbida por el plomo. Cuando con una pantalla de sulfuro de dnc montada al final de un telescopio. Cuando Geiger y esta radiación emitida pasa a través Emst Marsden, un estudiante, bombardearon láminas muy finas de oro con partículas a, de un campo eléctrico, se lo que observaron fue lo siguiente: descompone en tres haces. Un haz permanece sin desviarse, son los • La mayor parte de las partículas a atravesaban la lámina sin desviarse. rayos gamma (y). Otro haz es atraído por la placa cargada • Algunas partículas a se desviaban ligeramente. negativamente, estas son las • Unas pocas (alrededor de una por cada 20 000) se desviaban mucho al atravesar la partículas alfa (a) cargadas lámina. positivamente. El tercer haz, de • Un número semejante no atravesó la lámina sino que rebotó en la misma dirección partículas beta (fi) cargadas negativamente, se desvía hacia la con la que había llegado. placa positiva. El amplio ángulo de dispersión sorprendió enormemente a Rutherford. Algunos años después comentó que esta observadón fue «tan creíble como si después de haber dispa­ rado un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda, éste hubiera vuelto y le hubiera golpeado». No obstante, hada 1911, Rutherford ya tenía una explicadón. Basó su explicadón en un modelo del átomo conoddo como el átomo nuclear, que tiene las si­ guientes características: 1. La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña denominada el núcleo. La mayor parte del átomo es un ► Quizás porque encontró aburrido el estar sentado en la oscuridad espacio vacío. contando destellos de luz en una 2. La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos átomos y es aproxi­ pantalla de sulfuro de cinc, Gelger madamente la mitad del peso atómico del elemento. pensó en desarrollar un detector de radiación automático. El resultado 3. Fuera del núdeo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en fue el conocido contador Geiger. el núdeo. El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro. ► FIGURA 2.11 La dispersión de partículas a por una lámina metálica El telescopio se mueve sobre un carril circular alrededor de una cámara en la que se ha hecho el vacío donde se encuentra la lámina Plantalla metálica. La mayor parte de las partículas a de plomo Telescopio pasan a través de la lámina metálica sin desviarse pero algunas se desvían con Partículas alfa grandes ángulos. Láminas de metal Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 43 <a> (b) ▲ FIGURA 2.12 Explicación de los resultados de los experimentos de dispersión de las partículas a (a) Las expectativas de Rutherford consistían en que las pequeñas partículas a con carga positiva, pasarían a través de la nube con carga positiva del átomo de Thomson, sin desviarse a preciablemente. Algunas se desviarían ligeramente al pasar cerca de los electrones (presentes para neutralizar la carga positiva de la nube), (b) La explicación de Rutherford se basaba en el átomo nuclear. Con el modelo atómico basado en un núcleo pequeño y denso, cargado positivamente y con electrones extranucleares, se esperaría poder observar cuatro tipos diferentes de recorridos que realmente fueron observados: 1 . recorridos en línea recta sin desviación para la mayor parte de las partículas 2 . ligeras desviaciones para las partículas a que pasan cerca de b s electrones 3. grandes desviaciones para las partículas a que pasan cerca del núcleo. 4. reflexiones sobre la hoja, de las partículas a que se aproximan frontalmente al núcleo. e —. La expectativa inicial de Rutherford y su explicación sobre los experimentos con par­ tículas a se describen en la Figura 2.12. 3 / P n~x Q x~n El descubrimiento de protones y neutrones El átomo nuclear de Rutherford sugirió la existencia en los núcleos de los átomos, de # P partículas fundamentales de la materia cargadas positivamente. El mismo Rutherford descubrió estas partículas denominadas protones en 1919, al estudiar la dispersión de las partículas a por átomos de nitrógeno en el aire. Los protones eran liberados como resultado de colisiones entre partículas a y los núcleos de los átomos de nitrógeno. Aproximadamente en esta misma época, Rutherford predijo la existencia en el núcleo de partículas fundamentales eléctricamente neutras. En 1932, James Chadwick demos­ S A FIGURA 2.13 e tró la existencia de una nueva radiación penetrante que consistía en haces de partícu­ El átomo nudear, representación las neutras. Estas partículas, llamadas neutrones, procedían de los núcleos de los áto­ del átomo de heno En este dibujo se muestran b s mos. Así pues, solamente hace 100 años que tenemos el modelo atómico sugerido en la electrones mucho más próximos al Figura 2.13. núcleo de lo que se encuentran en la realidad. La situación real es más parecida a b siguiente: si el átomo completo estuviera representado 2 .3 EV A LU A C IÓ N D E CO N CEPTO S por una habitación, de 5m X 5m X 5m, el núcleo sob ocuparía A la luz d e la info rm ación p resen tad a en e ste ap artad o d el te x to , e xp liq u e cu ál de lo s tre s aproximadamente el mismo p o stulado s de la te o ría atóm ica de D alto n , pág ina 37 , pued e to d avía co n sid e rarse co rrecto y espacio que el punto al final de cuál no. esta frase. 44 Química general T A B L A 2.1 Propiedades de la s t r e s p artículas fundam entales 1 Carga eléctrica Masa S I(C ) Atómica S (g ) Atómica (u)* ► Las masas del protón y neutrón se diferencian en la cuarta cifra ft-otón +1,6022 X10"19 +1 1,6726 X 10'24 1,0073 significativa. Sin embargo, las cargas del protón y electrón se Neutrón 0 0 1,6749 X 10-24 1,0087 cree que son exactamente iguales en magnitud, pero de signo Electrón -1,6022 X 10"19 -1 9,1094 X 10"*8 0,00054858 opuesto. Las cargas y las masas se conocen con más precisión que *u es el símbolo SI para la unidad de masa atómica (abreviatura urna) la que se indica aquí. Valores más precisos se dan en la contraportada posterior. Propiedades de protones, neutrones y electrones El número de protones en un átomo recibe el nombre de número atómico, o número de protones, Z. El número de electrones en un átomo también es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro. El número total de protones y neutrones en un átomo se llama número másico, A. El número de neutrones es A —Z. Un electrón posee una unidad ató­ mica de carga negativa, un protón posee una unidad atómica de carga positiva y un neu­ trón es eléctricamente neutro. La Tabla 2.1 presenta las cargas y masas de los protones, neutrones y electrones de dos maneras diferentes. La unidad de masa atómica, (descrita más ampliamente en la Sección de Masas ató­ micas) se define como exactamente 1/12 de la masa del átomo conocido como carbono- 12. Una unidad de masa atómica se expresa por la abreviatura urna, y se indica por el símbolo u. Como puede verse en la Tabla 2.1, las masas del protón y neutrón son ligera­ mente mayores que 1 u. De forma comparativa, la masa de un electrón es solo aproxima­ damente 1/2000 veces la masa del protón o neutrón. Las tres partículas subatómicas consideradas en esta sección son las únicas implica­ das en los fenómenos que nos interesan en este texto. Sin embargo, debe tener en cuenta que el estudio de la materia a nivel fundamental debe considerar otras muchas partícu­ las subatómicas. El electrón, se cree que es una partícula fundamental. Sin embargo la fí­ sica moderna ahora considera que el protón y neutrón están formados también por otras partículas más fundamentales. 2.4 Los elementos químicos Ahora que hemos adquirido algunas ideas fundamentales sobre la estructura atómica, podemos discutir de forma sistemática el concepto de elemento químico. Todos los átomos de un determinado elemento tienen el mismo número atómico, Z. Es dedr, todos los átomos con el mismo número de protones, son átomos del mismo ele­ mento. Los elementos que se muestran en la contraportada delantera tienen números atómi­ cos desde Z = 1 a Z = 112. Cada elemento tiene un nombre y un símbolo característicos. Los sím bolos químicos son abreviaturas de una o dos letras de su nombre. La primera ► El descubrimiento del elemento letra del símbolo (pero nunca la segunda) es mayúscula; por ejemplo: carbono, C; oxíge­ 1 1 2 ha sido corroborado no, O; neón, Ne; y silicio, Si. Algunos elementos conocidos desde la antigüedad tienen recientemente por la IUPAC. Sin símbolos basados en sus nombres en latín, tales como Fe para el hierro (ferrum) y Pb para embargo todavía no tiene nombre ni símbolo. el plomo (plumbum). El elemento sodio, tiene el símbolo Na, basado en el nombre en la­ tín, del carbonato de sodio, natrium. El potasio tiene el símbolo K, basado en el nombre en latín, del carbonato de potasio, kalium. El símbolo para el wolframio, W, está basado en el alemán, wclfram. ► Otros símbolos atómicos no Los elementos posteriores al uranio (Z = 92) no se encuentran en la naturaleza, y de­ basados en nombres en español son Cu, Ag, Sn, Sb, Au y Hg. ben ser sintetizados en aceleradores de partículas (descrito en el Capítulo 25). Los ele­ mentos con los números atómicos más altos, se han obtenido únicamente en un número limitado de ocasiones, y solo unos pocos átomos a la vez. Han surgido controversias in­ evitables sobre cuál fue el equipo investigador que descubrió alguno de los nuevos ele­ mentos, y sobre si el descubrimiento tuvo lugar realmente. Sin embargo se ha alcanza­ Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 45 do un acuerdo internacional sobre los 112 primeros elementos. Excepto el elemento 112, cada uno de ellos tiene ahora un nombre y símbolo oficial. Isótopos Para representar la composición de cualquier átomo particular, necesitamos especificar el número de protones (p), neutrones (n), y electrones (e). Podemos hacer esto con el si­ guiente simbolismo número p + número n -— * , , , , , , / r , ---- símbolo del elemento (2.1) numero p -___ * z Este esquema indica que el átomo es del elemento E y que tiene un número atómico Z y un número de masa A. Por ejemplo, un átomo de aluminio, representado por ^A l tie­ ne 13 protones y 14 neutrones en su núcleo, y 13 electrones fuera del núcleo. (Recuerde que un átomo tiene el mismo número de electrones que de protones.) Contrariamente a lo que Dalton pensó, ahora sabemos que los átomos de un elemen­ to no tienen todos necesariamente la misma masa. En 1912, J. J. Thomson midió las razo­ nes masa-carga de los iones positivos formados en el gas neón. A partir de estas razones, ■4 Debido a que el neón es el único dedujo que aproximadamente el 91 por ciento de los átomos tenían una masa determi­ elemento con Z = 10, los símbolos 20Ne, 21Ne y 22Ne contienen el nada y que los átomos restantes eran aproximadamente un 10 por ciento más pesados. mismo significado que 2oNe, 2ioNe Todos los átomos de neón tienen diez protones en su núcleo y la mayor parte de ellos y foNe. también tiene diez neutrones. Sin embargo, unos pocos átomos de neón tienen 11 neu­ trones y algunos tienen 12. Podemos representar estos tres tipos diferentes de átomos de neón como ?gNe ioNe ?§Ne •< Los elementos número impar tienden a tener menos isótopos que los de número par. En la Sección Todos los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferentes números 25.7 se explicará por qué. de m asa (A), se denominan isótopos. De todos los átomos de Ne de la Tierra, el 90,51 por ciento son “ Ne. Los porcentajes de JoNe y ^ N e son 0,27 y 9,22%, respectivamen­ te. Estos porcentajes: 90,51%, 0,27%, 9,22%, son los porcentajes de abundancia natu­ ral de los tres isótopos de neón. A veces los núm eros de m asa de los isótopos se incor­ •< Normalmente todos los isótopos poran a los nombres de los elem entos, como neón-20 (léase neón veinte). El porcentaje de un elemento comparten el mismo nombre y símbolo atómico, de abundancia natural de los isótopos se da en base a su número y no a su masa. Así, la excepción es el hidrógeno. B de cada 10 000 átomos de Ne, 9051 son átomos de neón-20. Algunos elem entos, tal isótopo ?H se denomina deuterio, como existen en la naturaleza, contienen un único tipo de átomos y por tanto no tie­ símbolo D, y ?H es el tritio (T ). nen isótopos naturales*. El aluminio, por ejemplo, está formado únicamente por áto­ mos de aluminio-27. Iones Cuando los átomos pierden o ganan electrones, por ejemplo en el curso de una reacción química, las especies formadas se denominan iones y llevan cargas netas. Como el elec­ trón tiene carga negativa, cuando se añaden uno o más electrones a un átomo eléctrica­ mente neutro, se forma un ion cargado negativamente. Al perder electrones, se produ­ ce un ion cargado positivamente. El número de protones no cambia cuando un átomo se convierte en un ion. Por ejemplo, 20Ne+ y ^Ne son iones. El primero tiene diez proto­ nes, diez neutrones y 9 electrones. El segundo también tiene diez protones, pero tiene 12 neutrones y 8 electrones. La carga de un ion es igual al número de protones menos el nú­ mero de electrones. Es dedr número p + número . ¿rr------- 4e # numero p —numero e (2.2) < En esta expresión, #± indica que numero p -___ * la carga se escribe con el número # Otro ejemplo es el ion 160 2". En este ion hay 8 protones (número atómico 8), 8 neutro­ antes del signo + o - . Sin embargo, cuando la carga es 1 + o 1 - , no se nes (número de masa - número atómico) y 10 electrones (8 - 10 = - 2). incluye el número 1 . * Núclido o nucleido es el término general utilizado para describir un átomo con un número atómico y un número de masa determinados. Aunque hay varios elementos con un único núclido natural, es posible obtener otros núclidos de estos elementos (isótopos) por medios artificiales (véase la Sección 25.3). Sin embargo, los isóto­ pos artificiales son radiactivos. En todos los casos el número de isótopos sintéticos es varias veces superior al número de los naturales. 46 Química general EJEM PLO 2.3 Relaciones entre el número de protones, neutrones y electrones de los átomos y iones Conocido el símbolo de un elemento, indique su número de protones, neutrones y electrones, (a) un átomo de bario- 135 y (b) un ion de selenio-80 con doble carga negativa. Planteamiento Dado el nombre de un elemento, podemos encontrar el símbolo y el número atómico, Z, para ese elemento en una lis­ ta de los elementos o en la tabla periódica. Para determinar el número de protones, neutrones y electrones, utilizamos las siguientes relaciones: Z = número p A = número p + número n; carga = número p —número e Las relaciones anteriores se resumen en la expresión (2.2). Resolución (a) Conocemos el nombre, bario, y el número de masa del átomo, 135. A partir de una lista de los elementos o una ta­ bla periódica obtenemos el símbolo, Ba, y el número atómico, Z = 56, que nos conduce a la siguiente representación simbólica "SBa A partir de este símbolo se puede deducir que el átomo neutro tiene 56 protones, un número de neutrones de A —Z = 135 —56 = 79 y un número de electrones igual a Z, es decir, 56 electrones. (b) Conocemos el nombre, selenio, y el número de masa del ion, 80. A partir de una lista de los elementos o una tabla periódica, obtenemos el símbolo, Se, y el número atómico, 34. Sabiendo que el ion tiene una carga de 2—, tenemos los datos necesarios para escribir el símbolo A partir de este símbolo podemos deducir que el ion tiene 34 protones, un número de neutrones de A —Z = 80 - 34 = 46 y 36 electrones, que conducen a una carga neta de +34 —36 = —2. Conclusión Al escribir el símbolo de un átomo o ion particular, con frecuencia omitimos el número atómico. Por ejemplo, para ’«jj-Ba y SS e2-’, con frecuencia utilizamos las representaciones más simples 135Ba y 80Se2 . EJEMPLO PRÁCTICO A: Utilice la notación ¿E para representar al isótopo de plata que tiene 62 neutrones. EJEMPLO PRÁCTICO B: Utilice la notación ¿E para representar a un ion de cinc que tiene el mismo número de electrones que un átomo del isótopo de cadmio-112. Justifique por qué puede haber más de una respuesta. 2 .4 EVALU ACIÓ N D E CO N C EPTO S ¿Cuál es la única excepción a la afirm ación de que to d o s los átom os están form ados por proto ­ nes, neutrones y electro nes? ► Normalmente suponemos que los objetos con carga de igual signo, como los protones, se repelen unos Masas isotópicas a otros. Las fuerzas que mantienen juntos los protones y neutrones en No podemos determinar la masa de un átomo individual únicamente sumando las ma­ el núcleo son mucho más fuertes sas de sus partículas fundamentales. Cuando los protones y neutrones se combinan para que las fuerzas eléctricas ordinarias (véase la Sección 25.6). formar un núcleo, una cantidad muy pequeña de la masa original se convierte en ener­ gía y se desprende. Pero no se puede predecir el valor de esta energía llamada energía nuclear. Por consiguiente, la determinación de las masas de átomos individuales es algo que debe hacerse experimentalmente de la siguiente manera. Por acuerdo internacional, se dige un tipo de átomo y se le asigna una determinada masa. Este estándar es un átomo del isótopo carbono-12, al que se asigna una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica, es decir, 12 u. A continuación se determinan las masas de otros átomos en rela­ ► Esta definición también establece ción al carbono-12. Para hacer esto utilizamos un espectrómetro de masas. En este dis­ que una unidad de masa atómica (1 u) es exactamente 1/12 de la positivo, un haz de iones gaseosos pasa a través de campos eléctricos y magnéticos y se masa de un átomo de carbono-1 2 . separa en sus componentes de diferente masa. Los iones separados se enfocan a un ins- Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 47 25- 8 ic •ÍS 2 0 - ■8 o > - 15- 198 200 202 204 o u O 10- Detector Espectro de masas y 5- del vapor del mercurio Haz de iones — i— — — — — — r 196 197 198 199 200 201 202 203 204 positivos Razón masa-carga ▲ FIGURA 2.14 Un espectrómetro de masas y un espectro de masas En este espectrómetro de masas se ioniza una muestra gaseosa por bombardeo con electrones en la parte < El primer estándar para las inferior del aparato (que no se muestra). Los iones positivos así formados, se someten a un campo eléctrico m asas atómicas ha evolucionado generado entre las placas selectoras de velocidad que están cargadas eléctricamente, y a un campo con el tiempo. Por ejemplo, magnético perpendicular a la página del libro. Solamente b s iones con una determinada vebcidad pasan a originalmente, Dalton asignó al través de las placas y son desviados por el campo magnético según trayectorias circulares. Los bnes que H la masa de 1 u. Más tarde los tienen masas distintas llegan a zonas diferentes del detector, que en el esquema es una placa fotográfica. químicos tomaron el oxígeno Cuanto mayor sea el número de bnes de un determinado tipo, mayor será la respuesta del detector, es decir, natural como 16 u como definición mayor será la intensidad de la línea sobre la placa fotográfica. En el espectro de masas que se muestra para el de la escala de pesos atómicos. Al mercurio, la respuesta del detector de bnes (intensidad de las líneas de la placa fotográfica), se convierte en mismo tiempo, los físicos definieron el isótopo oxígeno-16 como 16 u, una escala relativa de número de átomos. Los porcentajes de abundancia natural de b s isótopos de mercurio lo que provocó conflicto en los son 196Hg, 0,146% ; 198Hg, 10,02%; 199Hg, 16,84%; ^ H g , 23,13%; ^ ’Hg, 13,22%; ^ H g , 29,80% ; ^ H g , 6,85% . valores. En 1971 se adoptó el estándar universal del carbono- 12 que resolvió estas diferencias. trumento de medida que registra su presencia y sus cantidades. La Figura 2.14 ilustra la técnica de espectroscopia de masas y un espectro de masas. Aunque los números de masa son números enteros, las masas reales de los átomos in­ dividuales (en unidades de masa atómica, u) nunca son números enteros, excepto para el carbono-12. Sin embargo, tienen un valor muy próximo a los correspondientes núme­ ros de masa como se puede ver para el isótopo oxígeno-16. A partir de datos de espec­ tros de masas se encuentra que la razón de las masas de 160 a 12C es 1,33291. Por tanto, la masa del átomo de oxígeno-16 es 1,33291 X 12 u = 15,9949 u que es casi igual al número de masa 16. EJEM PLO 2.4 Determinación de masas isotópicas por espectrometría de masas Con los datos del espectro de masas se encuentra que la masa de un átomo de oxígeno-16 es 1,06632 veces mayor que la masa de un átomo de nitrógeno-15. Dado que el *0 tiene una masa de 15,9949 u (ver arriba), ¿cuál es la masa de un átomo de nitrógeno-15, en u? Planteamiento Dada la razón (masa de 160/masa de 15N) = 1,06632 y que la masa de 160 es 15,9949 u, se obtiene la masa de 15N. Resolución Se sabe que masa de 160 ------------ Tjj— = 1,06632 masa de N (continúa) 48 Química general Se resuelve la expresión anterior y se obtiene la masa del 15N sustituyendo la masa de 160 , 15,9949 u. Se obtiene , 1C—_ m a s a d e r o 15,9949 u masa de N = — = 15,0001 u 1,06632 1,06632 Conclusión La masa del 1SN está muy próxima a 15, como era de esperar. Si hubiéramos multiplicado erróneamente por la razón 1,06632 en lugar de dividir, el resultado hubiera sido ligeramente mayor que 16 y claramente incorrecto. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuál es la razón de masas para 202Hg/12C, si la masa isotópica del ^ H g es 201,97062 u? EJEMPLO PRÁCTICO B: Se encuentra que un isótopo con número atómico 64 y número de masa 158 tiene una razón de masas en relación a la del carbono-12 de 13,16034. ¿Cuál es el isótopo, cuál es el número de masa en u y cuál es su masa en relación al oxígeno-16? 2.5 Masa atómica ► El cartx>no-14, utilizado para En una tabla de masas atómicas el valor que se encuentra para el carbono es 12,0107, aun­ datar por el método del carbono que la masa atómica estándar es exactamente 12. ¿Por qué existe esta diferencia? La masa radiactivo, se forma en la parte alta de la atmósfera. La cantidad atómica estándar está basada en una muestra de carbono que contiene sólamente átomos de cartx>no-14 en la Tierra es de carbono-12, mientras que el carbono que existe en la naturaleza contiene también algu­ demasiado pequeña para afectar a nos átomos de carbono-13. La existencia de estos dos isótopos es la causa de que la masa la masa atómica del carbono. atómica observada sea mayor de 12. La masa atómica (peso)* de un elemento es la me­ dia de las masas isotópicas, ponderada de acuerdo a las abundancias en la naturaleza de los isótopos del elemento. En un valor medio ponderado debemos dar más importancia (dar mayor peso) a la cantidad que representa al isótopo con mayor abundancia. Puesto que los átomos de carbono-12 son mucho más abundantes que los de carbono-13, la me­ dia ponderada debe estar mucho más próxima a 12 que a 13. Este es el resultado que se RECUERDE obtiene cuando se aplica la siguiente ecuación general, donde el lado derecho de la ecua­ que el factor de abundancia es ción incluye un término para cada isótopo natural. el porcentaje de abundancia dividido por 100. Por tanto, masa at. /abundancia masa del\ /abundancia masa del' una abundancia del 98,93% es de un = fraccional del X isótopo 1 + fraccional del X isótopo 2 | + (2.3) un factor de abundancia de 0,9893. elemento \isótopo 1 / \isótopo 2 El primer término del lado derecho de la ecuación (2.3) representa la contribución del isótopo 1; el segundo término representa la contribución del isótopo 2 y así sucesi­ vamente. En el ejemplo 2.6, utilizaremos la ecuación (2.3) con los datos adecuados pero primero vamos a ilustrar las ideas del factor de abundancia y una media ponderada de diferen­ te forma para establecer la masa atómica del carbono natural. El espectro de masas del carbono muestra que el 98,93 por ciento de los átomos de carbono son de carbono-12 con una masa de 12 u; el resto son átomos de carbono-13 con una masa de 13,0033548378 u. Por tanto masa at. del carbono natural = 0/9893 X 12 u + (1 “ °'9893) x 13,0033548378 u = 13/3033548378 u - 0,9893 X (13,0033548378 u - 12 u) = 13,0033548378 u - 0,9893 X (1,0033548378 u) = 13,0033548378 u - 0,9893 = 12,0107 u * Desde la época de Dalton, las masas atómicas se han llamado pesos atómicos y la mayoría de los químicos todavía siguen usando este término. Aunque, lo que estamos describiendo aquí es masa, no peso. Las viejas cos­ tumbres tardan en desaparecer. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 49 Es importante observar que en el esquema anterior, 12 u y el «1» que aparece en el factor (1 - 0,9893) son números exactos. Por tanto, aplicando las reglas de las cifras sig­ nificativas, (véase Capítulo 1), la masa atómica del carbono puede darse con cuatro cifras decimales. Para determinar la masa atómica de un elemento que tiene tres isótopos naturales, como el potasio, hay que considerar tres contribuciones a la media ponderada, y así su­ cesivamente. Los porcentajes de abundancia de la mayor parte de los elementos en la naturaleza permanecen casi constantes de una muestra a otra. Por ejemplo, las proporciones de los átomos de 12C y 13C son las mismas en muestras de carbono puro (diamante), el gas dióxi­ do de carbono, o una forma mineral de carbonato de calcio (calcita). Podemos tratar to­ dos los materiales que contienen carbono como si hubiera un solo tipo hipotético de áto­ mo de carbono con una masa de 12,0107 u. Esto significa que, una vez determinadas las masas atómicas medias ponderadas, podemos sencillamente utilizar estos valores en los cálculos que implican masas atómicas. A veces, lo que se necesita es tener una comprensión cualitativa de la relación entre las masas isotópicas, los porcentajes de abundancia natural y las masas atómicas me­ dias ponderadas, y no es necesario el cálculo, como se ilustra en el Ejemplo 2.5. El Ejem­ plo 2.6 y los ejemplos prácticos que lo acompañan proporcionan más aplicaciones de la Ecuación (2.3). La tabla de masas atómicas en la contraportada delantera, muestra que algunas ma­ sas atómicas están establecidas con más precisión que otras. Por ejemplo, la masa ató­ mica del F se da como 18,9984 u y la del Kr como 83,798 u. De hecho, la masa atómi­ ca del F se conoce incluso con más precisión, (18,9984032 u); el valor de 18,9984 u se ha redondeado a seis cifra significativas. ¿Por qué la masa atómica del F se conoce con mucha más precisión que la del Kr? Solo existe un tipo de átomo de F en la naturale­ za: F-19. La determinación de la masa atómica del flúor significa establecer la masa de EJEM PLO 2.5 Significado de las masas atómicas medias ponderadas Los dos isótopos naturales del litio, litio-6 y litio-7, tienen masas de 6,01513 u y 7,01600 u, respectivamente. ¿Cuál de ellos tiene mayor abundancia natural? Planteamiento Mire la masa atómica del Li, y compárela con las masas del 6Li y 7Li. Si la masa atómica del Li está más próxima a la del 6Li, entonces el 6Li es el isótopo más abundante. Si la masa atómica del Li está más próxima a la del Li, entonces el 7Li es el isótopo más abundante. Resolución A partir de una tabla de masa atómicas, contraportada delantera, vemos que la masa atómica del Li es 6,941 u. Como este valor, una masa atómica media ponderada, está mucho más próximo a 7,01600 u que a 6,01512 u, el litio-7 debe ser el isótopo más abundante. Conclusión Las masas atómicas de isótopos individuales pueden determinarse con mucha precisión. Los valores dados antes para 6Li y 7Li se han redondeado a cinco cifras decimales. Los valores precisos son 6,015122795 u y 7,01600455 u EJEMPLO PRÁCTICO A: Los dos isótopos naturales del boro, boro-10 y boro-11, tienen masas atómicas 10,0129370 u y 11,0093054 u, respectivamente. ¿Cuál de ellos tiene mayor abundancia natural? EJEMPLO PRÁCTICO B: El indio tiene dos isótopos naturales y una masa atómica ponderada de 114,818 u. Uno de los isótopos tiene una masa de 112,904058 u. ¿Cuál de los siguientes posibles isótopos: m In, 112In, 114In, o 115In es el segun­ do isótopo natural? ¿Cuál de los dos isótopos naturales es el más abundante? 50 Química general Ejemplo 2.6 Relación entre las masas y abundancias naturales de los isótopos y la masa atómica de un elemento El bromo tiene dos isótopos naturales. Uno de ellos, el bromo-79 tiene una masa de 78,9183 u y una abundancia natu­ ral de 50,69 por ciento. ¿Cuál debe ser la masa y el porcentaje de abundancia natural del otro, bromo-81? Planteamiento Aunque no se da explícitamente se conoce la masa del Br. En la contraportada delantera se encuentra la masa atómica del Br, 79,904 u. Se necesita aplicar dos conceptos clave: (1) la masa atómica del Br media ponderada de las masas de ^ r y 81Br, y (2) los porcentajes de abundancia natural del ^ r y 81Br deben sumar 100. Resolución La masa atómica del Br es una media ponderada de las masas del ^Br y 81Br: (fracción de átomos \ /fracción de átomos \ de ^Br X masa de ^Br j + \de 81Br X masa de 81Br j Como los porcentajes de abundancia natural deben sumar 100, el porcentaje del 81Br es 100% —50,69% = 49,31%. Sus­ tituyendo 79,904 u por la masa atómica del elemento, 78,9183 por la masa del ^Br y los factores de abundancia de los dos isótopos, se obtiene 79,904 u = (0,5069 X 78,9183 u) + (0,4931 X masa d e81Br) = 40,00 u 4- (0^4931 X masa de 81Br) j sin ^9,904 u - 40,00 u masa de Br = -------- ——— -------- = 80,92 u 0,4931 La abundancia natural del bromo-81, con cuatro cifras significativas es 49,31 por ciento y su masa es 80,92 u. Conclusión Se puede comprobar el resultado final resolviendo el problema a la inversa utilizando números ligeramente redondea­ dos. La masa atómica del Br es 50,69% x 78,92 u + 49,31% x 80,92 u « §(79 u + 81 u) = 80 u . La masa atómica esti­ mada (80 u) está próxima a la masa atómica real de 79,904 u. EJEMPLO PRÁCTICO A: Las masas y los porcentajes de abundancia natural de los tres isótopos naturales del silicio son ^ i 27,9769265325 u, 92,223%; 29Si 28,976494700 u, 4,685%; ^ i 29,973377017 u, 3,092%. Calcule la masa atómica media ponderada del silicio. EJEMPLO PRÁCTICO B: Utilice los datos del Ejemplo 2.5 para determinar los porcentajes de abundancia natural del li- tio-6 y litio-7. este tipo de átomo con tanta precisión como sea posible. La masa atómica del criptón se conoce con menos precisión porque el criptón tiene seis isótopos naturales. Debido a la distribución de los porcentajes de los isótopos difiere ligeramente de una muestra a otra, la masa atómica media ponderada del criptón no puede establecerse con mu­ cha precisión. 2 .5 EVALU ACIÓ N D E CO N CEPTO S El valor de la masa atómica tabulado para el cromo en la contraportada delantera es 51,9961 u. ¿Se podría concluir que la abundancia natural de los átomos de cromo son todos del tipo IJC r? La misma tabla muestra un valor de 65,409 u para el cinc ¿Se podría concluir que el cinc se encuen­ tra como una mezcla de isótopos? Explíquelo. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 51 2.6 Introducción a la tabla periódica Los científicos emplean mucho tiempo en organizar la información en patrones útiles. Sin embargo, para poder organizar la información, deben tenerla y ésta debe ser correc­ ta. Los botánicos en el siglo xvm tenían suficiente información sobre las plantas para or­ ganizar su campo de estudio. Debido a incertidumbres en las masas atómicas y debido a que muchos elementos no se habían descubierto, los químicos no fueron capaces de or­ ganizar los elementos hasta un siglo después. Podemos distinguir un elemento de los otros m ediante su conjunto particular de propiedades físicas observables. Por ejem plo, el sodio tiene una densidad baja, de 0,971 g/cm 3 y un punto de fusión bajo, 97,81 °C. Ningún otro elemento tiene la m is­ ma com binación de densidad y punto de fusión. Sin embargo el potasio también tie­ ne una densidad baja, 0,862 g/cm 3, y un punto de fusión bajo, 63,65 °C, como el so­ dio. El sodio y el potasio se parecen también en que am bos son buenos conductores del calor y de la electricidad y ambos reaccionan violentamente con el agua despren­ diendo gas hidrógeno. Por otro lado, el oro tiene una densidad de 19,32 g/cm3 y un punto de fusión de 1064 °C, que son m ucho m ás altos que los del sodio y potasio y no reacciona con el agua, ni siquiera con los ácidos ordinarios. Sin embargo el oro, se parece al sodio y al potasio en su capacidad de conducir el calor y la electricidad. El cloro es muy diferente al sodio, el potasio y el oro. Es un gas en condiciones ordi­ narias, lo que significa que el cloro sólido tiene un punto de fusión muy por debajo de la temperatura ambiente, -1 0 1 °C. Además el cloro no es conductor del calor y la electricidad. Incluso a partir de estos datos limitados obtenemos un indicio para hacer un esque­ ma de clasificación útil de los elementos. Si el esquema consiste en agrupar los elemen­ tos con propiedades semejantes, el sodio y el potasio deberían aparecer en el mismo gru­ po. Si el esquema de clasificación trata de distinguir de alguna manera entre elementos que son buenos conductores del calor y la electricidad de aquellos que no lo son, el clo­ ro estaría separado del sodio, potasio y oro. El sistema de clasificación que buscamos es el que se muestra en la Figura 2.15 (y en la contraportada delantera) y es conocido como la tabla periódica de los elementos. En el Capítulo 9, describiremos cómo se organizó la REC U ER D E que la tabla periódica que se muestra en la Figura 2.15 es la 1A 8A que recomienda actualmente 1 H 2 13 14 15 16 17 * He 1 la IU PA C . E l descubrimiento 1,00794 2A 3A 4A 5A 6A 7A 4*0260 del elemento 112 ha sido 3 4 5 6 7 8 9 10 reconocido por la IU PA C , en Li Be B c N o F Ne *♦*1 9,01218 1*011 12*107 14*067 1*9994 1*9904 20,1797 mayo de 2009, pero todavía 11 12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 no tiene nombre. Se han Na Mg Al Si P s ci Ar detectado elementos con 22,9998 24¿050 3B 4B 5B 6B 7B 8B IB 2B 26,9013 28,0055 3*9730 32*63 3*453 39,940 19 20 21 22 23 2« 25 26 27 28 2 9 1 30 31 32 33 31 35 36 número atómico mayor de K Ca Se Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 112 pero todavía no están 39,0903 40,078 44,9559 47,0*7 8*9115 31,9961 54,9300 3 5 *ÍS 98,9332 58,6934 63,516 65/109 69,723 72*1 74,9216 7*96 79,961 03,790 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 S 53 54 reconocidos. En la Figura 2.15, Rb Sr 85,4678 87,62 Y 88,9059 Zr Nb Mo 91,224 92,90« 95,91 Te Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb 1(0,906 106.42 107,860 112411 114*18 11*710 121,760 Te 127,60 I Xe 126,901 131,293 el lutedo (Lu) y el laurendo (90) 101,07 55 as y -7 i 72 73 7« 75 76 77 78 79 80 81 82 83 81 85 86 (Lr) son los últimos miembros Cs Ba L a -L u Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn de las series de los lantánidos 132,908 137,327 178/19 180,918 1 8 3 * 1 106¿O7 19*23 192¿17 195,084 196,967 20*99 2M1383 207,2 20*900 (209) CIO) 022) 87 88 89-103 10« 105 106 107 108 109 110 111 y actínidos, respectivamente. Fr Ra A c-L r Rf Db Sg Bh Ha M t Ds Rg Se ha utilizado un potente (223) (22« (261) 062) (266) (264) (277) (2(0) (271) 072) argumento* para colocar al Lu 58 59 60 61 62 63 64 65 68 69 70 y L r en el grupo 3, con lo que 57 66 67 71 ■Serie d e la n tá n id o s La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu la serie de los lantánidos 13*90* 140,116 14*900 144^242 (143) 150,36 131,96« 157,25 158,925 162400 164,930 167,259 terminaría en el Yterbio (Yb) 89 90 91 92 93 9« 96 97 98 99 100 101 102 103 +Serie d e ac tín id o s Ac Th Pa U Np Pu A*m Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr y la serie de los actínidos (227) 232*30 231*36 23*029 (237) (244) (243) 047) (247) (251) (232) (297) (258) (259) 062) terminaría en el nobelio (Nb). Hasta la fecha, la IU PA C no A FIGURA 2.15 ha adjudicado un lugar para La tabla periódica de los elementos d Lu y Lr en el grupo 3. Las masas atómicas están referidas al carbono-12. Para algunos elementos radiactivos, los números entre paréntesis son tos números de masa de tos isótopos más estables. Los metales se muestran en marrón claro, b s no metales en azul y tos metaloides en verde. Los gases nobles, que también son no metales, en rosa. * Véase W . B. Jensen, /. Chem. Edu., 59,634 (1982). 52 Química general tabla periódica y también aprenderemos su base teórica. Por el momento, solo conside­ raremos algunas características de la tabla. ► La característica más útil de Características de la tabla periódica En la tabla periódica, los elementos se ordenan las propiedades atómicas es que según el número atómico creciente, empezando a la izquierda en la parte más alta y or­ los elementos de un grupo tienen propiedades semejantes. Hay ganizándose en una serie de filas horizontales. Esta organización sitúa a los elementos diferencias significativas dentro de semejantes en grupos verticales o fam ilias. Por ejemplo, el sodio y el potasio se encuen­ un mismo grupo. Estas diferencias tran juntos en un grupo denominado 1, llamado de los metales alcalinos. Es de esperar y sus causas es lo que tratamos de descubrir al estudiar química. que los otros miembros del grupo, como el cesio y el rubidio, tengan propiedades seme­ jantes a las del sodio y potasio. El cloro se encuentra en el otro extremo de la tabla en el grupo 17. Algunos de los grupos tienen nombres característicos, generalmente relaciona­ dos con una propiedad importante de los elementos del grupo. Por ejemplo, los elemen­ tos del grupo 17 se llaman halógenos, término procedente del griego y que significa «for- mador de sal». Em n i i i i i u f f i ■ Grupo 1: metales alcalinos Período 3 Grupo 17: los halógenos Cada elemento se ordena colocando su símbolo en el centro de un recuadro en la ta­ bla. El número atómico del elemento (Z) se muestra encima del símbolo y la masa ató­ mica media ponderada del elemento se muestra debajo de su símbolo. Algunas tablas periódicas proporcionan más información como la densidad y punto de fusión, pero el número atómico y masa atómica son suficientes normalmente para nuestras necesida­ des. Los elementos con masas atómicas entre paréntesis, tales como el plutonio, Pu (244), se obtienen sintéticamente y el número mostrado es el número de masa del isótopo más estable. También es habitual dividir los elementos en dos grandes categorías conocidas como metales y no metales. En la Figura 2.15 se utilizan colores de fondo para distinguir los metales (marrón claro) de los no metales (azul y rosa). A temperatura ambiente todos los metales son sólidos, excepto el mercurio que es un líquido. Los metales generalmen­ te son maleables (pueden ser estirados en láminas) y dúctiles (pueden ser estirados en hilos). Son buenos conductores del calor y la electricidad y tienen un aspecto lustroso o brillante. Los no metales generalmente tienen propiedades opuestas a los metales, tales ► Hay falta de acuerdo en definir como ser malos conductores del calor y la electricidad. Algunos de los no metales, como los elementos denominados el nitrógeno, oxígeno y cloro, son gases a temperatura ambiente. Otros como el silicio y metaloides. Sin embargo se el azufre son sólidos frágiles. Solo el bromo es un líquido. considera que son los elementos En la Figura 2.15 se destacan otras dos categorías, que son, un grupo especial de no que se encuentran a los lados de la línea en escalera que separa a metales, conocidos como los gases nobles (rosa) y un grupo pequeño de elementos lla­ ambos tipos de elementos. mados metaloides (verde) porque tienen algunas propiedades metálicas y otras no me­ tálicas. Las filas horizontales de la tabla se llaman períodos. Los períodos se numeran en el ex­ tremo izquierdo de la tabla periódica en la contracubierta delantera. El primer período de la tabla consta solo de dos elementos, hidrógeno y helio. Le siguen dos períodos de ocho elementos cada uno, del litio al neón y del sodio al argón. El cuarto y quinto perío­ do contienen 18 elementos cada uno, desde el potasio al criptón y del rubidio al xenón. El sexto período es largo y tiene 32 miembros. Para ajustar este período a la tabla que tiene una anchura máxima de 18 miembros, sacamos 15 miembros de este período y los colocamos en la parte inferior de la tabla. Esta serie de 15 elementos está a continuación de lantano (Z =5 7) y estos elementos se llaman lantánidos. El séptimo período es el úl­ timo y está incompleto (algunos miembros todavía no se han descubierto) pero se sabe que será largo. También se saca una serie de 15 elementos del séptimo período y se colo- Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 53 ca en la parte inferior de la tabla. Como los elementos de esta serie siguen al actinio (Z = 89), se llaman actínidos. El nombre de los grupos ha sido un tema de debate entre los químicos. El sistema de numeración 1-18 utilizado en utilizado en la Figura 2.15 es el que se ha adoptado más recientemente. Los nombres de los grupos que se utilizaron anteriormente consistían < La ordenación de Mendeleev en de una letra y un número, siguiendo el método adoptado por Mendeleev, el creador la tabla periódica original de los de la tabla. Como se ve en la Figura 2.15, los grupos A 1 y 2 están separados del res­ elementos estaba basada en las propiedades físicas y químicas de to de los grupos A (3 a 8), por los grupos B (1 a 8). La Unión Internacional de Química los elementos y sus compuestos. Pura y Aplicada (IUPAC) recomendó el sistema de numeración sencillo 1-18 con obje­ La ordenación de los elementos to de evitar la confusión entre el sistema americano de núm eros y letras y el utiliza­ en la tabla periódica moderna se basa en las propiedades atómicas, do en Europa donde algunas de las denominaciones A y B estaban cambiadas. Actual­ número atómico y configuración mente el sistema de la IUPAC es el recomendado oficialmente por la Sociedad Química electrónica. Americana (ACS) y por las sociedades químicas en otras naciones. Como ambos siste­ mas de numeración se encuentran en uso, se muestran ambos en la Figura 2.15 y en la tabla periódica de la contraportada delantera. Sin embargo, excepto como un recuer­ do ocasional del sistema anterior, en este texto utilizaremos el sistema de numeración de la IUPAC. Relaciones útiles que se obtienen de la tabla periódica La tabla periódica ayuda a los químicos a describir y predecir las propiedades de los com­ puestos químicos y los productos de las reacciones químicas. La utilizaremos a lo largo de todo el texto como ayuda para la comprensión de los conceptos químicos. Una apli­ cación de la tabla que merece especial atención aquí es utilizarla para predecir las proba­ bles cargas de los iones monoatómicos sencillos. Los elementos de los grupos principales son los de los grupos 1, 2 y 13-18. Cuando los átomos de los metales de los grupos principales 1 y 2 forman iones, pierden el m is­ mo número de electrones que el número del grupo según la IUPAC. Así, los átomos de sodio (grupo 1) pierden un electrón y se convierten en Na+, y los átomos de calcio (gru- Ejemplo 2.7 Relaciones basadas en la tabla periódica Utilice la tabla periódica de la contraportada delantera e indique (a) el elemento que está en el grupo 14 y en el cuarto período. (b) dos elementos con propiedades semejantes a las del molibdeno (Mo). (c) el ion más probable del átomo de estroncio. Planteamiento Para (a) el concepto clave es que las filas (períodos), se numeran del 1 al 7, empezando desde la parte alta de la tabla periódica y los grupos se numeran del 1 al 18 empezando por el lado izquierdo. Para (b), el concepto clave es que los elementos del mismo grupo tienen propiedades semejantes. Para (c), el concepto clave es los átomos metálicos de los grupos principales 1 y 2 forman iones positivos con cargas +1 y +2, respectivamente. Resolución (a) Los elementos del cuarto período comprenden desde el K (Z = 19) al Kr (Z =36). Los del grupo 14 son C, Si, Ge, Sn y Pb. El único elemento que es común a este período y grupo es el Ge (Z =32) (b) El molibdeno está en el grupo 6. Otros dos miembros de este grupo que deben ser parecidos son el cromo (Cr) y el wolframio (W). (c) El estroncio (Sr) está en el grupo 2. Debería formar el ion Sr2*. Conclusión En el Capítulo 8 examinaremos con mayor detalle las razones de la ordenación en la tabla periódica. EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba el símbolo del ion más probable del átomo de Li, S, Ra, F, I y Al. EJEMPLO PRÁCTICO B: Clasifique cada uno de los siguientes elementos como elementos de un grupo principal o de tran­ sición. También espacifique si son metales, metaloides o no metales: Na, Re, S, I, Kr, Mg, U, Si, B, Al, As, H. 54 Química general po 2) pierden dos electrones y se convierten en Ca2+. El aluminio del grupo 13 pierde 3 electrones para formar Al3* (aquí la carga es «el número del grupo menos 10»). Los otros metales del grupo 13 y grupos superiores forman más de un ion posible, un tema que se tratará en el Capítulo 9. Cuando los átomos de los no metales forman iones ganan electrones. El número de electrones ganados es normalmente 18 menos el número del grupo de la IUPAC. Así, un átomo de O gana 18 - 16 = 2 electrones y se convierte en Cr y un átomo de C1 gana 18 - 17 = 1 electrón y se convierte en CP. La regla de «18 menos el número del grupo» sugiere que un átomo de Ne del grupo 18) no gana electrones: 18 - 18 = 0. La tendencia muy limitada de los átomos de los gases nobles a formar iones es una de las caracterís­ ticas de esta familia de elementos. Los elementos de los grupos 3-12 son los elementos de transición, y debido a que to­ dos ellos son metales, también se llaman metales de transición. Igual que los metales de los grupos principales, los metales de transición forman iones positivos, pero el número de electrones perdidos no está relacionado con el número del grupo de una manera sen­ cilla. Esto se debe principalmente a que los metales de transición pueden formar dos o más iones con diferente carga. 2.7 El concepto de mol y la constante de A vo gad ro Desde la época de Dalton, los químicos han reconocido la importancia de los núme­ ros relativos de los átomos, como cuando se establece que dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno se combinan para formar una molécula de agua. Sin embargo no po­ demos contar físicamente los átomos de una muestra macroscópica de agua. Debemos recurrir a otra medida que requiere una relación entre la cantidad medida, normalmente la masa y algún número de átomos conocido aunque no se pueda contar. Considere un ejemplo práctico de sustitución de la masa por un número determinado de artículos. Su­ ponga que quiere colocar tablas nuevas en el suelo de una cabaña de montaña y ha cal­ culado cuántos clavos necesita. Si tiene alguna idea de cuántos clavos hay en un kilogra­ mo, entonces puede comprar los clavos por kilogramos. ► Debido a que el valor del número La magnitud SI que describe una cantidad de sustancia relacionándola con un núme­ de Avogadro depende, en parte, de una medida, el valor ha cambiado ro de partículas de esa sustancia se denomina mol. Un mol es una cantidad de sustan­ ligeramente a lo largo de los años. cia que contiene el mismo número de entidades elementales que el número de átomos Los valores recomendados por el de carbono-12 que hay en una cantidad de 12 g exactamente de carbono-12. El «número comité de datos para la ciencia y la de entidades elementales (átomos, moléculas, ...)» en un mol es la constante de Avoga­ tecnología (CO DATA) se muestran a continuación. dro, Na . Año Número de Avogadro 1986 6,0221367 X 1023 N a = 6 ,022 1417 9 X 10 23 m o r 1 (2.4) 1998 6,02214199X1023 2002 6,0221415 x1o23 2006 6,02214179X1023 La constante de Avogadro consiste en un número, 6,02214179 X 1023 conocido como número de Avogadro, junto con su unidad, mol-1. La unidad mol-1 significa que las enti­ dades que se cuentan son las que se encuentran presentes en 1 mol. El valor del número de Avogadro se basa tanto en la definición como en una medi­ da. Un m ol de carbono-12 se define como 12 g. Si la masa de un átomo de carbono-12 se mide usando un espectrómetro de masas (véase la Figura 2.14), la masa sería aproxi­ madamente de 1, 9926 X 10~23 g. La razón de estas dos masas proporciona una estima­ ción del número de Avogadro. De hecho, actualmente las determinaciones del núme­ ► Cuando se redondea el número ro de Avogadro hacen uso de otras medidas, no la medida de la masa de un átomo de de Avogadro o cualquier otro valor carbono-12. conocido con exactitud, mantenga una cifra sifnificativa más que las Con frecuencia redondearemos el valor de N Aa 6,022 X 1023 mol”1, o incluso a 6,02 X del número menos exacto para 1023 mol’ 1. evitar errores de redondeo en el Si una sustancia contiene átomos de un solo isótopo, podemos escribir cálculo. 1 mol 12C = 6,02214 X 1023 átomos de 12C = 12,000 g 1 mol léO = 6,02214 X 1023 átomos de léO = 15,9949 g (y así sucesivamente) Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 55 (a) 6,02214 X 1023 átomos F (b) 6,02214 X 10 23 átomos Cl (c)6,02214 X 10 23 átomos Mg (d) 6.02214 X 1023 átomos Pb = 18,9984 g = 35,453 g = 24,3050 g = 207,2 g A FIGURA 2.16 Distribución de los isótopos de cuatro elementos (a) Sólamente hay un tipo de átomos de flúor, 19F (en rojo), (b) En el cloro, el 75,77 por ciento de los átomos son de 35CI (en rojo) y los restantes son de VC\ (en azul), (c) El magnesio tiene un isótopo mayoritario, ^Mg (en rojo), y dos minoritarios, 25Mg (en gris) y ^Mg (en azul), (d) El plomo tiene cuatro isótopos naturales: ^ P b , (en amarillo) 1,4% , ^ P b , (en azul) 24,1% , 207Pb, (en gris) 22,1% y ^ P b , (en rojo) 52,4%. La mayor parte de los elementos contienen mezclas de dos o más isótopos de forma que no todos los átomos en una muestra de un elemento tienen la misma masa. Esto se debe a que los isótopos están presentes en las proporciones en que se encuentran en la naturaleza. Así, en un m ol de carbono, la mayor parte de los átomos son de carbono-12 pero algunos son de carbono-13. En un mol de oxígeno, la mayor parte de los átomos son de oxígeno-16 pero algunos son de oxígeno-17 y otros de oxígeno-18. Como re­ sultado, 1 mol de C = 6,02214 X 1023 átomos de C = 12,0107 g 1 mol de O = 6,02214 X 1023 átomos de O = 15,9994 g y así sucesivamente La constante de Avogadro se eligió de forma que la masa de un mol de átomos de car- bono-12, exactamente 12 g, tuviera el mismo valor numérico que la masa de un átomo de < La masa atómica media carbono-12, exactamente 12 u. Como resultado, para el resto de los elementos, el valor ponderada del carbono se calculó numérico de la masa en gramos de un mol de átomos y la masa atómica media ponde­ en la Sección 2.5. rada en unidades de masa atómica son iguales. Por ejemplo, la masa atómica ponderada media del litio es 6,941 u y la masa de un mol de átomos de litio 6,941 g. Así, podemos REC U ER D E establecer fácilmente la masa de un mol de átomos, denominada masa molar, Ai, a partir de una tabla de masas atómicas.* Por ejemplo, la masa molar del Li es 6,941 g de Li/mol que la unidad de masa molar es g/m ol. de Li). En la Figura 2.16 se intenta representar la distribución de isótopos de un elemen­ to y en la Figura 2.17 se muestra un mol de cuatro elementos comunes. A FIGURA 2.17 Un mol de un elemento Los vidrios de reloj contienen un mol de átomos de cobre (izquierda) y un mol de átomos de azufre (derecha). El vaso de precipitados contiene un mol de átomos de mercurio como mercurio líquido, y el globo, del que solo hay una parte visible aquí, contiene un mol de átomos de helio en estado gaseoso. *Con frecuencia los valores de masas atómicas (pesos atómicos) de las tablas se escriben sin unidades, espe­ cialmente si se indican como masas atómicas relativas. Esto, sencillamente, significa que los valores indicados se encuentran en la relación de exactamente 12 (en lugar de 12 u ) para el carbono-12. Utilizarem os la unidad de masa atómica (u) cuando nos refiramos a masas atómicas (pesos atómicos). La mayor parte de los químicos lo hacen así. 56 Química general . 2 .6 EVALU ACIÓ N D E CO N CEPTO S Al dividir la masa molar del oro por la constante de Avogadro se obtiene la masa de un átomo in­ dividual de oro natural. Por el contrario, ningún átomo natural de plata tiene la masa que se obtie­ ne al dividir la masa molar de la plata por la constante de Avogadro. ¿Cómo puede ser esto? Reflexión sobre el número de Avogadro El número de Avogadro (6,02214 X 1023)e s un número enormemente grande y prácti­ camente inconcebible en la vida cotidiana. Suponga que estuviéramos contando guisan­ tes en lugar de átomos. Si un guisante típico tiene un volumen aproximado de 0,1 cm3, la pila necesaria para formar un mol de guisantes cubriría los Estados Unidos con una altura de aproximadamente 6 km (4 mi). O bien imagine que los granos de trigo pudie­ ran contarse a la velocidad de 100 por minuto. Una persona sería capaz de contar aproxi­ madamente cuatro mil millones de granos durante su vida. Aún más, si todas las per­ sonas actualmente en el mundo hubieran utilizado sus vidas en contar granos de trigo no podrían alcanzar el número de Avogadro. De hecho, si todas las personas que han vivido en la Tierra hubieran utilizado sus vidas contando granos de trigo, el total toda­ vía estaría lejos de alcanzar el número de Avogadro. (Y el número de Avogadro de gra­ nos de trigo es mucho más del trigo que se ha producido en la historia humana). Aho­ ra consideramos un dispositivo mucho más eficaz para contar, un ordenador personal moderno, que es capaz de contar a una velocidad próxima a mil millones de unidades ► Tendrá oportunidad de calcular por segundo. La tarea de contar el número de Avogadro le ocuparía ¡alrededor de 20 Na en diferentes momentos en el millones de años! texto, empezando por el ejercicio 113 en el Capítulo 3. El número de Avogadro obviamente, no es un número útil para contar objetos ordina­ rios. Por otro lado, cuando este número inconcebiblemente enorme se utiliza para contar objetos inconcebiblemente pequeños, tales como átomos y moléculas, el resultado es una cantidad de materia que está fácilmente dentro de nuestro alcance. 2.8 Utilización del concepto de mol en los cálculos A lo largo del texto, el concepto de mol nos proporcionará factores de conversión para la resolución de problemas. En cada nueva situación, analizaremos cómo aplicar el con- oepto de mol. Por ahora, utilizaremos la relación entre número de átomos y el mol. Con­ sidere lo siguiente: 1 mol de S = 6,022 X 1023 átomos de S =32,065 g de S. Esto nos permi­ te escribir los factores de conversión 1 mol S 32,065 g S 6,022 x 1023 S átomos y 1 mol S En los cálculos que necesitan la constante de Avogadro, los estudiantes se suelen pre­ guntar cuándo multiplicar y cuando dividir por N A. Una posibilidad es utilizar siempre la constante de forma que se produzca la cancelación adecuada de unidades. Otra posi­ bilidad es pensar en función del resultado esperado. Al calcular el número de átomos, esperamos que la respuesta sea un número muy grande, y, ciertamente, nunca menor que 1. Por otro lado, el número de moles de átomos, generalmente es un número más peque­ ño. A menudo será menor que 1. En los siguientes ejemplos, utilizamos las masas atómicas y la constante de Avogadro en los cálculos para determinar el número de átomos presentes en una muestra dada. Las masas atómicas y la constante de Avogadro se conocen con bastante precisión y los estu­ ▲ FIGURA 2.18 diantes con frecuencia se preguntan cuántas cifras significativas llevan las masas atómi­ Medida de 7,64 x 1022átomos cas o la constante de Avogadro al realizar los cálculos. de S (0,127 mol de S). Ilustración del Ejemplo 2.8 La balanza se pone en cero, es decir, se tara, exactamente cuando Para asegurar la máxima precisión posible, ponga al menos una cifra significativa más en se coloca el pesasustancias. La las constantes físicas conocidas que en las cantidades medidas. muestra de azufre pesa 4,07 g. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 57 Por ejemplo, para calcular la masa de 0,600 mol de S, utilizaríamos la masa atómi­ ca del S con (d menos cuatro cifras significativas. La respuesta 0,600 m ol S X 32,07 g S/mol S = 19,2 g S es más precisa que 0,600 mol S X 32,1 g S/mol S = 19,3 g S. EJEM PLO 2.8 Relación entre el número de átomos, la cantidad en moles y la masa en gramos En la muestra de S de la Figura 2.18 que pesa 4,07 g, (a) ¿cuántos moles de azufre están presentes y (b) ¿cuál es el nú­ mero total de átomos de azufre en la muestra? Planteamiento Para (a) el esquema de conversión es: g de S —►mol de S. Para llevar a cabo esta conversión, se multiplica 4,07 g de S por el factor de conversión (1 mol S/32,07 g S). El factor de conversión es la masa molar invertida. Para (b) el esquema de conversión es: mol de S —* átomos de S. Para llevar a cabo esta conversión, se multiplica la cantidad de moles del apartado (a) por el factor de conversión (6,022 X 1023átomos S/l mol S). Resolución (a) Para la conversión: g de S —* mol de S, la utilización de 1/M como factor de conversión, proporciona la cancelación adecuada de unidades. 1 mol S ? m olS = 4,07 g S X „ ^ = 0,127 molS ^ 6 32,07 gS (b) La conversión: mol de S —* átomos de S se lleva a cabo utilizando la constante de Avogadro como factor de con­ versión. 6,022 X 1023 atoms S ■»> ? átomos S — 0,127 molS X --------- ------ —--------- — 7,64 X 10 átomos S 1 molS Conclusión Al incluir las unidades en los cálculos, se puede comprobar la cancelación adecuada de las unidades. Si el único objeti­ vo es calcular el número de átomos de azufre en la muestra, los cálculos de los apartados (a) y (b) podrían combinarse en un único cálculo como se muestra a continuación. . _ lm o lS 6,022 X 1023 átomos S — ? átomosS = 4 ,07gS X —— X --------------- —----------- = 7,64 X 1022átomosS 32,07 g b 1 mol S Si hubiéramos redondeado 4,07 g S X (1 mol S/32,07 g S) a 0,127 mol S y utilizado el resultado redondeado en el apar­ tado (b), hubiéramos obtenido una respuesta final de 7,65 X 1022 átomos de S. Con un cálculo de una línea, no tenemos que escribir un resultado intermedio y evitamos errores de redondeo. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuál es la masa de 2,35 X1024átomos de cobre? EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Cuántos átomos de plomo-206 están presentes en una muestra de 22,6 g de plomo metal? [Sugerencia: Véase la Figura 2.16] El ejemplo 2.9 es quizás el más representativo de la utilización del concepto de mol. Se trata de una parte de un problema mayor que requiere también otros factores de con­ versión. Un método es formular un esquema de conversión para obtener la información deseada a partir de la información disponible. EJEM PLO 2.9 Combinación de varios factores en un cálculo: masa molar, la constante de Avogadro, porcentajes de abundancia El potasio-40 es uno de los pocos isótopos radiactivos naturales de elementos de bajo número atómico. Su porcenta­ je de abundancia natural entre los isótopos de potasio es 0,012 por ciento. ¿Cuántos átomos de *°K están presentes en 225 mL de leche entera que contiene 1,65 mg K/mL? (continúa) 58 Química general Planteamiento Fundamentalmente se necesita realizar la conversión mL leche —* átomos 40K. No hay un único factor de conversión que nos permita realizar esta conversión en una etapa, de forma que tendremos que hacerlo en varias etapas o conver­ siones. Se sabe que la leche contiene 1,65 mg K/mL = 1,65 X10-3 g K/mL y esta información puede utilizarse para lle­ var a cabo la conversión: mL de leche —* g de K. Podemos llevar a cabo las conversiones g K —>mol K —* átomos K uti­ lizando factores de conversión basados en la masa molar delK y la constante de Avogadro. La conversión final: átomos de K —* átomos de 40K puede llevarse a cabo utilizando un factor de conversión basado en el porcentaje de abundancia natural del 40K Se muestra a continuación un esquema completo de conversión: mL leche —►mg K —* g K —►mol K —►átomos K —* átomos 40K Resolución Las conversiones pueden realizarse en etapas o pueden combinarse en una línea de cálculo única. Vamos a realizar el cálculo en etapas. Primero, convertimos los mL de leche a g de K. 1,65 mg K 1g K ? g K = 225 mL leche X - — — X ——1----- — = 0,371 g K 5 lm L leche 1000 m gK ' 6 A continuación, convertimos g de K a mol de K, ?m olK = 0,371 g K X * = 9,49 X 10"3molK a 39,10 g K Y después convertimos mol de K a átomos de K. ? átomos K —9,49 X 10-3 mol K X *^ 22 X 102 átomos K _ ^ ^ x 1021 átomos K 1 mol K Finalmente, convertimos átomos de K a átomos de *°K. ? átomos 40K — 5,71 X 1Ó21 átomos K X ' f*------- —— — 6,9 X 1017 átomos 100 átomos K Conclusión La respuesta final se redondea a dos cifras significativas porque la cantidad conocida con menos precisión en el cálcu­ lo es el porcentaje de abundancia natural, con dos cifras significativas. Es posible combinar las etapas anteriores en una única línea de cálculo. ,n 1/65 mg K 1g K l mol K ? átomos K = 225 mL leche X -----——-— X ___ ____— X 1 mL leche 1000 mg K 39,10 g K 6,022 X 1023 átomos K 0,012 átomos 40K X— ------ — ---------- X 1 mol K 100 átomos K = 6,9 X 1017átomos EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuántos átomos de Pb hay en un trozo pequeño de plomo con un volumen de 0,105 cm3? La den­ sidad del Pb = 11,34 g/cm3. EJEMPLO PRÁCTICO B: El renio-187 es un isótopo radiactivo que puede utilizarse para determinar la edad de los meteo­ ritos. Una muestra de 0,100 mg de Re contiene 2,02 X 1017 átomos de 187Re ¿Cuál es el porcentaje de abundancia del renio-187 en la muestra? M a s te rin g c H E M IS T R Y w w w .m a s te rin g c h e m is tr y .c o m ¿Cuál es el elem ento más abundante? Esta sim ple pregunta parece que no tiene un a respuesta sencilla. Para ap ren d er m ás sobre las abundancias de los elem entos en el universo y la corteza terrestre, vaya al A tención a ... del Capítulo 2 titulado: A bundancias naturales de los elem entos, en la página w eb de M astering C hem istry. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 59 Resumen 2.1 Los primeros descubrim ientos químicos y la teoría átomos del mismo elemento que difieren en el número de masa atómica La química moderna comenzó con los descubrimien­ se llaman isótopos. El porcentaje de abundancia natural de tos del siglo dieciocho que condujeron a la formulación de dos le­ un isótopo y la masa precisa de sus átomos se puede estable­ yes básicas de la combinación química, la ley de conservación de cer mediante un espectrómetro de masas (véase Figura 2.14). Se la masa y la ley de la composición constante (proporciones de­ utiliza un simbolismo especial (expresión 2.2) para representar finidas). Estos descubrimientos condujeron a la teoría atómica de la composición de un átomo o un ion derivado del átomo. Dalton, que la materia se compone de partículas indestructibles llamadas átomos, que los átomos de un elemento son idénticos 2.5 Masa atóm ica La masa atómica (peso) de un elemento entre sí pero diferentes de los átomos de otros elementos y que los es una media ponderada basada en un valor asignado de exac­ compuestos químicos son combinaciones de átomos de diferentes tamente 12 u para el isótopo de carbono-12. Esta media pon­ elementos. Basándose en esta teoría, Dalton propuso otra ley de la derada se calcula a partir de masas atómicas determinadas ex­ combinación química, la ley de las proporciones múltiples. perimenta lmente y porcentajes de abundancia de los isótopos naturales del elemento mediante la expresión (2.3). 2 .2 Los ele ctro n es y otros descub rim ientos d e la físi­ ca atóm ica Los primeros indicios sobre la estructura de los 2.6 Introducción a la tabla periódica La tabla periódi­ átomos surjieron del descubrimiento y caracterización de los ca (véase Figura 2.15) es una ordenación de los elementos en filas rayos catódicos (electrones). Los experimentos clave son los horizontales denominadas períodos y columnas verticales deno­ que establecieron la razón masa/carga {véase Figura 2.7) y des­ minadas grupos o familias. Cada grupo está formado por ele­ pués la carga del electrón (véase Figura 2.8). En el curso de la mentos con propiedades físicas y químicas semejantes. Los ele­ investigación de los rayos catódicos se hicieron dos importan­ mentos también pueden dividirse en categorías más amplias. Una tes descubrimientos accidentales que fueron los rayos X y la clasificación es en metales, no metales, metaloides y gases no­ radiactividad. Los principales tipos de radiación emitida por bles. Otra es en elementos de grupos principales, y elementos las sustancias radiactivas son partículas a , partículas /3 y ra­ de transición (metales de transición). Incluidos en los elementos yos gamma (y) (véase Figura 2.10). de transición se encuentran dos subcategorías, lantánidos y actí- nidos. La tabla tiene muchas aplicaciones, como veremos a lo lar­ 2 .3 E l átom o n u clear Los estudios sobre dispersión de go del texto. En este capítulo se pone énfasis en la tabla periódica partículas a por láminas delgadas de metales (véase Figura 2.11) como ayuda para escribir los símbolos de iones sencillos. condujeron al concepto de átomo nuclear. Un núcleo diminu­ to cargado positivamente pero con una gran masa, rodeado por 2.7 El concepto d e mol y la constante de A vo g ad ro electrones más ligeros, cargados negativamente (véase Figura La constante de Avogadro, NA = 6,02214 X 1023 mol-1, repre­ 2.12). El descubrimiento de los protones y neutrones permitió senta el número de átomos de carbono-12 que hay exactamente realizar una descripción más completa del núcleo. Un átomo in­ en 12 g de carbono-12. En general, es el número de entidades dividual está caracterizado por su número atómico (número de elementales, por ejemplo átomos o moléculas, presentes en una protones) Z y el número de masa, A. La diferencia A-Z, es el nú­ cantidad conocida que es un mol de sustancia. La masa de un mero de neutrones. Las masas de los átomos individuales y de mol de átomos de un elemento es su masa molar, M. sus componentes se expresan en unidades de masa atómica (u). 2 .8 U tilizació n del c o n ce p to d e mol en lo s cá lcu ­ 2 .4 Los elem entos quím icos Todos los elementos con Z los La masa molar y la constante de Avogadro se utilizan en = 1 hasta Z —112 están caracterizados y todos excepto el 112, una gran variedad de cálculos que implican la masa, cantidad tienen un nombre y símbolo químico. El conocimiento sobre en moles y número de átomos en una muestra de un elemento. los elementos con Z posteriora 112 es más incierto. Núclido es En estos cálculos también pueden estar implicados otros facto­ el término utilizado para describir un átomo con un determi­ res de conversión. El concepto de mol se encuentra en muchos nado número atómico y un determinado número de masa. Los contextos a lo largo de todo el texto. Ejem plo de recapitulación Una bola de rodamiento de acero inoxidable posee un radio de 6,35 mm y una densidad de 7,75 g/cm3. El hierro es el elemento principal en el acero y el carbono es un elemento clave minoritario. Dicha bola contiene 0,25 por ciento en masa de carbono. Dado que el porcentaje de abundancia natural de 13C es 1,108 por ciento, ¿cuántos átomos de 13C están presentes en la bola? Planteam iento El objetivo es determinar el número de átomos de carbono-13 que se encuentran en una bola de rodamiento con una composi­ ción determinada. El punto crítico en este problema es darse cuenta de que se puede relacionar el número de átomos con la masa utilizando la masa molar y la constante de Avogadro. La primera etapa consiste en utilizar el radio de la bola para determinar su volumen. La segunda etapa consiste en determinar la masa de carbono presente utilizando la densidad del acero junto con la composición porcentual. En la tercera etapa se utiliza la masa molar del carbono para convertir gramos de carbono a moles de carbono; después, la constante de Avogadro se utiliza para convertir moles de carbono en número de átomos de carbono. En la etapa final, se utiliza la abundancia natural de los átomos de carbono-13 para encontrar el número de átomos de carbono-13 en el número total de átomos de carbono en la bola de rodamiento. 60 Química general Resolución El volumen de la bola de rodamiento en centímetro cú­ 1 cm bicos se encuentra aplicando la fórmula del volumen de 6,35 m m X = 1,07 cm3 una esfera, V = 4/3 irr3. Recuerde que hay que convertir 10 mm el radio de milímetros a centímetros, de forma que se ob­ tenga el volumen en centímetros cúbicos. 7,75 g acero 0,25 g C ? g C = 1,07 cm X ° ~ X * = 0/321 gC El producto del volumen de la bola por la densidad del 1 cm3 acero 100 g acero acero es igual a la masa. La masa de la bola multiplicada por el porcentaje de carbono en el acero da la masa de car­ . _ _- _ 1 mol C 6,022 X 1023 átomos C ? átomos C = 0,021 g C X ______ — - X ^ bono existente. 12,011 g C 1 molC Primero se convierte la masa de carbono a moles de carbo­ = 1,1 X 1021 átomos C no mediante la inversa de la masa molar del carbono. En­ tonces se utiliza la constante de Avogadro para convertir 1,108 13átomos C moles de carbono a átomos de carbono. ? átomos C = 1,1 X 10 átomos C X 100 átomos C El número de átomos de 13C se determina mediante el = 1,2 X 101913átomos C porcentaje de abundancia natural del carbono-13. Conclusión El número de átomos de 13C es menor que el número de átomos de carbono ya que viene dado por la abundancia natural del car- bono-13 que es de 1,108 por ciento. Para evitar errores, cada cantidad debe ir acompañada de su unidad correspondiente de forma que las unidades se cancelen adecuadamente. En este problema se consideran dos puntos. El primero es que la relativamente pe­ queña bola de rodamiento contiene un gran número de átomos de carbono-13 incluso aunque la abundancia del carbono-13 es solo del 1,108 por ciento de todos los átomos de carbono. En segundo lugar, el tamaño de cualquier átomo debe ser muy pequeño. EJ EMPLO PRÁCTICO A: Calcule el número de átomos de ^ u en un cristal cúbico de cobre que mide 25 nm de lado. La den­ sidad del cobre es 8,92 g/cm3 y el porcentaje de abundancia natural del ^Cu es 69,17 por ciento. EJEMPLO PRÁCTICO B: USFDA, son las siglas del organismo para la Administración de drogas y alimentos de Estados Unidos, sugiere una dosis diaria de 18 mg de Fe para adultos y niños de más de cuatro años de edad. La etiqueta de un determi­ nado tipo de cereal indica que una ración (55 g) de cereal seco contiene 45 por ciento de la dosis diaria recomendada de Fe. Dado que el porcentaje de abundancia natural del Fe es 0,282 por ciento, ¿cuántas raciones de cereal seco deben tomarse para consu­ mir exactamente un mol de “ Fe? El peso atómico de “ Fe es 57,9333 u. ¿Es posible para una persona consumir esta cantidad de cereal durante un vida, suponiendo que se tome una ración de cereal al día? M a ste rin g c H E M IS T R Y Encontrará m ás cuestiones en el área de estudio en w w w .m asteringchem istry.com Ejercicios Le y d e co n servació n d e la m asa 1. Cuando un objeto de hierro se oxida, su masa aumenta. Después de la reacción, quedan 6,867 g de cloro sin reac­ Cuando una cerilla arde, su masa disminuye. ¿Están es­ cionar. ¿Cuál es la masa de cloruro de potasio formado? tas observaciones en contra de la ley de conservación de la 5. Cuando se calienta mucho una mezcla sólida de 10,500 g masa? Justifique la respuesta. de hidróxido de calcio y 11,125 g de cloruro de amonio, se 2. Cuando una cinta de metal magnesio se quema en el aire desprenden productos gaseosos y queda un residuo sólido (véase la Figura 2.1), se obtiene un polvo blanco que pesa de 14,336 g. Los gases se pasan a través de 62,316 g de agua más que el metal original. Cuando una cinta de magnesio y la masa de la disolución resultante es 69,605 g. Dentro de se quema en un matraz para reacciones de fotolisis, el ma­ los límites del error experimental, explique si estos datos traz pesa lo mismo, antes y después de la reacción. Expli­ están de acuerdo con la ley de conservación de la masa. que la diferencia entre estas observaciones. 6. Dentro de los límites del error experimental, justifique que 3. Una muestra de 0/406 g de magnesio reacciona con oxíge­ se cumple la ley de conservación de la masa en el siguiente no, produciendo 0,674 g de óxido de magnesio como úni­ experimento: se disolvieron 10,00 g de carbonato de calcio co producto. ¿Cuál es la masa de oxígeno consumido en (encontrado en la piedra caliza) en 100,0 mL de ácido clorhí­ la reacción? drico (d = 1,148 g/mL). Los productos fueron 120,40 g de di­ 4. Una muestra de 1/446 g de potasio reacciona con 8,178 g de solución (una mezcla de ácido clorhídrico y cloruro de cal­ cloro para formar cloruro de potasio como único producto. cio) y 2,22 L del gas dióxido de carbono (d = 1,9769 g/L). Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 61 Ley d e la co m p o sició n co n stan te 7. En el Ejemplo 2.1 se estableció la siguiente razón de masas, tán de acuerdo con la ley de la composición constante. 0,455 g de magnesio/0,755 g de óxido de magnesio. 10. Cuando 3,06 g de hidrógeno reaccionaron con un exceso de (a) ¿Cuál es la razón de oxígeno a óxido de magnesio en oxígeno, se formaron 27,35 g de agua. En un segundo ex­ masa? perimento, se descompuso una muestra de agua por elec­ (b) ¿Cuál es la razón en masa, de oxígeno a magnesio en trólisis, produciéndose 1,45 g de hidrógeno y 11,51 g de el óxido de magnesio? oxígeno. ¿Son consistentes estos resultados con la ley de la (c) ¿Cuál es el porcentaje en masa, del magnesio en el óxi­ composición constante? Demuéstrelo. do de magnesio? 11. En un experimento, se quemaron 0,312 g de azufre y se ob­ 8. Se queman muestras de 3,62; 5,91 y 7,07 g de carbono puro tuvieron 0,623 g de dióxido de azufre como único produc­ en exceso de aire. Las masas de dióxido de carbono que se to de reacción. En un segundo experimento, se obtuvieron obtienen como único producto son 13,26; 21,66 y 25,91 g, 0,842 g de dióxido de azufre. ¿Qué masa de azufre se ha te­ respectivamente. nido que quemar en el segundo experimento? (a) Estos datos, ¿establecen que el dióxido de carbono tie­ 12. En un experimento, la reacción entre 1,00 g de mercurio y ne una composición fija? un exceso de azufre produjo 1,16 g de un sulfuro de mer­ (b) ¿Cuál es la composición del dióxido de carbono, expre­ curio como único producto. En un segundo experimento, sada en % C y % O, en masa? se obtuvo el mismo sulfuro de mercurio al reaccionar 1,50 9. En un experimento, 2,18 g de sodio reaccionaron con g de mercurio y 1,00 g de azufre. 16,12 g de cloro. Todo el sodio desapareció y se obtuvie­ (a) ¿Qué masa de sulfuro de mercurio se obtuvo en el se­ ron 5,54 g de la sal cloruro de sodio. En un segundo ex­ gundo experimento? perimento, 2,10 g de cloro reaccionaron con 10,00 g de (b) ¿Qué masa y de qué elemento, mercurio o azufre, que­ sodio. Todo el cloro desapareció y se obtuvieron 3,46 g dó sin reaccionar en el segundo experimento? de cloruro de sodio. Demuestre que estos resultados es­ Ley d e las p ro p o rcio n e s m ú ltip les 13. El azufre forma dos compuestos con el oxígeno. En el primer 16. Los siguientes datos se obtuvieron para compuestos de compuesto se combina 1,000 g de azufre con 0,998 g de oxí­ yodo y flúor geno y en el segundo, 1,000 g de azufre se combina con 1,497 g de oxígeno. Demuestre que estos resultados son consisten­ Masa de Masa de tes con la ley de Dalton de las proporciones múltiples. Compuesto Nitrógeno, g Hidróxido, g 14. El fósforo forma dos compuestos con el cloro. En el pri­ A 1,000 0,1497 mer compuesto, 1,000 g de fósforo se combina con 3,4333 B 0,500 0,2246 g de cloro y en el segundo, 2,500 g de fósforo se combi­ C 0,750 0,5614 nan con 14,308 g de cloro. Demuestre que estos resulta­ D 1,000 1,0480 dos son consistentes con la ley de Dalton de las proporcio­ nes múltiples. 15. Los siguientes datos se obtuvieron para compuestos de ni­ (a) Demuestre que estos datos son consistentes con la ley trógeno e hidrógeno: de las proporciones múltiples. (b) Si la fórmula del compuesto A es IF, ¿cuáles son as fór­ Masa de Masa de mulas de los compuestos B, C y D? Compuesto Nitrógeno, g Hidróxido, g 17. El cobre forma dos óxidos. Un óxido tiene 20 por ciento en A 0,500 0,108 masa de oxígeno. El segundo óxido tiene un porcentaje de B 1,000 0,0720 oxígeno menor que el primero. ¿Cuál es el porcentaje pro­ C 0,750 0,108 bable de oxígeno en el segundo óxido? 18. Los dos óxidos del carbono descritos en la Sección 2.1 son (a) Demuestre que estos datos son consistentes con la ley CO y COz. Otro óxido de carbono contiene 1,106 g de oxí­ de las proporciones múltiples. geno en una muestra de 2,350 g. ¿Cuál es la razón de áto­ (b) Si la fórmula del compuesto B es N2H2, ¿cuáles son las mos de carbono y oxígeno que se combinan en las molécu­ fórmulas de los compuestos A y C? las de este tercer óxido? Justifique la respuesta. C a rg a s fu n d a m e n ta le s y razo n es m asa-carg a 19. Las siguientes observaciones se hicieron para una serie de estos datos consistentes con el valor de la carga electrónica 5 gotas de aceite en un experimento semejante al de Mi­ dada en el texto? ¿Pudo MUlikan haber obtenido la carga llikan (véase la Figura 2.8). La gota 1 tenía una carga de del electrón a partir de esta serie de datos? Explíquelo. 1,28 X 10-18C; las gotas 2 y 3 tenían cada una, 1/2 de la car­ 20. En un experimento semejante al descrito en el Ejercicio 19, ga de la gota 1; la gota 4 tenía 1/8 de la carga de la gota 1; la gota 1 tenía una carga de 6,41 X 10~19 C; la gota 2 tenía la gota 5 tenía una carga cuatro veces la de la gota l.¿Son 1/2 de la carga de la gota 1; la gota 3 tenía dos veces la car- 62 Química general g3 de la gota 1; la gota 4 tenía una carga de 1,44 X10-18C; y (a) la masa de los electrones es aproximadamente 1/2000 la gota 5 tenía 1/3 de la carga de la gota 4. ¿Son estos datos veces la de los átomos de H; consistentes con el valor de la carga electrónica dada en el (b) la razón masa-carga, mje, para los iones positivos, es texto? ¿Pudo Millikan haber obtenido la carga del electrón considerablemente mayor que para los electrones. a partir de esta serie de datos? Explíquelo. 22. Calcule el valor aproximado de la razón, m/e, en gramos 21. Utilice los datos de la Tabla 2.1 para comprobar las siguien­ por culombio, para los iones ^7I~ y léS2-. ¿Por qué estos va­ tes proposiciones. lores son solo aproximados? N úm ero ató m ico , n ú m ero d e m asa e isó to p o s 23. Los siguientes isótopos radiactivos tienen aplicaciones en 25. Complete la siguiente tabla. ¿Qué información mínima medicina. Escriba sus símbolos en forma de *E (a) cobalto- se necesita para caracterizar completamente un átomo o 60; (b) fósforo-32; (c) hierro-59; (d) radio-226. ion? 24. Para el isótopo 202Hg, exprese el porcentaje de las partícu­ (Sugerencia: Observe que no pueden completarse todas las las fundamentales en su núcleo que son neutrones. filas.) . . . . | Numero Numero Numero ... , .. Nombre Símbolo j n * j c i .* Numero de Masa de Protones de Electrones de Neutrones Sodio ??Na 11 11 12 23 Sodio — — — 14 — — — 37 — — 85 33 42 20Ne2+ 80 126 26. Clasifique las siguientes especies en orden creciente de (a) 33. ¿Cuál de las siguientes especies tiene: número de electrones; (b) número de neutrones; (c) masa: (a) igual número de protones que electrones? (b) protones, neutrones y electrones en la razón 9:11:8. ^§Sn «A r 'IfTe gCu “¿C d gCo (c) un número de neutrones igual al número de protones 27. Para el átomo de 108Pd, cuya masa es 107,90389 u, calcule mas la mitad del número de electrones? (a) el número de protones, neutrones y electrones en el 24Mg2+, 47Cr, 6(fco3+, 35C1- 124Sn2+, 226Th, 90Sr átomo; 34. Dadas las mismas especies que en el Ejercicio 33, ¿cuáles (b) la razón entre la masa de éste átomo y la de un átomo tienen de 1|C. (a) igual número de neutrones y protones? 28. Para el ion 228Ra2+, cuya masa es 228,030 u, calcule (b) protones que contribuyen más de un 50% a la masa? (a) el número de protones, neutrones y electrones en el (c) aproximadamente el 50% más neutrones que protones? ion; 35. Un isótopo con número de masa 44 tiene cuatro neutrones (b) la razón entre la masa de éste ion y la de un átomo de más que protones. ¿Cuál es el elemento de este isótopo? 160 (véase la Sección 2.4). 36. Identifique el isótopo X que tiene un número más de neu­ 29. Un isótopo de plata tiene una masa que es 6,68374 veces trones que protones y un número de masa igual a nueve la del oxígeno-16. ¿Cuál es la masa, en u, de este isótopo? veces la carga del ion X 3*. (véase la Sección 2.4). 37. El yodo tiene muchos isótopos radiactivos entre los que 30. La razón de las masas de los dos isótopos naturales del in­ se encuentra el yodo-123, que se utiliza en la obtención de dio es 1,0177:1. El más pesado de los dos isótopos tiene imágenes de la glándula tiroidea. Se administra a los pa­ 7,1838 veces la masa del 160 . ¿Cuáles son las masas, en u, cientes en forma de cápsulas de yoduro de sodio que con­ de los dos isótopos? (véasela Sección 2.4). tienen iones 123r . Determine el número de neutrones, pro­ 31. Los siguientes datos de masas isotópicas proceden de un tones y electrones en un ion sencillo de 123r. libro de datos de química. ¿Cuál es la razón de cada una 38. El yodo-131 es un isótopo radiactivo con importantes aplica­ de estas masas a la de *|C? (a) * Cl, 34,96885 u; (b) “ Mg, ciones médicas. Se utilizan pequeñas dosis de yodo-131 para el 25,98259 u; (c) *gRn, 222,0175 u. tratamiento del hipertiroidismo, tiroides hiperactivo, y en do­ 32. Las siguientes razones de masas se obtuvieron con un es­ sis mayores se utiliza en el tratamiento del cáncer de tiroides. pectrómetro de m asas:F / 'JC = 1,5832; ^Cl/1^ = 1,8406; Se administra a los pacientes en forma de cápsulas de yodu­ 3¡Br/^Cl =2,3140. Calcule la masa de un átomo de fjBr ro de sodio que contienen iones 1311-. Determine el número de en urna. neutrones, protones y electrones en un ion sencillo de 131r. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 63 39. El americio-241 es un isótopo radiactivo que se utiliza en 40. Algunos alimentos son más seguros exponiéndolos a ra­ detectores de humo y gas de alta precisión. ¿Cuántos neu­ yos gamma procedentes de isótopos radiactivos como el trones, protones y electrones hay en un átomo de ameri­ Co-60. La energía de los rayos gamma mata las bacterias cio-241? en los alimentos. ¿Cuántos neutrones, protones y electro­ nes hay en un átomo de Co-60? U n id ad e s d e m asa ató m ica, m asas ató m ica s 41. ¿Qué proposición es probablemente cierta en relación a las 45. Las abundancias de los dos isótopos naturales de la pla­ masas de átomos de cloro individuales: que todos, alguno o ta son: 107Ag, 51,84 por ciento; 109Ag, 48,16 por ciento. La ninguno tienen una masa de 35/4527 u? Explíquelo. masa de 107Ag es 106,905092 u. ¿Cuál es la masa de 109Ag? 42. La masa de un átomo de carbono-12 se toma exactamente 46. El bromo tiene dos isótopos naturales. Uno de ellos, el bro- como 12 u. ¿Es probable que haya algún otro átomo con un mo-79, tiene una masa de 78,918336 u y una abundancia número de masa entero exacto, expresado en u? Explíquelo. natural de 50,69 por cierto. ¿Cuál debe ser la masa y por­ 43. Hay tres isótopos naturales de magnesio. Sus masas y sus centaje de abundancia natural del otro isótopo, bromo- porcentajes de abundancia en la naturaleza son 23,985042 u, 81? 78,99 por ciento; 24,985837 u, 10,00 por ciento; y 25,982593 47. Los tres isótopos naturales del potasio son: 39K, 38,963707 u, 11,01 por ciento. Calcule la masa atómica media ponde­ u; 40K, 39,963999 u; y 41K Los porcentajes de abundancia rada del magnesio. natural del 39K y 41K son 93,2581 por ciento y 6,7302 por 44. El cromo tiene cuatro isótopos naturales. Sus masas y por­ ciento, respectivamente. Calcule la masa isotópica del K. centajes de abundancia natural son 49,9461 u, 4,35 por cien­ 48. ¿Cuáles son los porcentajes de abundancia natural de los to; 51,9405 u, 83,79 por ciento; 52,9407 u, 9,50 por ciento; y dos isótopos naturales del boro, 10B y UB? Las masas de 53,9389 u, 2,36 por ciento. Calcule la masa atómica media estos isótopos son 10,012937 u y 11,009305 u, respectiva­ ponderada del cromo. mente. E sp e ctro m e tría de m asas 49. El espectro de masas del germanio presentó picos para los abundancias naturales de los isótopos de cloro son 75,77 números de masa 70; 72; 73; 74 y 76, con alturas relativas por ciento de 35C1 y 24,23 por ciento de 37C1. Las abundan­ de 20,5; 27/4; 7,8; 36,5 y 7,8 respectivamente. cias naturales de 2H y 3H son 0,0015 por ciento y menos de (a) Haga un esquema de este espectro de masas, semejan­ 0,001 por ciento, respectivamente. te al de la Figura 2.14. (a) ¿Cuántas moléculas de HC1 diferentes son posibles y (b) Estime la masa atómica media ponderada del ger­ cuáles son sus números de masa, es decir, la suma de los manio y explique por qué este resultado es correcto solo números de masa de los átomos de H y Cl? aproximadamente. (b) ¿Cuál es la más abundante de las posibles moléculas 50. Los átomos de hidrógeno y cloro reaccionan para formar de HC1? ¿Cuál es la segunda más abundante? moléculas diatómicas en la razón 1:1, es decir HC1. Las La tab la p e rió d ica 51. Utilice la tabla periódica de la contraportada delantera e (c) el número del grupo de un elemento E que forma un identifique ion E2-. (a) el elemento que está en el grupo 14 y el cuarto período. (d) Un elemento M que forma el ion M3+. (b) un elemento semejante y otro diferente al azufre. 53. Suponiendo que el séptimo período de la tabla periódica (c) el metal alcalino del quinto período. tuviera 32 elementos, ¿cuál sería el número de masa de (a) (d) el halógeno del sexto período. el gas noble siguiente al radón, Rn; (b) el metal alcalino si­ 52. Utilice la tabla periódica de la contraportada delantera e guiente al francio, Fr? identifique 54. Encuentre varios pares de elementos que no siguen el or­ (a) el elemento que está en el grupo 11 y el sexto período. den de masa atómica creciente y explique el orden inver­ (b) un elemento con número atómico mayor de 50 con pro­ so, si es necesario. piedades semejantes al elemento de número atómico 18. La co n stan te d e A v o g a d ro y el mol 55. ¿Cuál es el número total de átomos en (a) 15,8 mol de Fe; Cr, 10,0 cm3 de Fe (d = 7,86 g/cm3). Justifique su razo­ (b) 0,000467 mol de Ag; 8,5 X 10"11 mol de Na? namiento. 56. Sin hacer cálculos detallados, determine cuál de las si­ 57. Determine guientes cantidades contiene mayor número de átomos: (a) el número de moles de Zn en una muestra de 415,0 g 6,022 X 1023átomos de Ni, 25,0 g de nitrógeno, 52,0 g de de cinc metálico. 64 Química general (b) el número de átomos de Cr en 147,4 kg de cromo. 63. Los médicos especialistas generalmente creen que un nivel (c) la masa de una muestra de un billón de átomos (1,0 X1012) de 30 pg de Pb por decilitro de sangre supone un riesgo de oro metálico. importante para la salud (1 dL =0,1 L). Exprese este nivel (d) la masa de un átomo de flúor. (a) en unidades de mol de Pb/L de sangre; (b) en número 58. Determine de átomos de Pb por mililitro de sangre. (a) el número de átomos de Kr en una muestra de 5,25 mg 64. Durante un período de gran contaminación del aire se ob­ de criptón. servó que la concentración de plomo en el aire era 3,01 fig (b) la masa molar M y la identidad de un elemento si la de Pb/m3.¿Cuántos átomos de Pb habría en una muestra masa de una muestra de 2,80 X 1022 átomos del elemento de 0,500 L de este aire, volumen que representa la capaci­ es 2,09 g. dad pulmonar aproximada de un adulto? (c) la masa de una muestra de fósforo que contiene el mis­ 65. Sin hacer cálculos detallados, determine cuál de las siguien­ mo número de átomos que 44,75 g de magnesio. tes muestras tiene mayor número de átomos: 59. ¿Cuántos átomos de Cu hay en una joya de plata de ley (a) un cubo de hierro de 10,0 cm de arista {d = 7,86 g/ que pesa 33,24 g? (La plata de ley es una aleación de cobre- cm3); plata que contiene 92,5 por ciento en masa de Ag) (b) 1,00 kg de hidrógeno contenido en un globo de 10 000 L; 60. ¿Cuántos átomos hay en una muestra de 75,0 cm3 de sol­ (c) un montón de azufre de 20,0 kg de peso; dadura de fontanero, una aleación de plomo-estaño que (d) una muestra de 76 libras de mercurio líquido (d = 13,5 contiene 67 por ciento en masa de Pb y tiene una densi­ g/mL). dad de 9,4 g/cm3? 66. Sin hacer cálculos detallados, determine cuál de las siguien­ 61. ¿Cuántos átomos de 204Pb están presentes en un trozo de tes muestras ocupa mayor volumen: plomo de 215 mg? El porcentaje de abundancia natural del (a) 25,5 mol de sodio metálico (d =0,971 g/cm3); Pb es 1,4 por ciento. (b) 0,725 L de bromo líquido (d =3,12 g/mL); 62. Una determinada aleación de plomo-cadmio tiene 8,0 por (c) 1,25 X1025átomos de cromo metálico (d = 9,4 g/cm3); ciento en masa de cadmio. ¿Qué masa de esta aleación, en (d) 2,15 kg de soldadura de fontanero (d =9,4 g/cm3), una gramos, se debe pesar para obtener una muestra que con­ aleación de plomo-estaño con una razón de átomos de 2:1 tenga 6,50 X 1023átomos de Cd? de plomo a estaño. Ejercicios avanzados y de recapitulación 67. Se prepara una disolución disolviendo 2,50 g de clorato 71. Utilice las proposiciones y definiciones fundamenta­ de potasio (sustancia utilizada en fuegos artificiales y ben­ les de los Capítulos 1 y 2 para deducir que 6,022 X 1023 galas) en 100,0 mL de agua a 40 °C. Al enfriar la disolu­ u = 1,000 g. ción a 20 °C, se observó que el volumen continuaba siendo 72. Identifique en cada caso el elemento en cuestión. 100,0 mL pero parte del clorato de potasio había cristali­ (a) El número de masa de un átomo es 234 y el átomo tie­ zado, depositándose como sólido. A 40 °C la densidad del ne 60,0 por ciento más neutrones que protones. agua es 0,9922 g/mL, y a 20 °C, la disolución de clorato de (b) Un ion con carga 2+, tiene 10,0 por ciento más proto­ potasio tenía una densidad de 1,0085 g/mL. nes que electrones. (a) Estime la masa de clorato de potasio cristalizada con (c) Un ion con un número de masa de 110 y una carga 2+, una precisión de dos cifras significativas. tiene 25,0 por ciento más neutrones que electrones. (b) ¿Por qué no puede darse la respuesta de (a) con más 73. Determine el único ion posible 2+ para el que se satisfacen precisión? las dos condiciones siguientes. 68. William Prout (1815) propuso que todos los átomos se • La carga iónica neta es una décima parte de la carga nu­ componen de átomos de hidrógeno, sugiriendo que todos clear. los elementos deberían tener masas atómicas enteras basa­ • El número de neutrones excede en cuatro unidades al nú­ das en la masa atómica de 1 para el hidrógeno. Esta hipó­ mero de electrones. tesis pareció desacreditarse con el descubrimiento de ma­ 74. Determine el único isótopo posible (E) que cumple las si­ sas atómicas, tales como 24,3 u para el magnesio y 35,5 u guientes condiciones. para el cloro. Explique, en función de los conocimientos • El número de masa de E es 2,50 veces su número ató­ modernos, por qué la hipótesis de Prout es en realidad bas­ mico. tante razonable. • El número atómico de E es igual al número de masa 69. El flúor tiene una única especie atómica, 19F. Calcule la de otro isótopo (Y ). A su vez, el isótopo Y tiene un masa atómica del 19F sumando las masas de sus protones, número de neutrones que es 1,33 veces el número ató­ neutrones y electrones, y compárela con el valor de la tabla mico de Y e igual al número de neutrones de sele- de la contracubierta delantera. Explique por qué la concor­ nio-82. dancia es muy mala. 75. Suponga que redefinimos la escala de masas atómicas asig­ 70. Haga una estimación de la densidad de la materia en un nando arbitrariamente a la mezcla natural de los isótopos protón, utilizando un diámetro aproximado de 1 X 10“13cm de cloro una masa atómica de 35,00000 u. para el núcleo esférico del átomo de hidrógeno-1, junto con (a) ¿Cuáles serían las masas atómicas del helio, sodio y los datos de la Tabla 2.1. yodo en esta nueva escala de masas atómicas? Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 65 (b) ¿Por qué estos tres elementos tienen masas atómicas 81. ¿Cuántos átomos hay en un alambre de cobre de calibre casi enteras (número entero) basadas en el carbono-12 pero 20 de 1,00 m de longitud? Un alambre de calibre 20 tiene no en la escala basada en el cloro natural? un diámetro de 0,03196 pulgadas y la densidad del cobre 76. Los dos isótopos naturales del nitrógeno tienen masas de es 8,92g/cm3. 14,0031 y 15,0001 u, respectivamente. Determine el porcen­ 82. El metal monel es una aleación de cobre-níquel resistente taje de átomos de 15N en el nitrógeno natural. a la corrosión utilizada en la industria electrónica. Una de­ 77. Las masas de los isótopos naturales del mercurio son 196Hg, terminada aleación con una densidad de 8,80 g/cm3 que 195,9658 u; 198Hg, 197,9668 u; 199Hg, 198,9683 u; ^ g , contiene 0,022 por ciento en masa de Si, se utiliza para fa­ 199,9683 u; 201Hg, 200,9703 u; 202Hg, 201,9706 u y 204Hg, bricar una plancha rectangular de 15,0 cm de longitud, 12,5 203,9735 u. Utilice estos datos, junto con los datos de la Fi­ cm de ancho, 3,00 mm de espesor, con un agujero de 2,50 gura 2.14, para calcular la masa atómica media pondera­ cm de diámetro en el centro. ¿Cuántos átomos de silicio-30 da del mercurio. se encuentran en esta plancha? La masa del átomo de sili- 78. El germanio tiene tres isótopos naturales mayoritarios: cio-30 es 29,97376 u y el porcentaje de abundancia natural 70Ge (69,92425 u, 20,85 por ciento, ^Ge (71,92208 u, 27,54 del silicio-30 es 3,10 por ciento. por ciento, 74Ge (73,92118 u, 36,29 por ciento. También 83. El deuterio, 2H (2,0140 u) se utiliza a veces en estudios quí­ tiene dos isótopos minoritarios: 73Ge (72,92346 u) y 76Ge micos para sustituir al isótopo principal, !H El porcentaje de (75,92140 u). Calcule el porcentaje de abundancia natural abundancia natural del deuterio es 0,015 por ciento. Si la sus­ de los dos isótopos minoritarios. Comente la precisión de titución se hace con un 100 por cien de eficiencia, ¿qué masa estos cálculos. de hidrógeno gas, natural habría que procesar para obtener 79. A partir de las intensidades de las líneas del espectro de una muestra que contenga 2,50 X 1021 átomos de 2H? masas del gas criptón, se hicieron las siguientes observa­ 84. Una aleación que funde aproximadamente a la temperatu­ ciones: ra de ebullición del agua tiene átomos de Bi, Pb y Sn en la • Algo más del 50 por ciento eran de criptón-84. proporción 10:6:5, respectivamente. ¿Qué masa de aleación • El número de átomos de kriptón-82 y criptón-83 era contiene un total de un mol de átomos? prácticamente el mismo. 85. Cierta soldadura de plata, (utilizada en la industria elec­ • El número de átomos de criptón-86 era 1,5 veces mayor trónica para unir componentes eléctricos) debe tener una que el número de átomos de criptón-82 proporción de átomos 5,00 Ag/4,00 Cu/1,00 Zn. ¿Qué ma­ • El número de átomos de criptón-80 era 19,6 por ciento sas de los tres metales deben fundirse juntos para obtener del número de átomos de criptón-82 1,00kg de la soldadura? • El número de átomos de criptón-78 era 3,0 por ciento del 86. Se analiza una aleación de bajo punto de fusión Sn-Pb-Cd número de átomos de criptón-82. llamada aleación eutèctica. Se encuentra que la razón molar Las masas de los isótopos son: de estaño y plomo es 2,73:1,00, y la razón de masa de plo­ 78JCr, 77,9204 u “ Kr, 79,9164 u 82Kr, 81,9135 u mo y cadmio es 1,78:1,00. ¿Cuál es la composición centesi­ 83Kr, 82,9141 u ^Kr, 83,9115 u ^Kr, 85,9106 u mal en masa de esta aleación? La masa atómica media ponderada del Kr es 83,80. Utilice 87. En un experimento se mezclan 125 cm3 de cinc y 125 cm3 estos datos para calcular el porcentaje de abundancia na­ de yodo y todo el yodo se convierte en 164 cm3 yoduro de tural de los isótopos del criptón. cinc. ¿Cuál es el volumen de cinc que queda sin reaccionar? 80. Los dos isótopos naturales del cloro son ^Cl (34,9689 Las densidades del cinc, yodo y yoduro de cinc son 7,13 g/ u, 75,77 por ciento) y 37C1 (36,9658 u, 24,23 por ciento). cm3, 4,93 g/cm3 y 4,74 g/cm3, respectivamente. Los dos isótopos naturales del bromo son Br (78,9183 88. Los átomos son esféricos, de forma que cuando los áto­ u, 50,69 por ciento) y 81Br (80,9163 u, 49,31 por ciento). El mos de plata se empaquetan para formar plata metálica, no cloro y el bromo se combinan para formar monocloruro pueden llenar todo el espacio disponible. En una muestra de bromo, BrCl. Haga un esquema del espectro de ma­ de plata metálica, aproximadamente el 26,0 por ciento de sas del BrCl representando el número relativo de molé­ de la muestra es un espacio vacío. Dado que la densidad culas frente a la masa molecular, de forma semejante a la de la plata metálica es 10,5 g/cm3, ¿cuál es el radio de un Figura 2.14. átomo de plata? Exprese la respuesta en picometros. Problemas de seminario 89. Los datos obtenidos por Lavoisier en el experimento des­ ¿Hasta qué punto están de acuerdo los resultados de La- crito en la página 35 son los siguientes: voisier con la ley de conservación de la masa? 1 libra = 16 onzas; 1 onza = 8 gros; 1 gros = 72 granos. En unidades mo­ Antes del calentamiento: dernas, 1 libra =30,59 g. recipiente de vidrio + estaño + aire 90. A continuación se muestran algunos datos del experimen­ —13 onzas, 2 gros, 2,50 granos to de la gota de aceite de Millikan. Las cantidades medidas Después del calentamiento: no eran cargas reales de las gotas de aceite pero eran pro­ porcionales a estas cargas. recipiente de vidrio + residuos de estaño +aire sobrante —13 onzas, 2 gros, 5,62 granos 66 Química general Muestre que estos datos son consistentes con la idea de sultó factible comercialmente, y las indemnizaciones nun­ una carga electrónica fundamental. ca se acabaron de pagar.) 93. La espectrometría de masas es uno de los instrumentos Cantidad Cantidad más poderosos y versátiles en el análisis químico debi­ Observación medida Observación medida do a su capacidad para discriminar átomos de diferen­ 1 19,66 8 53,91 te masa. Cuando se introduce en un espectrómetro de 2 24,60 9 59,12 masas una muestra que contiene una mezcla de diferen­ tes isótopos, la razón de los picos observados refleja la 3 29,62 10 63,68 razón de los porcentajes de abundancia natural de los 4 34,47 11 68,65 isótopos. Esta razón proporciona un estándar interno a 5 39,38 12 78,34 partir del que se puede calcular la cantidad de un deter­ 6 44,42 13 83,22 minado isótopo presente en una muestra. Esto se lleva 7 49,41 a cabo introduciendo una muestra con una cantidad co­ nocida de un isótopo particular. La comparación de la 91. Hasta 1961, los físicos utilizaban como estándar de masas nueva razón de isótopos con la primera razón, permite atómicas, el isótopo 160 , al que asignaron un valor de 16 determinar la cantidad de isótopo presente en la mues­ exactamente. Al mismo tiempo, los químicos asignaron un tra original. valor de 16 exactamente a la mezcla natural de 60 , 170 , y Se analizó una muestra de roca para determinar su con­ lsO. ¿Cabe esperar que las masas atómicas en un texto de tenido en rubidio. Se extrajo el contenido de rubidio de un hace 60 años, sean las mismas, más altas en general, o más trozo de roca de 0,350 g de peso y a la muestra extraída se bajas en general que en este texto? Explíquelo. le añadió una cantidad adicional de 29,45 pg de 87Rb. El es­ 92. El químico alemán Fritz Haber propuso pagar las indem­ pectro de masas de esta muestra de control mostró un pico nizaciones impuestas a Alemania después de la primera de 87Rb que era 1,12 veces más alto que el pico de ^Rb. Su­ guerra mundial, extrayendo oro del agua de mar. Dado poniendo que los dos isótopos reaccionan de forma idén­ que (1) la cantidad de las indemnizaciones era de 28,8 mi­ tica, ¿cuál es el contenido de Rb en la roca, expresado en les de millones de dólares, (2) el valor del oro en ese mo­ partes por millón en masa? Las abundancias naturales y las mento era aproximadamente de 21,25 dólares por onza (1 masas isotópicas se muestran en la tabla. onza = 31,103 g), y (3) el oro se encuentra en el agua de mar en una proporción 4,67 X 1017 átomos por tonelada de % Abundancia Masa agua de mar (1 ton =2000 Ib), ¿cuántos kilómetros cúbicos Isótopo Natural Atómica de agua de mar tendrían que ser procesados para obtener 87Rb 27,83 86,909 la cantidad necesaria de oro? Suponga que la densidad del 85Rb 72,17 84,912 agua de mar es 1,03 g/cm3. (El proyecto de Haber no re­ Ejercicios de autoevaluación 94. Defina o explique con sus propias palabras los siguien­ 98. Un óxido de rubidio tiene 0,187 g de O por gramo de Rb. tes términos o símbolos: (a) ¿E; (b) partícula /3; (c) isóto­ Una posible razón de masas 0:Rb para un segundo óxi­ po; (d) 160 ; (e) masa molar. do de rubidio es (a) 16:85,5; (b) 8:42,7; (c) 1:2,674 (d) cual­ 95. Describa brevemente quiera de estas. (a) ley de conservación de la masa 99. Los rayos catódicos (b) átomo nuclear de Rutherford (a) pueden estar cargados positiva o negativamente; (c) masa atómica media ponderada (b) son una forma de radiación electromagnética similar (d) un espectro de masas a la luz visible; 96. Explique las diferencias importantes entre cada uno de (c) tienen propiedades idénticas a las partículas /3; los siguientes pares de términos: (d) sus masas dependen del cátodo que los emite. (a) rayos catódicos y rayos X; 100. La dispersión de partículas a por láminas metálicas del­ (b) protones y neutrones; gadas permitió establecer que (c) carga nuclear y carga iónica; (a) la masa de un átomo está concentrada en un núcleo (d) períodos y grupos de la tabla periódica; cargado positivamente; (e) metal y no metal; (b) los electrones son partículas fundamentales de la ma­ (f) constante de Avogadro y el mol. teria; 97. Cuando reaccionan 10,0 g de cinc con 8,0 g de azufre, se (c) todos los electrones llevan la misma carga; consume todo el cinc y se forman 14,9 g de sulfuro de (d) los átomos son eléctricamente neutros. cinc. La masa de azufre sin reaccionar es 101. ¿Cuál de los siguientes pares de partículas tienen la mis­ (a) 2,0 g; ma carga y aproximadamente la misma masa? (b) 3,1 g; (a) un electrón y un protón; (b) un protón y un neutrón; (c) 4,9 g; (c) un átomo de hidrógeno y un protón; (d) un neutrón y (d) imposible de predecir solo con esta información un átomo de hidrógeno; (e) un electrón y un ion H~. Capítulo 2 Los átomos y la teoría atómica 67 102. ¿Cuál es el símbolo correcto para la especie que contiene 109. Hay tres compuestos comunes de hierro con oxígeno. 18 neutrones, 17 protones y 16 electrones? Uno tiene la mayor proporción de hierro, con un áto­ 103. ¿Cuál de los siguientes elementos tiene propiedades se­ mo de Fe por cada átomo de O, y la fórmula FeO. Un mejantes a las del magnesio? (a) cesio; (b) sodio; (c) alu­ segundo compuesto contiene 2,327 g de Fe por 1,000 g minio; (d) calcio; (e) manganeso. de O, y el tercero tiene 2,618 g de Fe por 1,000 g de O. 104. ¿Cuál de los grupos principales de elementos contiene ¿Cuáles son las fórmulas de estos otros dos compuestos (a) no metales o metaloides?; (b) solo un metal o metaloi­ hierro-oxígeno? de? (c) solo un no metal? (d) solo no metales? 110. Los cuatro isótopos naturales del estroncio tienen las ma­ 105. Las dos especies que tienen el mismo número de elec­ sas atómicas 83,9134 u; 85,9093 u; 86,9089 u y 87,9056 u. trones que el 32S son (a) 32C1; (b) 34S+; (c) (d) ^ i 2-; El porcentaje de abundancia natural del isótopo más (e) 35S2-; (f) i0Ar2+; (g) *°Ca2+. ligero es 0,56 por ciento y el del más pesado 82,58 106. Los siguientes números con cuatro cifras significativas por ciento. Estime los porcentajes de abundancia natural son posibles valores de la masa de un átomo individual de los otros dos. ¿Por qué este resultado solo es aproxi­ de titanio, excepto uno. La excepción es: (a) 45,95 u; (b) mado? 46,95 u; (c) 47,87 u; (d) 47,95 u; (e) 48,95 u; (f) 49,94 u. 111. El oro está presente en el agua de mar en una concen­ 107. La masa del isótopo JJXe es 83,9115 u. Si se redefiniera la tración de 0,15 mg/ton. Suponga que la densidad del escala de masas atómicas de forma que |JXe=84 u exactamen­ agua de mar es 1,03 g/mL y determine cuántos átomos te, la masa del isótopo 126C sería: (a) 11,9115 u; (b) 11,9874 u; de Au se podrían extraer a partir de 0,250 L de agua de (c) 12 u exactamente; (d) 12,0127 u; (e) 12,0885 u. mar (1 ton = 2,000 X 103 Ib; 1 kg = 2,205 Ib). 108. Una muestra de hierro (Fe) de 5,585 kg contiene 112. En el Apéndice E se describe una ayuda muy útil para (a) 10,0 mol de Fe; el estudio como son los mapas conceptuales. Utilice este (b) el doble de los átomos que hay en 600,6 g de C; método y construya un mapa conceptual que ilustre los (c) 10 veces más átomos que en 52,00 g de Cr; diferentes conceptos de las Secciones 2.7 y 2.8. (d) 6^022 X1024 átomos. 3 CONTENIDO Compuestos químicos 3.1 Tipos de compuestos químicos y sus fórmulas 3.2 El concepto de mol y bs compuestos químicos 3.3 Composición de bs compuestos químicos 3.4 Estados de oxidación: un instrumento útil para describir bs compuestos químicos 3.5 Nomenclatura de bs compuestos orgánicos e inorgánicos 3.6 Nombres y fórmulas de bs compuestos inorgánicos 3.7 Nombres y fórmulas de bs compuestos orgánicos imagen de cristales de cloruro de sodio mediante un microscopio electrónico de barrido. Los com- puestos químicos, sus fórmulas y sus nombres son b s temas discutidos en este capítub. l agua, amoníaco, monóxido de carbono y dióxido de carbono son todas E ellas sustancias conocidas y además, compuestos quím icos sencillos. Un poco menos conocidas son la sacarosa (azúcar de caña), el ácido acetil­ salicilico (aspirina), y el ácido ascòrbico (vitamina C ), que también son com­ puestos químicos. De hecho, el objeto de la química se centra principalmente en los compuestos químicos y en este capítulo se estudian los conceptos bá­ sicos relacionados con ellos. La característica común de todos los com puestos es que están formados por dos o m ás elementos. Se pueden dividir en un número reducido de am­ plias categorías aplicando las ideas de la tabla periódica de los elementos. Los com puestos se representan m ediante fórmulas químicas que se obtie­ nen com binando los sím bolos de los elem entos constituyentes. En este ca­ pítulo aprenderá a deducir y escribir las fórmulas químicas y a utilizar la información incorporada en las fórm ulas químicas. El capítulo term ina con una revisión de las relaciones entre nombres y fórm ulas, la nom enclatura química. 68 Capítulo 3 Compuestos químicos 69 3.1 Tipos de compuestos químicos y sus fórmulas En general, hay dos tipos de enlace químico que mantienen juntos los átomos en un com­ ■4Cuando más adelante estudiemos el enlace químico, puesto. Los enlaces comientes que implican una compartición de electrones entre los áto­ veremos que la diferencia entre mos, dan lugar a compuestos moleculares. Los enlaces iónicos que implican una trans­ enlace iónico y covalente no está ferencia de electrones de un átomo a otro, dan lugar a los compuestos iónicos. En esta totalmente clara como implican estas proposiciones, pero esto lo sección se consideran solo las características fundamentales de los compuestos iónicos y consideraremos en el Capítulo 10. moleculares que se necesitan para los primeros capítulos del texto. En los Capítulos 10 y 11 se hará una discusión más profunda del enlace químico. Compuestos moleculares Un compuesto m olecular está formado por unidades discretas denominadas molécu­ las que generalmente consisten en un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente. Los compuestos moleculares se re­ presentan mediante fórmulas quím icas, representaciones simbólicas, que, como míni­ mo indican • los elementos presentes • el número relativo de átomos de cada elemento En la fórmula del agua se indican, los elementos por sus símbolos. Los subíndices in­ dican los números relativos de átomos. Cuando no hay subíndice escrito se sobreentien­ de que es el número 1 . j —T — Los dos elementos presentes H20 j La falta de subíndice significa un átomo de O por molécula Dos átomos de H por molécula Otro ejemplo de fórmula química es el CC14 que representa al compuesto tetraclo- ruro de carbono. Las fórmulas H20 y CC14 representan entidades distintas, las molécu­ las. Así, podemos referimos al agua y al tetracloruro de carbono como compuestos mo­ leculares. Una fórmula em pírica es la fórmula más sencilla para un compuesto; muestra los ti­ pos de átomos diferentes y sus números relativos. En una fórmula empírica los subín­ dices se reducen a la razón de números enteros más sencilla. Por ejemplo, P20 5 es la fórmula empírica para un compuesto cuyas moléculas tienen la fórmula P4O 10. Gene­ ralmente las fórmulas empíricas no nos dan mucha información sobre un compuesto. El áddo acético (C2H4O 2), formaldehído (CH 20 , utilizado para fabricar algunos plásti­ cos y resinas) y glucosa (Q H ^O *, el azúcar de la sangre), todos tienen de fórmula em­ pírica c h 2o . Una fórmula m olecular se basa en una molécula real de un compuesto. En algunos casos, la fórmula empírica y molecular son idénticas, como CH20 para el formaldehído. En otros casos la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Por ejem ­ plo, una molécula de áddo acético está formada por ocho átomos, dos átomos de C, cua­ tro átomos de H y dos átomos de O, de forma que la fórmula molecular del áddo acé­ tico es C 2H 40 2. Esto es dos veces el número de átomos en la fórmula unidad (CH 20 ) . Las fórmulas empíricas y moleculares nos dan la razón de combinadón de los átomos en el compuesto pero no dicen nada sobre cómo están unidos los átomos entre sí. Sin embargo, hay otros tipos de fórmulas que propordonan esta inform adón. La Figura 3.1 muestra algunas representadones del áddo acético, el áddo que da el sabor áddo al vi­ nagre. Una fórmula estructural muestra el orden en que se unen los átomos en una molé­ cula y los tipos de enlace. Así, la fórmula estructural del áddo acético indica que tres de los cuatro átomos de H se enlazan a uno de los átomos de C y el átomo de H restante se enlaza a un átomo de O. Los dos átomos de O se enlazan a uno de los átomos de C y los dos átomos de C se enlazan entre sí. En la fórmula estructural, los enlaces covalentes se 70 Química general Fórmula empírica CH2O Fórmula molecular: C2H 4O 2 H O 1 11 Fórmula estructural: H— C— C— O—H Modelo molecular I Modelo molecular («bolas y barras») ^ («compacto») ▲ FIGURA 3.1 Varias representaciones del compuesto ácido acético En el modelo molecular, las esferas negras son de carbono; las rojas, de oxígeno y las blancas, de hidrógeno. Para indicar que un átomo de H de la molécula es básicamente diferente de los otros tres, la fórmula del ácido acético se suele escribir como HC 2H3O 2 (véase la Sección 5.3). Para indicar que este átomo de H está unido a un átomo de O , se utilizan también las fórmulas CH 3COOH y CH3CO2H. Para algunos compuestos químicos se pueden encontrar versiones diferentes de las fórmulas químicas en la bibliografía. representan por líneas o trazos (—). Uno de los enlaces se representa por un doble tra- zo ( = ) y se llama enlace covalente doble. Más adelante, en el texto, veremos algunas di­ ferencias entre los enlaces simples y dobles. Por ahora, solo pensamos en el enlace doble como un enlace más fuerte o apretado que el enlace simple. Una fórmula estructural condensada, se escribe en una única línea y es una alterna­ tiva más sencilla para mostrar cómo están conectados los átomos en la molécula. Así, la molécula de ácido acético se representa como CH3COOH o bien como CH3C 0 2H. Con este tipo de fórmula, se indican las diferentes formas de unirse los átomos de H. Las fórmulas estructurales condensadas también pueden utilizarse para mostrar cómo se une un grupo de átomos a otro átomo. Considere el metilpropano, C4H10, que tiene la fórmula estructural de la Figura 3.2 (b). La fórmula estructural muestra que hay un gru­ po de átomos — CH3 unido al átomo de carbono central. Esto se muestra en la fórmula estructural condensada incluyendo el grupo CH3 entre paréntesis a la derecha del átomo al que se une, así, CH3CH(CH3)CH3. Como alternativa, podemos escribir la fórmula es­ tructural condensada CH(CH3)3ya que el átomo de C central está unido a cada uno de los otros tres átomos de C. Los compuestos orgánicos, contienen carbono e hidrógeno como elementos principa­ les, con oxígeno y/o nitrógeno como im portantes constituyentes en muchos de ellos. Cada átomo de carbono forma cuatro enlaces covalentes. Los compuestos orgánicos pue­ den ser muy complejos y una forma de simplificar sus fórmulas estructurales es escri­ bir las estructuras sin mostrar explícitamente los átomos C y H. Esto se hace utilizando una fórmula con ángulos y líneas, también conocida como estructura lineal en la que las líneas representan los enlaces químicos. Existe un átomo de carbono siempre que termina una línea o se encuentra con otra línea y se supone que están presentes el nú­ mero de átomos de H necesarios para completar los cuatro enlaces del átomo de car­ bono. Se dibujan explícitamente los símbolos de otros átomos o grupos de átomos y las líneas de los enlaces uniéndolos a los átomos de C. La fórmula de la compleja molécu­ la de la hormona masculina testosterona se puede ver en la Figura 3.2(c) en una fórmu­ la de ángulos y líneas. Finalmente, las moléculas tienen forma tridimensional pero las fórmulas empíricas o moleculares, no proporcionan ninguna información sobre la disposición espacial de los átomos. Las fórmulas estructurales a veces pueden mostrar esto, pero normalmente la única forma satisfactoria de representar las estructuras tridimensionales de las moléculas es construyendo modelos. En un modelo de bolas y barras, los átomos se representan por pequeñas esferas y los enlaces entre átomos por barras (véase la Figura 3.1). Estos mode­ los nos ayudan a visualizar las distancias entre los núcleos de los átomos, longitudes de enlace y la forma geométrica de las moléculas. Los modelos de bolas y barras son fáciles de dibujar y de interpretar, pero pueden ser algo engañosos. Los enlaces químicos son Capítulo 3 Compuestos químicos 71 (a) Butano H H H H— C— C— C— H H H H— C— H H (b) Metilpropano ▲ FIGURA 3.2 Visualizadón de (a) butano, (b) metilpropano, (c) testosterona fuerzas que mantienen en contacto directo a los átomos en una molécula. Los átomos no están separados como se representa en el modelo de bolas y barras. Un modelo compacto muestra que los átomos en una molécula ocupan un espacio y que están en contacto real uno con otro. Existen programas de ordenador que generan mo­ delos compactos como los que se muestran en las Figuras 3.1 y 3.2. Un modelo compac­ to es una representación más exacta del tamaño y la forma de una molécula porque se construye a escala, es dedr, una molécula de un nanómetro, se amplía a la escala de un ¿ 9 9 9 milímetro o centímetro. H B C N La molécula de áddo acético está formada por tres tipos de átomos, C, H y O, y los modelos de la molécula lo reflejan. Cuando se utilizan los modelos de bolas y barras y los modelos compactos, se utilizan diferentes colores para distinguir los diferentes tipos de átomos {véase la Figura 3.3). Se puede observar que las esferas coloreadas tienen dis­ O ® F 9 Si P tintos tamaños, correspondientes a las diferendas en tamaño de los átomos de la tabla periódica. A lo largo de este libro se utilizarán las diferentes descripdones de las moléculas que 4 9 0 0 se han discutido anteriormente. De hecho, la visualizadón del tamaño y forma de las mo­ C1 Br I léculas y la interpretadón de las propiedades físicas y químicas en fundón del tamaño y ▲ FIGURA 3.3 forma molecular es uno de los aspectos más importantes de la química moderna. Esquema de color aplicado en los modelos moleculares Los tamaños de los átomos de las EV A LU A C IÓ N D E CO N CEPTO S esferas de color se relacionan con la localización de los elementos en Represente la molécula de ácido succínico HOOCCH2CH2COOH mediante las fórmulas empíri­ la tabla periódica, como se discute ca, molecular, estructural, y de líneas y ángulos. en la Sección 9.3. 72 Química general Compuestos iónicos La combinación química de un metal y un no metal normalmente da lugar a un com­ puesto iónico. Un compuesto iónico está formado por iones positivos y negativos uni­ dos por fuerzas electrostáticas de atracción (recuerde la atracción de objetos con carga opuesta representada en la Figura 2.4). Los átomos de los elementos m etálicos tien­ den a perder uno o más electrones cuando se combinan con átomos no metálicos y los átomos no metálicos tienden a ganar uno o m ás electrones. Como resultado de esta transferencia de electrones, el átomo metálico se convierte en un ion positivo, o ca­ tión y el átomo no metálico se convierte en un ion negativo, o anión. Normalmente podemos deducir la magnitud de la carga de un catión o anión de un grupo principal a partir del grupo de la tabla periódica a la que pertenece el elemento (véase la Sec­ ción 2.6) y así la tabla periódica puede ayudarnos a escribir las fórmulas de los com­ puestos iónicos. En la formación de cloruro de sodio, sal común, cada átomo de sodio pierde un elec­ trón y se convierte en un ion sodio, Na+, y cada átomo de cloro gana un electrón y se convierte en un ion cloruro, Cl~ Este hecho está de acuerdo con la relación entre la loca­ lización de los elementos en la tabla periódica y las cargas de sus iones sencillos (véase la Sección 2.6). Para que el cloruro de sodio sea eléctricamente neutro, se necesita un ion Na+ por cada ion Cl- (+1 - 1 = 0). Así, la fórmula del cloruro de sodio es NaCI y su es­ tructura se muestra en la Figura 3.4. Se puede observar que cada ion Na+ en el cloruro de sodio está rodeado por seis io­ nes Cl" y viceversa, y no podemos decir que uno de estos seis iones C P pertenece exclu­ sivamente a un ion Na+ determinado. Además, la razón de iones Cl“ a Na+ en el cloru­ ro de sodio es 1:1, de forma que seleccionamos arbitrariamente una combinación de un ion Na+ con un ion Cl” como unidad fórmula. La unidad fórmula de un compuesto ió­ nico es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. La razón de átomos (iones) en la unidad fórmula es la misma que en la fórmula química. Como se encuentra incluida en una gran red de iones, denominada cristal, no existe una unidad fórmula de un compuesto iónico como una entidad discreta. Por tanto no es adecuado llamar molé­ cula a una unidad fórmula del cloruro de sodio sólido. Unidad fórmula La situación con el cloruro de magnesio es similar. En el cloruro de magnesio que ▲ FIGURA 3.4 se encuentra en la sal de mesa en concentración de trazas, los átom os de magnesio Fragmento de un cristal iónico y pierden dos electrones para formar iones m agnesio, Mg2+ (el Mg está en el grupo 2). una unidad fórmula de NaCI Para obtener una unidad fórmula eléctricamente neutra, necesitam os dos iones CP, El cloruro de sodio sólido está formado por muchos iones Na+y cada uno con una carga 1—, por cada ion Mg2*. La fórmula del cloruro de magnesio Cl~ dispuestos en una red llamada es M gCl2. cristal. La combinación de un ion Los iones Na+, Mg2* y C P son monoatómicos, lo que significa que cada uno consis­ Na+y un ion C r es la agrupación te en un solo átomo ionizado. Por el contrario, un ion poliatómico está formado por dos más pequeña de iones a partir de la que se puede deducir la fórmula o más átomos. En el ion nitrato, N 0 3”, los subíndices indican que tres átomos de O y NaCI. Es una unidad fórmula. un átomo de N se unen en un solo ion N 0 3~ El nitrato de magnesio es un compuesto iónico formado por iones nitrato y magnesio. Una unidad fórmula de este compuesto eléctricamente neutra debe estar formada por un ion Mg2+ y dos iones N 0 3~ La fórmu­ la basada en esta unidad fórmula se indica incluyendo NÓ3 entre paréntesis, seguido por el subíndice 2: M g (N 0 3)2. Volveremos a estudiar los iones poliatómicos en la Sec­ ción 3.6. 3.1 ¿ E S T Á P R E G U N T Á N D O S E ...? Si un com puesto p uede form arse entre diferentes átom os metálicos En un metal, los electrones de los átomos interaccionan para formar enlaces metálicos. Los átomos enlazados son normalmente del mismo elemento, pero también pueden ser de di­ ferentes elementos dando lugar a compuestos intermetálicos. El enlace metálico da a los compuestos metálicos e intermetálicos sus propiedades características de conductividad eléctrica y calorífica. Estos enlaces se describen en el Capítulo 11. Capítulo 3 Compuestos químicos 73 3.2 El concepto de mol y los compuestos químicos Una vez que se conoce la fórmula química de un com puesto, podemos determinar •4 Los términos peso fórmula y peso molecular se suelen utilizar su masa fórmula. La masa fórmula es la masa de una unidad fórm ula en unidades de en lugar de masa fórmula y masa masa atómica. Es siempre apropiado utilizar el término masa fórmula pero para un molecular. Esto es similar a la compuesto molecular la unidad fórmula es una molécula real y podemos hablar de su situación descrita para masa y masa molecular. La masa m olecular es la masa de una molécula en unidades de masa pesos atómicos en la nota a pie de página en la página 48. atómica. Se pueden obtener las fórmulas y masas moleculares medias ponderadas simplemen­ te sumando las masas atómicas medias ponderadas (las de la contracubierta delantera). Así, para el compuesto molecular, HzO, masa molecular H2O = 2(masa atómica H) + (masa atómica O) < Los términos masa fórmula = 2(1,00794 u) + 15,9994 u y masa molecular tienen = 18,0153 u esencialmente el mismo significado, aunque, cuando nos referimos a los compuestos iónicos, como NaCI Para el compuesto iónico cloruro de magnesio, MgCl2, y MgCI2, la masa fórmula es el término adecuado. masa fórmula MgCl2 = masa atómica Mg + 2(masa atómica Cl) = 24,3050 u + 2(35,453 u) = 95,211 u y para el compuesto iónico nitrato de magnesio, M g(N 03)2/ masa fórmula Mg(N03)2 = masa atómica Mg + 2[masa atómica N + 3(masa atómica O)] = 24,3050 u + 2[14,0067 u + 3(15,9994 u)] = 148,3148 u Mol de un compuesto Recuerde que en el Capítulo 2 definimos un mol como una cantidad de sustancia que tie­ REC U ER D E ne el mismo número de entidades elementales como los átomos existentes en 12 g, exac­ que aunque la masa molecular tamente, de carbono-12 puro. Esta definición evita cuidadosamente dedr que las entida­ y la masa molar parecen des que se cuentan son siempre átomos. Como resultado, podemos aplicar el concepto semejantes y están de mol a cualquier magnitud que podamos representar por un símbolo o fórmula, áto­ reladonadas, no son lo mos, iones, unidades fórmula o moléculas. Concretamente, un mol de un compuesto e s una mismo. La masa molecular es cantidad de compuesto que contiene el número de Avogadro (6,02214 X 1023) de unida­ la masa media ponderada de una molécula, expresada en des fórmula o moléculas. La masa molar es la masa de un mol de compuesto, un mol de unidades de masa atómica, u. moléculas de un compuesto molecular y un mol de unidades fórmula de un compues­ La masa molar es la masa de to iónico. un número de Avogadro de La masa molecular media ponderada del H20 es 18,0153 u comparada con una masa moléculas expresada en de, exactamente, 12 u para un átomo de carbono-12. Si comparamos muestras de molé­ gramos por mol, g/mol. Los culas de agua y átomos de carbono utilizando un número de Avogadro de cada uno de dos términos tienen el mismo ellos, obtenemos una masa de 18,0153 g de H20 comparada con 12 g exactamente para valor numérico pero el carbono-12. La masa molar del H20 es 18,0153 g H20/m ol H20 . Si conocemos la fór­ diferentes unidades. mula de un compuesto, podemos igualar los siguientes términos, como se indica a con- tinuadón para el H20 , MgCl2 y M g(N 03)2: 1 mol H20 = 18,0153 g H20 = 6,02214 X 1023 H20 moléculas 1 molMgCl2 = 95,211 gMgCl2 = 6,02214 X 1023 MgCl2 unidades fórmula 1 mol Mg(N03)2 = 148,3148 gM g(N 03)2 = 6,02214 X 1023 Mg(N03)2 unidades fórmula Expresiones como éstas, propordonan factores de conversión de diferentes tipos que pueden aplicarse en una gran variedad de situadones para la resoludón de problemas. La estrategia que mejor fundone para un problema particular dependerá en parte, de una mejor visualizadón de las conversiones necesarias. Así, como vimos en la Secdón 2.7, la conexión más directa a una cantidad de moles es a través de una masa en gramos, 74 Química general así, el punto central de un problema suele ser la conversión de una masa en gramos, a una cantidad en moles, o viceversa. A menudo esta conversión debe estar precedida o seguida por otras conversiones que implican volúmenes, densidades, porcentajes,...etc. Como vimos en el Capítulo 2, una herramienta útil en la resolución de problemas es es­ tablecer una secuencia de conversión. En la Tabla 3.1, se resumen los papeles que jue­ gan la densidad masa molar y constante de número de Avogadro en un esquema de conversión. T A B LA 3.1 D ensidad, masa molar y la constante de A vogadro como fa cto res de conversión Densidad, d convierte el volumen en masa Masa molar, M covierte la masa en cantidad (mol) Constante de Avogadro, NA convierte la cantidad en entidades elementales EJEM PLO 3.1 Relación entre la masa molar, la constante de Avogadro y las unidades fórmula de un compuesto iónico Una balanza analítica tiene una precisión de 0,1 mg. ¿Cuál es el número total de iones que hay en esta mínima canti­ dad detectable de MgCl2? Planteamiento El punto central es la conversión de una cantidad medida, 0,1 mg MgCl2en una cantidad en moles. Después de hacer la conversión de masa, m g -----> g, utilizamos la masa molar para convertir la masa a cantidad en moles. Después, con la constante de Avogadro como factor de conversión, podemos convertir los moles a número de unidades fórmula. El factor final que se necesita se basa en que hay tres iones (un ion Mg2+ y dos iones Cl-) por unidad fórmula (uf) de Mg- CLj. A menudo es útil representar una secuencia de conversión que empiece con la información suministrada y conti­ núe a través de una serie de factores de conversión hasta la información deseada. En el Ejemplo 2.9 hicimos esto me­ diante un diagrama (véase la Figura 220). Para este problema, podemos empezar con miligramos de MgC^ y hacer las siguientes conversiones: m g -----> g -----* m o l-----►u f -----* número de iones Resolución Las conversiones necesarias se pueden llevar a cabo por etapas, como se hizo en el Ejemplo 2.9, o éstas pueden combi­ narse en un cálculo de una línea. Para evitar tener que escribir los resultados intermedios y evitar errores de redondeo, esta vez utilizaremos el cálculo en una sóla línea. 1 g MgCl2 1 n 10I MgCl2 ? iones = 0,1 mg MgCl2 X 1000mgMgC,2 X — g MgCl2 6,0 X 1023ufMgCl2 3 iones 1 mol MgCl2 1 uf MgCl2 = 2 X 1018 iones Conclusión La masa de la muestra, 0,1 mg, se da con una cifra significativa, de forma que la respuesta final se redondea también a una cifra significativa. En el cálculo anterior, la masa molar del MgCl2 y la constante de Avogadro se redondean a dos cifras significativas, es decir, con una cifra significativa más que en la cantidad medida. EJEMPLO PRÁCTICO A: El óxido de cinc, ZnO, se utiliza en preparaciones farmaceúticas como filtro solar. ¿Cuál es el nú­ mero total de iones que hay en una muestra de 1,0 g de ZnO? EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Cuántos iones nitrato, N 0 3“, y cuántos átomos de oxígeno están presentes en 1,00 /xg de nitra­ to de magnesio, Mg(N03)2? Capítulo 3 Compuestos químicos 75 E JE M P L O 3 .2 Com binación d e van o s facto res en un cálculo con la m asa m olar El líquido volátil etilmercaptano, C2H6S, es una de las sustancias más malolientes conocidas. Se añade al gas natural para hacer detectables los escapes de gas. ¿Cuántas moléculas de C2H6Shay en una muestra de 1,0 /jlL? La densidad del etilmercaptano líquido es 0,84 g/mL. Planteam iento El punto clave es de nuevo la conversión de una magnitud medida en una cantidad en moles. Como la densidad se da en g/mL, será útil convertir el volumen medido en mililitros. Después, la densidad puede utilizarse como factor de conversión para obtener la masa en gramos, y después la masa molar puede utilizarse para convertir la masa a canti­ dad en moles. Finalmente, la constante de Avogadro puede utilizarse para convertir la cantidad en moles a número de moléculas. En resumen, la secuencia de conversión es ¡iL —> L —>g —>mol —* moléculas. Resolución Como siempre, las conversiones necesarias pueden combinarse en un cálculo en una línea. Sin embargo, es instructivo descomponer el cálculo en tres etapas: (1) una conversión de volumen a masa, (2) una conversión de masa a cantidad en moles y (3) una conversión de cantidad en moles a moléculas. Estas tres etapas destacan el papel que juegan la den­ sidad, la masa molar y la constante de Avogadro en la secuencia de conversión, (véase la Tabla 3.1). 10"6 L w 1000 mL w 0,84 g C 2H6S Conversión de volumen a masa. ? g C2HgS = 1,0 a L X ---- -— ------ X — —------X ------ -— ------- 1 /xL 1L 1 mL = 8,4 x 10-4 g C2HéS -4 im oiQ H gS Conversión de masa a cantidad ? mol C2H6S = 8,4 X 10 4 g C2H6S X en moles. 6 2 ,lg C 2H6S = 1,4 X 10“5 m olC2H6S c 6,02 X 1023 moléculas C^H^S Conversión de moles ? moléculas C2HgS — 1,4 X 10 mol C2H¿S X ----------- ------ ----------- 1 mol C2H6S a moléculas. = 8,1 X 10 moléculas QH^S Conclusión Recuerde almacenar los resultados intermedios en su calculadora, sin redondear. Redondee al final. La respuesta se re­ dondea a dos cifras significativas porque el volumen y la densidad se dan con dos cifras significativas. Los errores de redondeo se evitan si las conversiones necesarias se combinan en un cálculo en una línea. , , 1 x 10-6 L 1000 mL O^gCsH^S ? moléculas C2H6S - 1,0 iiL X ---- -— ------ X — — ------X ------ -— ------- 1/xL uL 1L 1 m L1 lm o lC 2H6S 6,02 X 1023 moléculas C2H¿S X 62,1 g C 2H6S X 1 mol C2H6S = 8,1 X 1018 moléculas QHgS EJEMPLO PRÁCTICO A: El oro tiene una densidad de 19,32 g/cm3. Un trozo cuadrado de pan de oro tiene 2,50 cm de lado y 0,100 mm de espesor. ¿Cuántos átomos de oro hay en esta muestra? EJEMPLO PRÁCTICO B: Si se evapora la muestra de 1,0 fiL de etilmercaptano líquido del Ejemplo 3.2 y se dispersa en un aula de química de 62 ft X 35 ft X 14 ft, ¿será detectable el olor del vapor en el aula? El límite de detección es 9 X10“4 fim o l/m3. Mol de un elemento. Una segunda definición En el Capítulo 2 tomamos un mol de un elemento como 6,02214 X1023 átomos del elemen­ to. Esta es la única definición posible para elementos como el hierro, magnesio, sodio y cobre, en los que un gran número de átomos esféricos se encuentran agrupados juntos como las canicas en un bote. Pero los átomos de algunos elementos se mantienen unidos formando moléculas. Las moléculas de las muestras de estos elementos están formadas por conjuntos de moléculas. En la Figura 3.5 se representan las moléculas de P4 y Sg. Las fórmulas moleculares de los elementos con las que deberíamos familiarizarnos son H2 0 2 N2 F2 Cl2 Br2 I2 P4 Sg 76 Química general A FIGURA 3.5 Formas moleculares del azufre y del fósforo elemental En el azufre sólido hay ocho átomos de azufre por molécula de azufre. En el fósforo blanco sólido, hay cuatro átomos de fósforo por molécula. Para estos elementos hablamos de una masa atómica o una masa molecular, y la masa mo­ lar se puede expresar de dos maneras. Por ejemplo para el hidrógeno, la masa atómi­ ca es 1,00794 u y la masa molecular es 2,01588 u; la masa molar puede expresarse como 1,00794 g de H/mol de H o 2,01588 g de H2/mol de H2. Otro fenómeno que aparece ocasionalmente es la existencia de un elemento en más de una forma molecular, fenómeno conocido como alotropía. Así, el oxígeno existe en dos for­ mas alótrópicas, la forma diatómica predominante, O^, y el alótropo mucho menos abun­ dante, el ozono, 0 3. La masa molar del oxígeno diatómico es 31,9988 g 0 2/mol 0 2, y la del ozono es 47,9982 g 0 3/mol O 3 3 .2 EVALU ACIÓ N D E CO N C EPTO S Sin hacer cálculos detallados, determine cuál de las siguientes cantidades tiene la mayor y la menor masa: (a) 0,50 mol de 0 2; (b) 2,0 X 1023 átomos de Cu; (c) 1,0 X 1024 moléculas de H20 ; (d) 20,000 g de latón; (e) 1,0 mol de Ne. 3.3 Composición de los compuestos químicos H F Una fórmula química contiene una considerable información cuantitativa sobre un com­ I I puesto y sus elementos constituyentes. Ya hemos visto cómo se determina la masa mo­ B r - C — C —F lar de un compuesto, y en esta sección consideramos otros cálculos basados en las fór­ I I mulas químicas. C1 F El halotano es un líquido volátil, incoloro, que se ha utilizado como extintor de in- oendios y también como anestésico de inhalación. Su fórmula, empírica y molecular, es Q H BiC ÍFj; su masa molecular es 197,382 u y su masa molar es 197,382 g/mol como se calcula a continuación. ^ V ▲ Dos representaciones del Mc2HBraF3 = 2MC + Mpj + Mgr + M ci + 3Mp = [(2 X 12,0107) + 1,00794 + 79,904 + 35,453 + (3 X 18,9984)]g/mol = 197,382 g mol halotano. La fórmula molecular C2HBiC1F3 nos dice que, por cada mol de halotano, hay dos mo­ les de átomos de C, un mol de átomos de cada uno de los elementos H, Br y Cl, y tres mo­ les de átomos de F. Estas relaciones pueden expresarse como factores de conversión para Capítulo 3 Compuestos químicos 77 responder a preguntas tales como: ¿cuántos átomos de C se encuentran en un mol de ha­ lotano? El factor necesario en este caso es 2 mol C/mol C2HBrClF3. Es decir, . . . Im ^,p 2 mol C 6^022 X 1023 C átomos ? C átomos = 1,000 mol QHBrClF, X _ x = 1,204 X 1024C átomos En el Ejemplo 3.3 utilizamos otro factor de conversión diferente obtenido de la fór­ mula del halotano. Este factor se muestra en la secuencia en color azul que incluye otros factores conocidos para obtener la secuencia de conversión: m L -----►g -----* mol C2HBrClF3---- * mol F EJEM PLO 3.3 Utilización de las relaciones derivadas de las fórmulas químicas ¿Cuántos moles de átomos de F hay en una muestra de 75,0 mL de halotano (d = 1,871 g/mL)? Planteamiento La secuencia de conversión para este problema se ha indicado antes. Primero, se convierte el volumen de la muestra a masa; para ello se necesita la densidad como factor de conversión. La siguiente conversión es de masa de halotano a cantidad en moles; para ello se necesita como factor de conversión, el inverso de la masa molar. Y por último, el factor de conversión basado en la fórmula del halotano. Resolución 1,871 g C 2HBrClF3 ? mol F = 75,0 mL C2HBrClF3 X 1 mL C2HBiC1F3 197,4 g QHBrClF3 1 mol C2HBrClF.i = 2,13 mol F Conclusión Si la pregunta hubiera sido el número de moles de C, el factor de conversión final en el cálculo sería 2 mol C/l mol C2HBrClF3. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuántos gramos de Br se encuentran en 25,00 mL de halotano (d = 1,871 g/mL? EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Cuántos mililitros de halotano, contendrían 1,0 X 1024 átomos de Br? 3 .3 EV A LU A C IÓ N DE CO N CEPTO S En el hexaclorofeno, C 13H6CI60 2, un compuesto que se usa en jabones germ icidas, ¿cuál es el elemento que contribuye con mayor número de átomos y cuál contribuye con mayor masa? Cálculo de la composición centesimal a partir de la fórmula química Cuando un químico cree que ha sintetizado un nuevo compuesto, generalmente en­ vía la m uestra a un laboratorio analítico, donde se determina su composición cen­ tesimal. Entonces, esta composición centesimal determinada experimentalm ente, se compara con la com posición centesim al calculada a partir de la fórmula del com ­ puesto esperado. De esta m anera, puede verse si el compuesto obtenido es realmen­ te el esperado. La Ecuación 3.1 indica cómo se calcula el porcentaje en masa de un elemento. En el Ejemplo 3.4, se aplica esta ecuación a través de las siguientes etapas. 78 Química general 1. Determ ine la masa m olar del com puesto. Este es el denominador de la ecua­ ción (3.1). 2. Determine la contribución del elemento dado a la masa molar. El producto del subíndice en la fórmula por la masa molar del elemento aparece en el numerador de la ecuación (3.1) 3. Formule la razón de la masa del elemento dado a la masa del compuesto. Esta es la razón del numerador de la etapa 2 al denominador de la etapa 1 . 4. M ultiplique esta razón por 100% para obtener el porcentaje en masa del ele­ mento. % masa del elemento = ---------------------- ----- —---------------------------- X 100% (3.1) masa molar del compuesto La composición en masa de un compuesto es el conjunto de los porcentajes en masa de los elementos individuales del compuesto. E JE M P L O 3 .4 Cálculo d e la com posición centesim al, en m asa, de un com puesto ¿Cuál es la composición centesimal, en masa, del halotano, C2HBrClF3? Planteam iento Aplique el método descrito anteriormente en cuatro etapas. Primero, calcule la masa molar del C2HBrClF3. Después, formule las razones en masa y conviértalas en porcentajes en masa. Si utilizamos masas molares con dos cifras decima­ les, los porcentajes en masa también tendrán dos cifras decimales. Resolución La masa molar del C2HBrClF3 es 197,38 g/mol. Los porcentajes en masa son / 12,01 gC> ( 2 mol C X —----- — ¿r \ 1 mol C %c = X 100% = 12,17% C 197,38 g C 2HBrClF3 / 1,01 g H %H = 197,38 g C2HBrClF3 X 10° % = ° * % H ( » ,9 0 g Br ( 1 mol Br X ------- —— \ 1 mol Br , % Br = -----Tm ^ ------------------ X 100% = 40,48% Br 197,38 CjHBrClF, ( 35,45 gC l lm o lc lx T d W . % C1 = 197,38 g C2HBiCIF, X 10° % = F '%% Cl 19,00 gF\ 3 m ° 1F X T m o T F % F =1 X 100% = 28,88% F 197,38 g C2HBrClF3; Así, la composición centesimal del halotano es 12,17% C, 0,51% H, 40,48% Br, 17,96% Cl, y 28.88% F. Conclusión Las razones en masa que aparecen amiba se basan en una muestra que contiene exactamente un mol de halotano. Otro método es calcular la masa de cada elemento presente en una muestra que contiene exactamente 100 g de halotano. Por ejemplo, en una muestra de 100 g de halotano, 1 mol C2HBrClF3 2 mol C 12,01 g C 7 g C = 100 g C 2HB1CIF3 X 197, 8 g W 1 P í X l m o , C2HBlC1F3 X = 12,17 g C Capítulo 3 Compuestos químicos 79 de forma que el halotano tiene 12,17 por ciento de C. La masa de carbono en una muestra de 100 g es numéricamente igual al porcentaje en masa de carbono. Si compara el cálculo de g de C con el porcentaje de C dado anteriormente, verá que ambos cálculos implican exactamente los mismos factores pero en un orden ligeramente diferente. EJEMPLO PRÁCTICO A: El trifosfato de adenosina (ATP) es la molécula que actúa como principal almacén de energía en las células. Su fórmula química es C 10HuN5P3O13 ¿Cuál es su composición centesimal? EJEMPLO PRÁCTICO B: Sin hacer cálculos detallados, determine cuáles son los dos compuestos de la siguiente lista que tienen el mismo porcentaje en masa de oxígeno: (a) CO; (b) CH 3 COOH; (c) C 2 0 3 ; (d) NzO; (e) CJH^O^ (f) HOCHjCHjOH. Los porcentajes de los elementos de un compuesto deben sumar 100,00 por ciento, y podemos utilizar este dato de dos formas. 1 . Para comprobar la exactitud de los cálculos, confirmando que los porcentajes su­ man un total de 100,00 por ciento. Aplicándolo a los resultados del Ejemplo 3.4: 12,17% +0,51% +40/48% +17,96% +28,88% = 100,00% 2. Determine el porcentaje de todos los elementos menos uno. Obtenga el que falta por diferencia (sustracción). En el Ejemplo 3.4, % H = 100,00% - % C - % B r - % C l- % F = 100,00% -12,17% - 40,48% -17,96% - 28,88% = 0,51% Determinación de fórmulas a partir de la composición centesimal de los compuestos obtenida experimentalmente A veces un químico aísla un compuesto químico, por ejemplo a partir de una planta exó­ tica tropical, pero no tiene idea de lo que es. Un infórme de un laboratorio analítico so­ bre la composición centesimal del compuesto le proporciona datos que pueden utilizar­ se para determinar su fórmula. La composición centesimal establece las proporciones relativas en masa de los ele­ mentos en un compuesto. Una fórmula química requiere estas proporciones en moles, es decir, en términos de números de átomos. Considere el siguiente esquema en cinco etapas para determinar la fórmula del compuesto 2 -desoxiribosa, un azúcar que es un constituyente básico del ADN (ácido desoxirribonucleico). La composición centesimal, en masa, de la 2-desoxiribosa es 44,77 por ciento de C, 7,52 por ciento de H y 47,71 por ciento de O. 1. Aunque podríamos escoger cualquier tamaño de muestra, si tomamos exactamente 100 g, las masas de los elementos son numéricamente iguales a sus porcentajes, es dedr, a 44,77 g de C, 7,52 g de H y 47,71 g de O. 2 . Convierta las masas de los elementos en los 100 g de muestra a cantidades, en moles. ? mol C = 44,77 g C X = 3,727 mol C •< Utilice la masa molar con una ? mol H = 7,52 g H X = 7,46 mol H cifra significativa más que en la masa del elemento. ? mol O = 47,71 g O X = 2,982 molO 3. Escriba una fórmula de prueba basada en los números de moles determinados an­ teriormente. C 3 ,7 2 7 H 7, < 6 0 2,982 80 Química general 4. Intente convertir los subíndices de la fórmula de prueba, en números enteros peque­ ños. Esto requiere dividir cada uno de los subíndices por el más pequeño (2,982). C 3,727 H 7,46 O 2,982 = C 1 9 5 H 9 5 0 O 2,982 2,982 2,982 S llegado este punto, todos los subíndices difieren poco de ser números enteros, re­ dondéelos a números enteros más próximos para obtener la fórmula final. 5. S uno o más subíndices todavía no son números enteros, como en este caso, mul­ tiplique todos los subíndices por un número entero pequeño que convierta a todos ellos en números enteros. Aquí, debemos multiplicar por 4. C ( 4 X 1,25) H (4 X2,50) 0 ( 4 X 1 ) = C 5H 10O 4 La fórmula obtenida por este método es C 5H 1{p 4, que es la fórmula más simple posi­ ble, la fórm ula empírica. La fórmula molecular real puede ser igual o un múltiplo de la fór­ mula empírica, como C 10H2()CV Q 5H30O 12/ y así sucesivamente. Para encon­ trar el factor multiplicador, hay que comparar la masa de la fórmula empírica con la masa molecular verdadera del compuesto. Podemos establecer la masa molecular a partir de otro experimento (por los métodos expuestos en los Capítulos 6 y 13). La masa molecu­ lar de la 2-desoxirribosa determinada experimentalmente es 134 u. La masa fórmula ba­ sada en la fórmula empírica, CgH^O^ es 134,1 u. La masa molecular determinada expe­ rimentalmente es la misma que la masa de la fórmula empírica. La fórmula molecular es también QHjoO^ Resumimos el método en cinco etapas descrito anteriormente, en un diagrama en una línea. Apliquemos este método al Ejemplo 3.5, donde encontraremos que la fórmula em­ pírica y la fórmula molecular no son iguales. Composición del Gramos de cada Moles de cada __ Calcularlas t Fórmula — Suponga 100 g —► — x 1/masa molar — ► compuesto % masa demento demento razones molares empírica E JE M P L O 3 .5 Determ inación d e las fórm ulas em p írica y m olecular d e un com puesto a p artir d e su com posición centesim al en m asa El succinato de dibutilo es un repelente de insectos utilizado en las casas contra hormigas y cucarachas. Su composición es 62,58 por ciento de C; 9,63 por ciento de H; y 27,79 por ciento de O. Su masa molecular determinada experimental­ mente es 230 u. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del succinato de dibutilo? Planteam iento Utilice el método de cinco etapas descrito anteriormente. Resolución 1. Calcule la masa de cada elemento en una muestra de 100,00 g. 62,58 g C , 9,63 g H , 27,79 g O 2 . Convierta cada una de estas masas a cantidad en moles. ? molC = 62,58 g C X — —------ — = 5,210 molC 6 12,011 g C ? mol H = 9,63 g H X 1 ™Ql ** = 9,55 mol H 5 1,008 g H ? mol O = 27,79 g O X = 1,737 mol O 3. Escriba una fórmula tentativa basada en estos números de moles. C-5,21 1^9,55 0 ^ 4 Capítulo 3 Compuestos químicos 81 4. Divida cada uno de los subíndices de la fórmula de prueba por el más pequeño (1,74), C 5,21 H 9 ¿ s O l¿ 4 = C2 9 9 H 5 4 9 O 1,74 1,74 1,74 y redondee los subíndices que difieren ligeramente de números enteros; es decir, redondee 2,99 a 3. Q h 5,„o 5. Multiplique todos los subíndices por un número entero, pequeño, que convierta a todos los subíndices en enteros, aquí multiplicamos por 2 , y escriba la fórmula empírica. C2 x 3 H2 x 5,49 O2 x 1 = C6 H10<98 O z 2X 5,49 = 10,98 »1 1 Fórmula empírica: C6Hn0 2 Para establecer la fórmula molecular primero determine la masa de la fórmula empírica. [(6 X 12,0) + (11 X 1,0) + (2 X 16,0)]u = 115 u Como la masa de la fórmula determinada experimentalmente (230 u) es dos veces la masa de la fórmula empírica, la fórmula molecular es dos veces la fórmula empírica. Fórmula molecular: C 12H220 4 Conclusión Compruebe el resultado resolviendo el problema a la inversa y utilice números ligeramente redondeados. Para C^H^O*, % C «(12 X 12 u/230 u) X 100% = 63%; % H «(22 X 1 u/230 u) X 100% = 9,6%; y % O » (4 X 16 u/230 u) X 100% = 28%. Los porcentajes en masa calculados están de acuerdo con los dados en el problema, de forma que podemos confiar en que la respuesta es la correcta. EJEMPLO PRÁCTICO A: El sorbitol, utilizado como edulcorante en algunos alimentos «sin azúcar»; tiene una masa mole­ cular de 182 u y una composición centesimal en masa, de 39,56 por ciento de C; 7,74 por ciento de H, y 52,70 por cien­ to de O. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del sorbitol? EJEMPLO PRÁCTICO B: El hipnótico pentaeritritol clorado contiene cloro y los porcentajes en masa de los otros elementos son 21,51 por ciento de C, 2,22 por ciento de H y 17,64 por ciento de O. Su masa molecular es 726 u. ¿Cuáles son las fór­ mulas empírica y molecular del pentaeritritol clorado? 3 .4 EV A LU A C IÓ N DE CO N CEPTO S Explique por qué, si se conocen la composición centesimal y la masa molar de un compuesto, la fórmula molecular puede determinarse mucho más rápidamente usando la masa molar en lu­ gar de 100 g de muestra en la primera etapa del método de las cinco etapas del Ejemplo 3.5. En este caso, ¿cómo obtendría la fórmula empírica? 3 .2 ¿ E S T Á P R E G U N T Á N D O S E ...? ¿En qué medida se redondea para conseguir subíndices enteros en una fórmula empírica y qué factores se deben utilizar para convertir números fraccionarios a enteros? El redondeo justificado depende de la precisión del análisis elemental realizado. Por tan­ to, no hay una regla fija sobre la materia. Para los ejemplos de este texto, si se lleva a cabo el cálculo manteniendo todas las cifras significativas posibles, generalmente se puede re­ dondear un subíndice en una o dos centésimas, a un número entero (por ejemplo, 3,98 se redondea a 4). Si la desviación es mayor que ésta, puede ser necesario ajustar los subín­ dices a valores enteros multiplicándolos por la constante apropiada. Si la constante apro­ piada es mayor de un número pequeño como 2, 3, 4 o 5, a veces puede ser más fácil ha­ cer el ajuste multiplicando dos veces, por ejemplo, por 2 y después por 4 si la constante necesaria es 8 . 82 Química general Análisis de los productos de la combustión La Figura 3.6 ilustra un método experimental para establecer la fórmula em pírica de compuestos que se queman fácilmente, como los compuestos que contienen carbono e hidrógeno con oxígeno, nitrógeno y algunos otros elementos. En el análisis de los produc­ tos de la combustión, se quema una muestra de masa conocida de un compuesto en una corriente de gas oxígeno. El vapor de agua y el gas dióxido de carbono producidos en la combustión, son absorbidos por sustancias apropiadas. El aumento de masa de es­ tas sustancias absorbentes se corresponde con las masas de agua y dióxido de carbono. Podemos plantearlo de la siguiente manera. Los subíndices x, y , z, son números ente­ ros cuyos valores no conocemos inicialmente. Antes de la combustión Después de la combustión Después de la combustión, todos los átomos de C de la m uestra se encuentran en el C 0 2. Todos los átomos de H aparecen en el H 20 . Además, la única fuente de estos átomos de carbono e hidrógeno es la muestra que se está analizando. Los átomos de oxígeno en el C 0 2 y el H2Ó pueden proceder parcialmente de la muestra y del gas oxígeno consumido en la combustión. Por tanto, tenem os que determ inar la canti­ dad de oxígeno en la muestra de forma indirecta. Estas ideas se aplican en el Ejem­ plo 3.6. Homo Corriente vCÜ2 02 M uestra Absorbente Absorbente de H20 de C 0 2 Homo (a) 3b 3b 3b ▲ FIGURA 3.6 Aparato para realizar un análisis de los productos de la combustión. (a) El gas oxígeno pasa a través del tubo de combustión que contiene la muestra que va a ser analizada. Esta parte del aparato está dentro de un homo de alta temperatura. Los productos de la combustión son absorbidos a la salida del homo, el vapor de agua por perclorato de magnesio y el dióxido de carbono gas por hidróxido de sodio, obteniéndose carbonato de sodio. La diferencia en la masa de los absorbentes, antes y después de la combustión, proporcionan las masas de H20 y C 0 2 producidos en la reacción de combustión. (b) Descripción molecular de la combustión del etanol. Cada molécula de etanol produce dos moléculas de COz y tres moléculas de H20 . La combustión se produce con exceso de oxígeno de forma que al final de la reacción hay moléculas de oxígeno presentes. Observe que la masa se conserva. Capítulo 3 Compuestos químicos 83 E JE M P L O 3 .6 Determ inación d e una fórm ula em p írica a p a rtir d e los d ato s d el análisis de los productos d e la com bustión La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto. La combustión de una muestra de 0,2000 g de este compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno produce 0,2998 g de C 0 2 y 0,0819 g de HjO. ¿Cuáles son la com­ posición centesimal y la fórmula empírica de la vitamina C? Planteam iento Después de la combustión, todos los átomos de carbono de la vitamina C están en el COz y todos los átomos de H es­ tán en el H20 . Sin embargo, los átomos de oxígeno en el C 0 2 y el HzO proceden parcialmente de la muestra y del oxí­ geno gas consumido en la combustión. Así, en la determinación de la composición centesimal, primero tratamos el car­ bono y el hidrógeno y después el oxígeno. Para determinar la fórmula empírica debemos calcular las cantidades de C, H y O en moles y después calcular las razones molares. Resolución Composición centesimal Primero, determine la masa de carbono en 0,2988 g de C 0 2 convirtiéndolo a moles de C: 1 mol COo 1 mol C ? mol C = 0,2998 g C 0 2 X — n n * X ------ — — = 0,006812 mol C 6 44,010 g C 0 2 1 mol C 0 2 y después a g de C: 12,011 gC ? g C = 0,006812 mol C X -------- = 0,08182 g C 1 mol C Continúe de forma similar para 0,0819 g de H20 para obtener: ? mol H = 0,0819 g H20 X * ™Ql X 2m ^ H^ = 0/J0909 mol H 6 18,02 g HjO 1 mol H20 y 1,008 g H ? g H = 0,00909 mol H X ------- = 0,00916 g H 4 1 mol H Obtenga la masa de O en la muestra de 0,2000 g por diferencia: ? g O =0,2000 g muestra -0,08182 g C -0,00916 g H =0,1090 g O Finalmente, multiplique las fracciones en masa de los tres elementos por 100% para obtener los porcentajes en masa. 0,08182 gC % C = — —-------------- X 100% = 40,91%C 0,2000 g muestra 0,00916 g H %H = ----- ------- X 100% = 4,58% H 0,2000 g muestra 0,1090 g O % O = — — ------------- X 100% = 54,50% O 0 ,2000 g muestra Fórmula empírica En este punto podemos elegir entre dos alternativas. La primera es obtener la fórmula empírica a partir de la composi­ ción centesimal, de la misma manera que se hizo en el Ejemplo 3.5. La segunda es observar que ya hemos determina­ do el número de moles de C y H en la muestra de 0,2000 g. Él número de moles de O es ? mol O = 0,1090 g O X = 0,006813 mol O 6 15,999 g O A partir del número de moles de C, H y O en la muestra de 0,2000 g, obtenemos la fórmula empírica tentativa Co,006812^ , 00909Q),006813 A continuación, divida todos los subíndices por el más pequeño, 0,006812, para obtener C H 133° , • . V 1,33 (continúa) 84 Química general Finalmente multiplique todos los subíndices por 3 para obtener Fórmula empírica de la vitamina C: C3H40 3 Conclusión La determinación de la fórmula empírica no requiere la determinación de la composición centesimal como cálculo pre­ vio. La fórmula empírica puede basarse en una muestra de cualquier tamaño de forma que pueden determinarse el nú­ mero de moles de los diferentes átomos en esa muestra. EJEMPLO PRÁCTICO A: El propionato de isobutilo es la sustancia que proporciona el aroma al extracto de ron. La combus­ tión de una muestra de 1,152 g de este compuesto de carbono, hidrógeno y oxígeno produce 2,726 g de C 0 2 y 1,116 g de HzO. ¿Cuál es la fórmula empírica del propionato de isobutilo? EJEMPLO PRÁCTICO B: La combustión de una muestra de 1,505 g de tiofeno, compuesto formado por carbono, hidróge­ no y azufre, produce 3,149 g de COz, 0,645 g de HjO, y 1,146 g de SOz como únicos productos de la combustión ¿Cuál es la fórmula empírica del tiofeno? 3 .5 EVALU ACIÓ N D E CO N CEPTO S Cuando la combustión se lleva a cabo en exceso de oxígeno, la máxima cantidad de C 0 2 y H20 en masa se produce a partir de (a) 0,50 mol de C 10H8; (b) 1,25 mol CH4; (c) 0,500 mol de C2H5OH; (d) 1,00 mol de C6H5OH. Acabamos de ver cómo pueden utilizarse las reacciones de combustión para analizar sustancias químicas, pero no todas las muestras pueden quemarse fácilmente. Afortu­ nadamente, hay otros tipos de reacciones que pueden utilizarse para los análisis quími­ cos. Además, los métodos modernos en química se apoyan mucho más en medidas físi­ cas realizadas con instrumentos, que en reacciones químicas. Citaremos algunos de estos métodos más adelante en el texto. 3.4 Estados de oxidación: un instrumento útil para describir los compuestos químicos ► El estado de oxidación (EO ) La mayor parte de los conceptos básicos en la química están relacionados con propieda­ puede describirse como «una des o fenómenos que pueden medirse. Aunque en algunos casos, un concepto se diseña carga a veces ficticia». En los iones monoatómicos, el EO y la carga es más por conveniencia que por poseer un significado fundamental. Este es el caso del es­ lo mismo. Para iones poliatómicos tado de oxidación (número de oxidación),* que está relacionado con el número de elec­ y moléculas, el EO es ficticio pero trones que un átomo pierde, gana, o bien parece que utiliza para unirse a otros átomos igual a la carga que tendrían si los compuestos fueran completamente en los compuestos. iónicos. Considere el NaCl. En este compuesto, un átomo de Na, un metal, cede un electrón a un átomo de C l, un no metal. El compuesto está formado por iones Na+ y Cl~, (tóase la Figura 3.4). El Na+ está en el estado de oxidación +1 y el Cl- , —1. En el MgCl2, cada átomo de Mg pierde dos electrones para convertirse en Mg2+, y cada átomo de Cl gana un electrón para convertirse en C_. Así, en el NaCl, el estado de oxida­ ción del Cl es -1 , pero el del Mg es +2. Si tomamos la suma de los estados de oxidación de todos los átomos (iones) en una unidad fórmula de MgCl2, obtenemos + 2 - 1 - 1 = 0 . En la molécula de C^, los dos átomos de Cl son idénticos y deberían tener el mismo estado de oxidación. Pero si su suma es cero, cada estado de oxidación debe ser cero. Así, el estado de oxidación de un átomo puede variar, dependiendo del compuesto en el que se encuentre. En la molécula H20 , asignamos arbitrariamente al H el estado de oxidación +1. Entonces, debido a que la suma de los estados de oxidación debe ser cero, el estado de oxidación del oxígeno debe ser - 2 . * Debido a que el estado de oxidación es un número, se utiliza a menudo el término «número de oxidación». Utilizaremos los dos términos indistintamente. Capítulo 3 Compuestos químicos 85 A partir de estos ejemplos, se puede ver que son necesarias algunas reglas o conve­ nios para asignar los estados de oxidación. Las siete reglas de la Tabla 3.2 son suficientes para ello en la mayor parte de los casos de este texto, teniendo en cuenta que: Las reglas deben aplicarse en el orden numérico de la lista y cuando parece que dos reglas se contradicen, lo que sucede a menudo, debe seguirse la regla que aparece primero en la lista. En el Ejemplo 3.7 ■<Las principales excepciones a se dan algunos ejemplos para cada regla, y se aplican las reglas conjuntamente. la regla 5 aparecen cuando el H está unido a metales, como en UH, NaH, y CaH2; las excepciones T A B LA 3 .2 Reglas para asignar los estados de oxidación a la regla 6 aparecen en los compuestos donde los átomos de 1. El estad o d e oxidación (E O ) d e un átom o individu al en un elem en to lib re (sin com bin ar con otros O están unidos entre sí, como en el d em en tos) es 0. H A », y K 02. [E jem plos: e l E O de u n á to m o d e C1 aislad o e s 0; lo s d o s áto m o s d e C1 e n la m o lé cu la C l 2 tien en u n E O d e 0.] 2. La su m a d e las estados d e oxidación d e todos los átom os en (a) una esp ecie neutra, es d ecir, un átom o aislado, un a m olécu la, o un a un idad fó rm u la , es 0. [E jem plos: la su m a d e lo s E O d e to d o s lo s á to m o s e n e l C H 3O H y de to d o s lo s io n e s e n el M g C l 2 e s 0.] (b) un ion es igual a la carga en e l ion. [E jem plos: e l E O d e l F e e n F e 3+ e s + 3. L a su m a de lo s E O d e to d o s lo s á to m o s e n el M n 0 4" e s —1 .] 3. Los m etales d e g ru p o 1 tienen en sus com pu estos un E O d e +1 y los m etales d e g ru p o 2 tien en un E O d e +2. [E jem plos: e l E. O . d e l K e s +1 e n e l KC1 y e n e l K ^ Z 0 3; e l E O d e l M g e s + 2 e n el M g B r 2 y e n el M g (N 0 3)2.] 4. El E O del flú o r en su s com pu estos es - 1 . [E jem plos: e l E. O . d el F e s - 1 e n el H F, C1F3, y S F 6.] 5. El E O del hidrógen o en sus com pu estos es, ca si siem pre, +1. [E jem plos: e l E O d e l H e s + 1 e n e l H I, H 2 S, N H * y C H 4.] 6 . El E O d el oxígen o en su s com pu estos es , ca si siem pre, - 2 . [E jem plos: e l E O d e l O e s —2 e n H 2 0 , C 0 2/ y K M n 0 4.] 7. Los elem en tos d el g ru p o 17 en sus com pu estos bin arios con m etales tienen un E O d e - 1 ; los elem en tos del g ru p o 16, -2 ; y ¡os elem en tos d el g ru p o 15, - 3 . [E jem plos: e l E O d e l B r e s - 1 e n e l M g B r2; e l E O d e l S e s - 2 e n e l L ^ S; y e l E O d e l N e s —3 en e l Li 3 N.] EJEM PLO 3.7 Asignación de los estados de oxidación ¿Cuál es el estado de oxidación del elemento subrayado en cada uno de las siguientes especies químicas? (a) P*; (b) A lA ; (c) MnQ4~; (d) NaH; (e) H 20 2; (f) F e A Planteamiento Aplique las reglas de la Tabla 3.2. Resolución (a) P4: esta fórmula representa una molécula de fósforo elemental. Para un átomo de un elemento libre, el EO = 0 (re­ gla 1). El EO del P en el P4 es 0. (b) A120 3: la suma de los estados de oxidación de todos los átomos en esta unidad fórmula es 0 (regla 2). El EO del oxí­ geno es —2 (regla 6 ). La suma para los tres átomos de O es - 6 . La suma para los dos átomos de Al es +6 . El EO del Al es +3. (b) M n04_: esta es la fórmula del ion permanganato. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en el ion es —1 (regla 2). La suma para los cuatro átomos de O es —8 . El EO del Mn es +7. (d) NaH: esta es una unidad fórmula del compuesto iónico hidruro de sodio. La regla 3 establece que el Na debería te­ ner el EO +1. La regla 5 indica que el H también debería tener el EO +1. Si ambos átomos tuvieran EO +1, la suma para la unidad fórmula sería +2. Esto contradice la regla 2. Las reglas 2 y 3 tienen preferencia sobre la regla 5. El Na tie­ ne EO +1; el valor total para la unidad fórmula es 0; y el EO del H es —1. (continúa) 86 Química general (e) H2Oz: este es el peróxido de hidrógeno. La regla 5 establece que el H tiene EO +1, y tiene preferencia sobre la regla 6 (que dice que el oxígeno tiene EO —2). La suma de los estados de oxidación de los dos átomos de H es +2 y la de los dos átomos de O es —2. El EO del O es —1. (f) Fe30 4: la suma de los estados de oxidación de los cuatro átomos de O es —8 . Para los tres átomos de Fe la suma debe ser +8 . El EO por átomo de Fe es | o +2|. Conclusión Con la práctica usted será capaz de hacer los cálculos aritméticos relacionados con la asignación de los estados de oxi­ dación sin tener que escribir las expresiones aritméticas. Cuando haya calculado un estado de oxidación utilizando la aritmética, como indica la regla 2 , compruebe el resultado asegurándose de que la suma de los estados de oxidación es igual a la carga del átomo, molécula o ion. Por ejemplo, en el apartado (c) determinamos que el estado de oxidación del Mn en el M n04- es +7. Sabemos que este resultado es correcto porque la suma de los estados de oxidación es 7 + 4(—2) ——1, que es igual a la carga sobre el ion M n04” EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuál es el estado de oxidación del elemento subrayado en cada una de las siguientes especies químicas: S^; Cr2Q72~; CL,0; KQ,. EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Cuál es el estado de oxidación del elemento subrayado en cada una de las siguientes especies quí­ micas: S¿032~; HgjCl^ KMnO^ H2CO En el apartado (f) del Ejemplo 3.7, obtuvimos la respuesta algo sorprendente; un es­ tado de oxidación de +2| para los átomos de hierro en el Fe 30 4. Hasta entonces solo ha­ bíamos visto estados de oxidación enteros. ¿Cómo aparece este número fraccionario? Ge­ neralmente procede de suponer que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo estado de oxidación, en un compuesto dado. Normalmente es así, pero no siem­ pre. Por ejemplo, el Fe30 4 , probablemente está mejor representado por F e 0 Fe20 3, es de­ cir, mediante una combinación de dos fórmulas unidad más simples. En el FeO el átomo de Fe está en el EO + 2 En el Fe2Q 3, los dos átomos de Fe están en el EO +3. Cuando pro­ mediamos los estados de oxidación de los tres átomos de Fe, obtenemos un valor no ente- ro (2 + 3 + 3)/3 = | = +2\. A veces, también puede ser necesario «dividir» una fórmula en sus partes constituyen­ tes antes de asignar los estados de oxidación. El compuesto iónico NF^NOj, por ejemplo, está formado por los iones NH 4+ y N 0 3~ El estado de oxidación del N en el NH4+ es -3 , y en el N 0 3~, +5, y no queremos promediarlos. Es mucho más útil conocer los estados de oxidación de los átomos de N individuales que considerar un estado de oxidación me­ dio de +1 para los dos átomos de N. La primera aplicación de los estados de oxidación aparece en la nomenclatura de los compuestos químicos en la próxima sección. 3 .6 EVALUACIÓ N D E C O N CEPTO S Un compuesto formado por nitrógeno y oxígeno, y con masa molar de 32 g/mol, tiene el N en un estado de oxidación más alto que en el NH3. Indique una posible fórmula para este com­ puesto. 3.5 Nomenclatura de los compuestos orgánicos ▲ FIGURA 3.7 Dos óxidos de plomo. e inorgánicos Estos dos compuestos contienen los mismos elementos, plomo y En este Capítulo nos hemos referido a los compuestos normalmente por sus fórmulas, oxígeno, pero en proporciones diferentes. Sus nombres y fórmulas pero necesitamos darles nombres. Cuando conocemos el nombre de un compuesto, po­ deben estar de acuerdo con este demos buscar sus propiedades en un manual, localizar un producto químico en la estan­ hecho: óxido de plomo(IV) - Pb0 2 tería de un almacén, o discutir un experimento con un colega. Más adelante, en el texto (pardo-rojizo); óxido de veremos casos en los que compuestos diferentes tienen la misma fórmula. En estos ca­ plomo(ll) = PbO (amarillo). sos veremos que es esencial distinguir los compuestos por el nombre. No podemos dar Capítulo 3 Compuestos químicos 87 el mismo nombre a dos sustancias, sin embargo, sí queremos que haya algunas simili­ tudes en los nombres de sustancias similares (véase la Figura 3.7). Si todos los compues­ tos tuvieran un nombre vulgar o común, como el agua (H20 ), amoníaco (NH3), o gluco­ sa (C2H 120 6), tendríamos que aprender millones de nombres sin ninguna relación entre ellos, lo cual sería imposible. Lo que necesitamos es un método sistemático para asignar nombres, una nomenclatura. Se utilizan varios sistemas e introduciremos cada uno de ellos en el momento apropiado del texto. Los compuestos formados por carbono e hidrógeno o carbono e hidrógeno junto con oxígeno, nitrógeno y otros pocos elementos, son los com­ puestos orgánicos. Generalmente están considerados como una rama especial de la quí­ mica, la química orgánica, con sus propias reglas de nomenclatura. Los compuestos que no se ajustan a esta descripción son los compuestos inorgánicos. La rama de la quími­ ca que estudia estos compuestos se denomina química inorgánica. En la próxima sección consideraremos la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, y en la sección 3.7, in­ troduciremos la nomenclatura de los compuestos orgánicos. 3.6 N om bres y fórmulas de los compuestos inorgánicos Compuestos binarios de metales y no metales Los compuestos binarios son los que están formados por dos elementos. Si uno de los ele­ mentos es un metal y el otro un no metal, el compuesto binario normalmente está forma­ do por iones, es decir, es un compuesto binario iónico. Para nombrar un compuesto bina­ rio de un metal y un no metal • escriba el nombre del no metal, con la terminación en «uro», seguido por • el nombre del metal sin modificar A continuación se ilustra el método para NaCl, MgC^, y A120 3. ^ Nombre sin modificar NaCl = G o n ir o de sodio V ------- terminación -uro -------------- / M g l2 = Yoduro de m agnesio A I2 O 3 = Óxido de alum inio Los compuestos iónicos aunque están formados por iones positivos y negativos, de­ ben ser eléctricamente neutros. La carga neta o total de los iones en una unidad fórmula debe ser cero. Esto significa que hay un Na+ por cada Cl~ en el NaCl; un Mg2+ por cada dos r, en el Mgl2; dos Al5* por cada tres O2- en el A 12Q 3; y así sucesivamente. La Tabla 3.3 incluye los nombres y símbolos de los iones sencillos formados por metales y no me­ tales. Esta lista le resultará muy útil al escribir los nombres y fórmulas de los compues­ tos binarios de metales y no metales. Como algunos metales pueden formar varios iones, es importante distinguirlos a la hora de nombrar sus compuestos. Por ejemplo, el metal hierro, forma dos iones comunes, Fe2+ y Fe3*. El primero se denomina hierro (II), el segun­ do hierro (III). Los números romanos colocados inmediatamente después del nombre del metal indican su estado de oxidación o simplemente la carga del ion. Así, el FeCl2 cloru­ ro de hierro (II) mientras que el FeCl3, es cloruro de hierro (III). Un sistema más antiguo de nomenclatura que todavía se utiliza algo, aplica dos ter­ minaciones diferentes para distinguir entre dos compuestos binarios que contienen los mismos elementos pero en diferentes proporciones, como Cu20 y CuO. En el Cu 20 , el es­ tado de oxidación del cobre es +1, y en el CuO es + 2 Al Cu20 se le asigna el nombre de óxido cuproso y al CuO, óxido cúprico. De forma análoga, FeCl2 es cloruro ferroso y FeCl3 cloruro férrico. La idea es utilizar la terminación oso para el estado de oxidación más bajo del metal e ico para el estado de oxidación más alto. El sistema oso/ico tiene varios incon- 88 Química general ► La Tabla 3.3 se simplifica considerablemente una vez que Tabla 3 .3 Algunos iones sencillos comprenda el procedimiento. Todos los iones del grupo 1 son 1 +, los Nombre Símbob Nombre Símbob iones del grupo 2 son 2+ y Al3*, Zn2+y Ag+solo tienen una carga. Iones positivos (cationes) La mayor parte de los otros iones metálicos tienen cargas variables. Ion litio Li+ fon cromo(H) Cr2+ Los iones monoatómicos de los Ion sodio Na* fon cromo(III) Cr3* halógenos son 1 - y el oxígeno Ion potasio K+ fon hierro(H) Fe2* 2 - Casi todo lo demás se puede Ion rubidio Rb* fon hierro(in) Fe2+ deducir a partir de estas cargas y de la regla de que la suma de todos Ion cesio Cs+ Ion cobalto(II) Co2+ los EO iguala a la carga total. fon magnesio Mg2* fon cobalto(III) Co2+ fon calcio Ca2+ fon cobre(I) Cu* fon estroncio Si** fon cobre(H) Cu2* fon bario Ba2+ fon mercurio(I) Hg2* fon aluminio Al3+ fon mercurio(II) Hg2* fon cinc Zn2+ fon estaño(II) Sn2+ fon plata Ag* fon plomo(II) Pb* Iones negativos (aniones) fon hidruro H- fon yoduro r fon fluoruro F- Ion óxido 0 2- fon cloruro ci- fon sulfuro S2- fon bromuro Br" fon nitruro N3- venientes y no lo utilizaremos en este texto. Por ejemplo, las terminaciones oso/ico no se pueden aplicar para nombrar los cuatro óxidos de vanadio: VO, V 20 3 , VO 2 y V20 5. Compuestos binarios entre dos no metales Si los dos elementos de un compuesto binario son no metales en lugar de un metal y un no metal, se trata de un compuesto molecular. El método para nombrar estos compues­ tos es semejante al que ya hemos visto. Por ejemplo, HC1 = cloruro de hidrógeno En la fórmula escribimos primero el elemento con el estado de oxidación positivo y en el nombre, al final: HC1 y no C1H. EJEM PLO 3.8 Escritura de fórmulas a partir del nombre del compuesto Escriba las fórmulas de los compuestos óxido de bario, fluoruro de calcio, y sulfuro de hierro (El). Planteamiento Identifique en cada caso los cationes y sus cargas, basándose en el número del grupo de la tabla periódica o en los estados de oxidación que aparecen como números romanos: Ba2+, Ca2+y Fe3*. Después identifique los aniones y sus cargas: O2-, F~ y S2~ Combine los cationes y aniones con los números relativos necesarios para obtener unidades fórmula eléctricamente neutros. Resolución Óxido de bario un Ba21 y un O2- = BaO Fluoruro de calcio un Ca21 y dos F" = CaF2 Sulfuro de hierro(IÜ) dos Fe31 y tres S2~ —F e ^ Conclusión En el primer caso una unidad fórmula eléctricamente neutra resulta de la combinación de las cargas 2+ y 2 -; en el se­ gundo caso, 2+ y 2 X (1—); y en el tercer caso, 2 X (3+) y 3 X (2—). EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba las fórmulas del óxido de litio, fluoruro de estaño(II) y nitruro de litio. EJEMPLO PRÁCTICO B: Escriba las fórmulas para los compuestos: sulfuro de aluminio, nitruro de magnesio y óxido de vanadio (III). Capítulo 3 Compuestos químicos 89 EJEM PLO 3.9 Nombrar compuestos a partir de sus fórmulas Escriba nombres aceptables para los compuestos Na2S, AlF^ Cu20 . Planteamiento Este ejercicio generalmente es más fácil que el del Ejemplo 3.8 porque lo único que se necesita hacer es nombrar los io­ nes presentes. Sin embargo debe saber que el cobre forma dos iones diferentes y que el catión en el Cu20 es Cu+, co­ bre (I). Resolución Na2S: sulfuro de sodio A1F3: fluoruro de aluminio Cu20 : óxido de cobre(I) Conclusión Saber cuándo usar o no los números romanos es una ayuda para nombrar los compuestos iónicos. Como los metales de los grupos 1 y 2 solo tienen una forma iónica, un estado de oxidación, los números romanos no se utilizan para nom­ brar sus compuestos. EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba los nombres de Csl, CaF^ FeO, CrCl3. EJEMPLO PRÁCTICO B: Escriba los nombres de CaH^CuCl, Ag2S, Hg2Cl2 Algunos pares de no metales forman más de un compuesto molecular binario sencillo, y necesitamos distinguirlos. Generalmente indicamos los números relativos de los áto­ mos mediante prefijos: mono = 1, d i = 2, tri = 3, tetra = 4, perita = 5, hexa = 6 , y así sucesiva­ mente. Así, para los dos óxidos principales del azufre escribimos 5 0 2 = dióxido de azufre 5 0 3 = trióxido de azufre y para el siguiente compuesto de boro y bromo B2Br4 = teírabromuro de diboro En la Tabla 3.4 se dan ejemplos adicionales. Observe que en estos ejemplos el prefijo mono se trata de forma especial. No lo utilizamos para el primer elemento que se nombra. T ab las 3.4 Nom bres de com puestos m oleculares binarios Fórmula Nombre® BC13 Tridoruro de boro CCW Tetradoruro de carbono CO Monóxido de carbono C02 Dióxido de carbono NO Monóxido de nitrógeno N0 2 Dióxido de nitrógeno n 2o Monóxido de dinitrógeno n 2o 3 Trióxido de dinitrógeno n 2o 4 Tetróxido de dinitrógeno n 2o 5 Pentóxido de dinitrógeno PC13 Tridoruro de fósforo pcis Pentadoruro de fósforo SF6 Hexafluoruro de azufre a Cuando el prefijo termina en a/o y el nombre del elemento empieza por a/o, se elimina la vocal final del prefijo para facilitar la pronunciación. Por ejemplo, m onácido de carbono y no, monóóxido de carbono y feíróxido de dinitrógeno y no, tetraóxido de dinitrógeno. Sin embargo, el PI3 es el frifad uro (o triyoduro) de fósforo y no, frfaduro de fósforo. 90 Química general Así el NO se llama monóxido de nitrógeno, no monóxido de mowonitrógeno. Finalmente, algunas sustancias tienen nombres comunes o vulgares que están tan establecidos que casi nunca utilizamos sus nombres sistemáticos. Por ejemplo, H20 = agua (monóxido de ¿¿hidrógeno) NH3 = amoníaco (HgN = mononitruro de írihidrógeno) Ácidos binarios Incluso aunque utilicem os nombres como cloruro de hidrógeno para compuestos mo­ leculares binarios puros, a veces queremos resaltar que sus disoluciones acuosas son áddas. Los ácidos se discutirán más adelante con más detalle, por ahora podemos re­ conocer estas sustancias y nom brarlas cuando veamos sus fórmulas. Digamos que un ácido es una sustancia que se ioniza o se rompe produciendo iones hidrógeno (H*)* y aniones, cuando se disuelve en agua. Un ácido binario es un compuesto formado por dos elem entos, el H y un no m etal. Por ejemplo, el HC1 cuando se disuelve en agua, se ioniza en iones hidrógeno (H+) e iones cloruro (Cl- ); es un ácido binario. El NH 3 en agua no es un ácido. Prácticamente no m uestra tendencia a producir H+ bajo ningu­ na condición. El NH 3 pertenece a una categoría complementaria de sustancias deno­ minadas bases. En el capítulo 5 veremos que las bases producen iones OH- en disolu­ ción acuosa. Para nombrar los ácidos utilizamos el sufijo hídrico precedido por el nombre del otro no metal. Los ácidos binarios más importantes se muestran a continuación. ► El símbolo (aq) significa una HF(aq) = ácido flúorhídrico sustancia en disolución acuosa. HCl(aq) = ácido clorhídrico HBr(aq) = ácido bromhídrico HI(aq) = ácido iodhídrico H2S(aq) = ácido sulfhídrico Iones poliatómicos Los iones mostrados en la Tabla 3.1 (con excepción del Hg22+) son iones monoatómicos, cada uno de ellos consiste en un solo átomo. En los iones poliatómicos dos o más áto­ mos se unen por enlaces covalentes. Estos iones son muy frecuentes y especialmente en­ tre los no metales. En la Tabla 3.5 se muestran una serie de iones poliatómicos y compuestos que los con­ tienen. A partir de esta tabla, puede ver que: 1. Los aniones poliatómicos son más frecuentes que los cationes poliatómicos. El ca­ tión poliatómico más común es el ion amonio, NH4+. 2. Muy pocos aniones poliatómicos llevan el sufijo uro en sus nombres. De los que se muestran aquí, solo el CN " (ion cianuro). Los sufijos más frecuentes son ito y ato, y algunos nombres llevan los prefijos hipo o per. 3. El oxígeno es un elemento común a muchos aniones poliatómicos normalmente en combinación con otro no metal. Estos aniones se llaman oxoaniones. 4. Algunos no metales (como Cl, N, P y S) forman una serie de oxoaniones que contienen diferentes números de átomos de oxígeno. Sus nombres se relacionan con el estado de oxidación del átomo del no m etal con el que se enlazan los áto­ m os de O, que va desde hipo (el más bajo) a per (el más alto) de acuerdo con el esquema Estado de oxidación creciente del no metal —» hipo__ ito __ ito ___ato per ato (3.3) Número creciente de átomos de oxígeno —* * La especie que se produce en disolución acuosa en realidad es más compleja que el sencillo ion H+. Este H+ se combina con una molécula de HzO para producir un ion conocido como ion hidronio, H-jO4. Los químicos, a menudo utilizan el símbolo H+ para el F^O*, y es lo que nosotros haremos hasta que discutamos este tema de forma más extensa en el Capítulo 5. Capítulo 3 Compuestos químicos 91 T A B LA 3 .5 Algunos iones poliatóm icos frecu e n te s Nombre Fórmula Compuesto representativo ■<Primero aprenda los iones Catión más comunes como NH4+, C O ^ , Ion amonio n h 4+ NH4C1 OH", N03-, POf~, S 0 42", y CIO 3-. Cuando comprenda el esquema de Aniones la expresión (3.3) serán más fáciles otros nombres como N0 2 , SO32", Ion acetato C2H30 2 NaC2H30 2 CIO-, C I0 2-, y C I0 4-. Con el tiempo, Ion carbonato CO32- Na2C 0 3 se fam iliarizará con el resto. Ion hidrógeno carbonato3 HCO3- NaHC03 (0 ion bicarbonato) Ion hipodorito cicr NaClO Ion dorito ciqf NaClO* Ion dorato CIO3- NaC103 fon perdorato cio4‘ NaC104 fon cromato C r042- Na2Cr0 4 fon dicromato C r20 71~ Na2Cr£ ) 7 Ion cianuro CN~ NaCN Ion hidróxido OH" NaOH Ion nitrito n o 2- NaN02 Ion nitrato N0 3 - NaN03 Ion oxalato cp,2- Na2C20 4 fon permanganato Mn04” NaMn04 fon fosfato P 043" Na3P 0 4 Ion hidrógeno fosfato* h p o 42~ Na2HP0 4 Ion dihidrógeno fosfato11 h 2po4" NaH2P 0 4 fon sulfito SO32- Na2S 0 3 Ion hidrógeno sulfito4 HSO3- NaHS03 (0 ion bisulfito) fon sulfato so42- Na2S 0 4 Ion hidrógeno sulfato* h so 4- NaHSO, (0 ion bisulfato) fon tiosulfato s2o3*- Na2S20 3 * Los nombres de estos aniones pueden escribirse en una sola palabra, por ejemplo, hidrógenocarbonato, hidrógeno fosfato, etc. 5. Todos los oxoaniones comunes del Cl, Br, y I tienen una carga 1 - 6 . Algunas series de oxoaniones también contienen un número variable de átomos de H y se nombran de acuerdo con este número. Por ejemplo, H P 0 42" es el ion hidró­ geno fosfato y H2PCV, el ion dihidrógeno fosfato. 7. El prefijo tío significa que un átomo de oxígeno ha sido sustituido por un átomo de azufre. (El ion sulfato tiene un átomo de S y cuatro átomos de O; el ion tiosulfa- to tiene dos átomos de S y tres átomos de O.) Oxoácidos La mayoría de los ácidos son compuestos tem arios. Están formados por tres elementos diferentes, hidrógeno, y otros dos no metales. Si uno de los dos no metales es oxígeno, el ácido se llama oxoácido. También se pueden considerar los oxoácidos como combinacio­ nes de iones hidrógeno (H+) y oxoaniones. La forma de nombrar los oxoácidos es similar a la indicada para los oxoaniones, excepto que se utiliza la terminación oso en lugar de ito e ico en lugar de ato. En la Tabla 3.6 se muestran varios oxoácidos y también los nom­ bres y las fórmulas de los compuestos en los que se ha sustituido el hidrógeno del oxoá­ cido por un metal como el sodio. Estos compuestos se llaman sales; hablaremos mucho más sobre ellas, a partir del Capítulo 5. Los ácidos son compuestos moleculares, y las sa­ les son compuestos iónicos. 92 Química general T A B LA 3.6 Nom enclatura de algunos oxoácidos y sus sales Estado de Fórmula Fórmula oxidación del ácido8 Nombre del ácidob de la salb Nombre de la sal Cl: +1 HCIO áddo hipodoroso NaClO hipoclorito de sodio Cl: +3 HCIO2 ácido cloroso NaC102 doríto de sodio ► Cuando nos referimos al ácido perclórioo, generalmente queremos Cl: +5 h c io 3 áddo dórico NaC103 dorato de sodio decir una disolución acuosa de Cl: +7 h c io 4 áddo perdórico NaC104 perdorato de sodio HCIO*. N: +3 hno2 áddo nitroso NaN02 nitrito de sodio N: +5 hno3 áddo nítrico NaN03 nitrato de sodio S: 44 h 2s o 3 áddo sulfuroso Na2S 0 3 sulfito de sodio S:-té H2S0 4 áddo sulfúrico Na2S 0 4 sulfato de sodio * En todos los ácidos los átomos de H están enlazados a átomos de O y no al átomo metálico central. Para reflejar este hecho, a veces se escriben: HOC1 en lugar de HCIO; HOCIO en lugar de HCIO 2 . bEn general, las terminaciones -ico y -a to se asignan a los compuestos en los que el átomo no metálico central tiene un estado de oxidación igual al número del grupo de la tabla periódica menos 10. Los compuestos de los halógenos son una excepción, ya que los nombres terminados en -ico y -Afose asignan a los compuestos en los que el halógeno tiene un estado de oxidación de +5, aunque el número del grupo es 17. EJEM PLO 3.10 Aplicación de las reglas en la nomenclatura de compuestos Nombre los compuestos: (a) CuCl2; (b) C102; (c) HIO^ (d) Ca(H 2P 0 4)2. Planteamiento CuCl2 y Ca(H2P 0 4)2 son compuestos iónicos. Para nombrar estos compuestos debemos identificar los nombres de los iones. C10 2 y H I0 4 son compuestos moleculares. C102 es un compuesto binario de dos nometales y H I0 4 es un oxoá- cido. Resolución (a) En este compuesto, el estado de oxidación del Cu es +2 Debido a que el Cu también puede estar en el estado de oxi­ dación +1, debemos distinguir claramente entre los dos posibles cloruros. CuCl2 es cloruro de cobre (II). (b) El Cl y O son dos no metales. C102 es un compuesto molecular binario llamado dióxido de cloro. (c) El estado de oxidación del I es +7. De forma análoga a los oxoácidos que contienen cloro de la Tabla 3.6, llamamos a este compuesto ácido peryódico. (d) El anión poliatómico H2P 0 4- es el ion dihidrógeno fosfato. En el compuesto dihidrógeno fosfato de calcio, existen dos aniones de este tipo por cada catión Ca2+. Conclusión Un buen ejercicio de memorización es conocer los nombres de los compuestos correctamente. Esto normalmente re­ quiere mucha práctica. EJEMPLO PRÁCTICO A: Nombre los compuestos: SF^ H N 0 2,Ca(H C03)2, FeS04. EJEMPLO PRÁCTICO B: Nombre los compuestos: NH^NOa, PCI3, HBrO, AgClO^ Fe2(S04)3. Algunos compuestos de mayor complejidad El compuesto de cobre que utilizó Joseph Proust para establecer la ley de las proporcio­ nes definidas (véase la página 36), se puede nombrar de varias maneras. Si busca el com­ puesto de Proust en un manual de minerales, lo encontrará como malaquita con la fór­ mula Cu 2(0 H ) 2C 0 3. En un manual de aplicaciones farmacéuticas este mismo compuesto aparece como carbonato cúprico básico con la fórmula CH 2Cu 2Os. En un manual de quími­ ► En general, los puntos centrados ca se encuentra como dihidróxido carbonato de cobre (II), con la fórmula CuCC>3 •CuíOH^. (•) muestran que una fórmula es un compuesto de dos o más fórmulas Lo que es importante comprender es que independientemente de la fórmula que se utili­ simples. ce, se obtiene siempre la misma masa molar, 221,16 g/mol, el mismo porcentaje, en masa, Capítulo 3 Compuestos químicos 93 EJEM PLO 3.11 Aplicación de las reglas para la escritura de fórmulas Escriba la fórmula del compuesto: (a) tetrasulfuro de tetra nitrógeno; (b) cromato de amonio; (c) ácido brómico; (d) hi- poclorito de calcio. Planteamiento Debe aplicar su conocimiento de los prefijos (como tetra-) y sufijos (como -ico), así como de los nombres de los iones poliatómicos comunes, tales como amonio, cromato ehipoclorito. Resolución (a) Las moléculas de este compuesto están formadas por cuatro átomos de N y cuatro átomos de S. La fórmula es N4S4. (b) Hay dos iones amonio (NH/) por cada ion cromato (Cr042-). Ponga entre paréntesis el ion NH4+, seguido por el su­ bíndice 2. La fórmula es (NHJ^Ci O j . Esta fórmula se lee como N-H-4, dos veces, C-R-O-4. (c) La terminación -ico para los oxoácidos de los halógenos, grupo 17, corresponde al estado de oxidación +5 para el halógeno. El ácido brómico es HB1O3, análogo al HCIO3 de la Tabla 3.6. (d) Aquí hay un ion Ca2+ y dos iones CIO- en una unidad fórmula. Esto conduce a la fórmula Ca(C10)2. Conclusión Observe que al escribir las fórmulas de los compuestos que contienen dos o más iones poliatómicos del mismo tipo, como en (b) y (d), ponemos paréntesis alrededor de la fórmula del ion (sin carga), seguido por un subíndice que indica el número de iones de ese tipo. Es importante la colocación adecuada del paréntesis al escribir las fórmulas. EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) trifluoruro de boro, (b) dicromato de po­ tasio, (c) ácido sulfúrico, (d) cloruro de calcio. EJEMPLO PRÁCTICO B: Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) nitrato de aluminio, (b) decaóxido de te- trafósforo, (c) hidróxido de cromo (DI), (d) ácido iódico. de cobre, 57,48 por ciento, la misma razón molar H/O, (2 mol H/5 mol O), y así suce­ sivamente. En resumen, debemos ser capaces de interpretar una fórmula, a pesar de la complejidad de su apariencia. Algunas sustancias complejas con las que nos encontramos habitualmente, se cono­ cen como hidratos. En un hidrato cada unidad fórmula del compuesto lleva asociadas un cierto número de moléculas de agua. Sin embargo, esto no significa que los compues­ tos estén «húmedos». Las moléculas de agua se encuentran incorporadas en la estructu­ ra sólida del compuesto. La siguiente fórmula indica seis moléculas de agua por unidad fórmula de CoClz CoCl2 •6 H20 Utilizando el prefijo hexa, este compuesto se llama cloruro de cobalto(II) toahidrata- do. Su masa fórmula es la del CoCl2 más la debida a seis moléculas de H20 : 129,839 u + (6 X 18,0153 u) = 237,931 u. Podemos hablar del porcentaje de agua, en masa, en un hi­ drato. Para CoCl2 •6H 20 , esto es (6 X 18,0153) g H20 % H> ° = 237,93! g CoCl 2 -6 H 20 X 10° % = 45'43% ▲ FIGURA 3.8 Efecto de la humedad sobre El agua presente en los compuestos con agua de hidratadón generalmente puede ser el CoCI2 eliminada, total o parcialmente, por calentamiento. Cuando el agua se elimina totalmen­ Un trozo de papel de filtro se introdujo en una disolución acuosa te, el compuesto resultante se dice que es anhidro, sin agua. Los compuestos anhidros se de cloruro de cobalto (II) y después pueden utilizar para absorber el agua, como la utilización de perclorato de magnesio an­ se dejó secar. Cuando se mantiene hidro en el análisis de la combustión (véase la Figura 3.6). El CoCl2 gana y pierde agua en aire seco el papel es de color con bastante velocidad y esto se comprueba mediante un cambio de color. El CoCl2 anhi­ azul (CoCI2 anhidro). En aire dro es azul, mientras que el hexahidrato es rosa. Este hecho puede utilizarse para cons­ húmedo, el papel se vuelve rosa (CoCI^ÓHp). truir un sencillo detector de humedad (véase la Figura 3.8). 94 Química general 3.7 Nom bres y fórmulas de los compuestos orgánicos Los compuestos orgánicos abundan en la naturaleza. Los alimentos que tomamos es­ tán formados casi exclusivamente por compuestos orgánicos, que incluyen no solamen­ te grasas que producen energía, hidratos de carbono y proteínas que forman los múscu­ los sino también otros compuestos, en proporciones de trazas, que proporcionan color, olor y sabor a los alimentos. Casi todos los combustibles, los utilizados en los automóvi­ les, camiones, trenes o aviones, son mezclas de compuestos orgánicos denominados hi­ drocarburos. La mayor parte de las drogas producidas por las empresas farmacéuticas son compuestos orgánicos complejos, como los plásticos comunes. La variedad de los compuestos orgánicos es tan amplia que la química orgánica existe como un campo sepa­ rado de la química. La gran diversidad de compuestos orgánicos procede de la capacidad de los átomos REC U ER D E de carbono para combinarse fácilmente con otros átomos de carbono y con átomos de que cada átomo de carbono dertos elementos. Los átomos de carbono se unen para formar un esqueleto de cadenas forma cuatro enlaces o anillos a los que se unen otros átomos. Todos los compuestos orgánicos contienen áto­ covalentes mos de carbono, casi todos contienen átomos de hidrógeno y muchos también tienen átomos de oxígeno, nitrógeno y azufre. Estas posibilidades permiten un número ilimi­ tado de diferentes compuestos orgánicos. La mayor parte son moleculares y unos pocos son iónicos. Hay millones de compuestos orgánicos, muchos de ellos son moléculas de una gran complejidad y sus nombres son igualmente complicados. Es crucial, por tanto, un méto­ do sistemático para nombrar estos compuestos y las reglas para nombrar los compues­ tos inorgánicos aquí es de poco uso. El nombre habitual, llamado con frecuencia común o vulgar para el edulcorante sacarosa, es azúcar. El nombre sistemático es a-D-glucopira- nosil-j8 -D-fructofuranósido. Sin embargo por el momento, lo que necesitamos es recono- oer los compuestos orgánicos y utilizar sus nombres comunes y en algunos casos el nom­ bre sistemático. La nomenclatura sistemática de los compuestos orgánicos se verá con más detalle en el capítulo 26. Hidrocarburos Se denominan hidrocarburos a los compuestos que contienen únicamente carbono e hi­ drógeno. El hidrocarburo más sencillo contiene un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno, el metano, CH 4 (véase la Figura 3.9a). Al aumentar el número de átomos de carbono, el número de átomos de hidrógeno también aumenta de forma sistemática de­ pendiendo del tipo de hidrocarburo. La complejidad de la química orgánica surge por­ que los átomos de carbono pueden formar cadenas y anillos y puede variar la naturaleza de los enlaces químicos entre los átomos de carbono. Los hidrocarburos que poseen so­ lamente enlaces sencillos se denominan alcanos. El alcano más sencillo es el metano, se­ Tabla 3.7 Raíz (o prefijo) guido por el etano, (véase la Figura 3.9b), y después el propano, CgHg, (véase la Fi­ que indica el número de gura 3.9c). El cuarto miembro de la serie, el butano, C4H10,s e mostró en la Figura 3.2(a). átomos de carbono en Observe que cada miembro de la serie de los alcanos se forma a partir del anterior aña­ las moléculas orgánicas diendo un átomo de C y dos átomos de H. sencillas. Los nombres de los alcanos se componen de dos partes: una palabra raiz y la termi­ nación en -ano (sufijo) que indica que la molécula es un alcano. Las primeras cuatro le­ Número de tras raiz en la Tabla 3.7 reflejan los nombres comunes mientras que el resto refleja el nú­ Ra¡2 (prefijo) átomos de C mero de átomos de carbono en el alcano. Así, C5H12 es el pentano y C 7H 16 es el heptano Met- 1 (hep = 7). Et- 2 Las moléculas de los hidrocarburos con uno o más enlaces dobles entre átomos de Prop- 3 carbono se denominan alquenos. El alqueno más sencillo es el eteno (véase Figura 3.9d); But- 4 su nombre consiste en la palabra raiz et- y la terminación en -eno. El benceno, (véa­ Pent- 5 se la Figura 3.9e), es una molécula con seis átomos de carbono con forma hexagonal. Las Hex- 6 moléculas con estructuras relacionadas con el benceno constituyen una gran parte de los Hept- 7 compuestos orgánicos conocidos. Oct- 8 En la Figura 3.2 se puede observar que el butano y el metilpropano tienen la misma Non- 9 Dec- 10 fórmula molecular, C4H10, pero diferentes fórmulas estructurales. El butano se basa en una cadena de cuatro carbonos mientras que en el metilpropano, un grupo — CH 3 llama- Capítulo 3 Compuestos químicos 95 H H— C— H H (a) Metano (b) Etano (c) Propano (d) Eleno (etileno) * FIGURA 3.9 Representación de algunos hidrocarburos. (e) Benceno do grupo metilo está unido al átomo de carbono central de la cadena de propano de tres átomos de carbono. El butano y el metilpropano son isómeros. Los isómeros son molécu­ las que tienen la misma fórmula molecular pero diferente ordenación de los átomos en el espacio. Al aumentar la complejidad de las moléculas orgánicas, las posibilidades de isomería aumentan notablemente. EJEM PLO 3.12 Identificación de isómeros ¿Son isómeros los siguientes pares de moléculas? (a) CH3CH(CH3)(CH2)3CH3 y CHjCf^CHíCHgXCH^O^ (b) CH3—CH—CH 2—CH3 y CH3—CH—CH2—CH2—CH3 ¿ H —CHj ¿Hg Planteamiento Los isómeros tienen la misma fórmula molecular pero diferentes estructuras. Primero comprobamos si las fórmulas son las mismas. Si las fórmulas no son las mismas, significa que son compuestos diferentes. Si las fórmulas son las mismas pueden representar isómeros pero solo si las estructuras son diferentes. Resolución (a) La fórmula molecular del primer compuesto es C7H 16 y la del segundo compuesto es C8H18. Las moléculas no son isómeros. (continúa) 96 Química general (b) Estas moléculas tienen la misma fórmula, C6H14, pero difieren en la estructura, son isómeros. La diferencia consis­ te en que en la primera estructura hay una cadena lateral metilo en el átomo de carbono central de una cadena de dnco carbonos, y en la segunda estructura está en el segundo átomo de carbono. Conclusión Los compuestos que se muestran en el apartado (a) tienen diferentes fórmulas moleculares y por tanto son claramente compuestos diferentes. Se espera que estos compuestos tengan propiedades muy diferentes. Los compuestos mostra­ dos en el apartado (b) tienen la misma fórmula molecular pero diferentes estructuras moleculares. Son compuestos di­ ferentes y tienen propiedades diferentes. Por ejemplo, el compuesto que se muestra en la parte izquierda del apartado (b) tiene el punto de ebullición ligeramente más alto que el compuesto de la derecha (63 °C frente a 60 °C). EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Son isómeros los siguientes pares de moléculas? (a) CH3C(CH3)2(CH2)3CH3 y C ^C H ÍC H ^ H ÍC H ^ C H ^ C H , (b) CH3—(JH—CH2—CH3 y CH3—(jJH—OH*—<j:H—CH3 CH2—CH2—CHj ch 3 ch 3 EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Son isómeros los siguientes pares de moléculas representadas por las siguientes fórmulas es­ tructurales? (a) UH>— CH, H9CJ— (JH. / \ I I CH, CH CT H2C - C X / CH3 XH2 x CH3 h/ CH ch 3 ib) c h 3 x ch 3 c h 3x h c=cf c=c H H CH3 CH3 EVALUACIÓ N D E C O N CEPTO S En la combustión de un hidrocarburo, ¿puede la masa de agua producida exceder la masa de C 0 2? Grupos funcionales Las cadenas de carbono proporcionan el esqueleto en el que uno o m ás átomos de hi­ drógeno pueden ser reemplazados por otros átomos o grupos de átomos. Esto se puede ilustrar con la molécula de alcohol que se encuentra en la cerveza, vino y licores. La mo­ lécula es etanol, CH 3CH 2OH, en la que uno de los átomos de hidrógeno del etano es sus­ tituido por un grupo — OH (véase la Figura 3.10a). El nombre sistemático del etanol se obtiene a partir del nombre del alcano etano, con el final —o sustituido por el sufijo -o l RECUERDE El sufijo -ol indica la presencia de un grupo OH en un tipo de moléculas orgánicas de­ que los alcoholes son nominadas alcoholes. compuestos moleculares con Alcohol etílico es el nombre común del etanol, que también indica la unión del grupo enlaces covalentes en los que — OH a la cadena hidrocarbonada del etano. Para nombrar la cadena del alcano como los átomos de oxígeno está unidos covalentemente a los grupo, sustituya la terminación ano final por ü, de forma que el etano se transforma en átomos de carbono. No son etil; alcohol etílico para CH 3CH 2OH. Con frecuencia sucede que el nombre común de un compuestos iónicos que compuesto, en este caso alcohol, proporciona el nombre genérico para una clase comple­ contengan iones hidróxido. ta de compuestos, es decir, todos los alcoholes poseen al menos un grupo — OH. Otro alcohol frecuente es el metanol, o alcohol de madera, cuya fórmula es CH3OH (véase la Figura 3.10b). El nombre común del metanol es alcohol metílico. Es interesan­ te observar que el alcohol de madera es un veneno peligroso, mientras que el alcohol de grano en la cerveza y el vino no tiene riesgo si se consume en cantidades moderadas. El grupo — OH en los alcoholes es uno de los grupos funcionales que se encuentran en los compuestos orgánicos. Los grupos funcionales son átomos individuales o grupos ató- Capítulo 3 Compuestos químicos 97 H H H— C— C— OH H H (a) Etanol, o alcohol etílico H H— C— OH H (b) Metanol, o alcohol metílico H H H H— C— C— C— OH H H H (c) 1-Propanol, o alcohol propílico H OH H H— C— C— C— H H H H < FIGURA 3.10 Representación de algunos (d) 2-Propanol, o alcoholes. alcohol isopropílico micos que se unen a las cadenas o anillos carbonados de las moléculas orgánicas y pro­ porcionan a las moléculas sus propiedades características. Los compuestos con el mismo grupo funcional, generalmente tienen propiedades semejantes. El grupo — OH se deno­ mina grupo hidroxilo. A continuación se indican solamente algunos grupos funcionales y se tratarán con más detalle en el Capítulo 26. La presencia de grupos funcionales también aumenta la posibilidad de isómeros. Por ejemplo, solo hay una molécula de propano, C 3H8 . Sin embargo, si se sustituye un átomo de hidrógeno por un grupo hidroxilo, existen dos posibilidades para el punto de unión: en uno de los átomos de C terminal o en el átomo de C central, lo que conduce a dos isó­ meros (véase la Figura 3.10c, d). El alcohol con el grupo — OH unido al átomo de carbono terminal se denomina habitualmente alcohol propílico, o sistemáticamente 1 -propanol; el prefijo 1- indica que el grupo — OH se encuentra en el primero o en el último átomo de C. El alcohol con el grupo — OH unido al átomo de carbono central se denomina habi­ tualmente como alcohol isopropílico, o sistemáticamente, 2 - propanol; el prefijo 2 - indica que el grupo — OH se encuentra en el segundo átomo de C de la cadena. Otro grupo funcional importante es el grupo carboxüico, — COOH, que aporta propie­ dades áddas a la molécula. El átomo de C en el grupo carboxüico se une a los dos áto­ mos de O de dos maneras distintas. Uno de los enlaces es sendllo, por el que se une a un átomo de O que a su vez se une a un átomo de H, y el otro es un doble enlace con un átomo de O únicamente (véase la Figura 3.11a). El átomo de hidrógeno ionizable o áci­ do en el grupo carboxüico es el que se encuentra unido a un átomo de O. Los compues­ tos que contienen el grupo carboxilo se denominan ácidos carboxílicos. El primer áci­ do carboxüico procedente de los alcanos es el áddo metanoico, HCOOH (véase la Figura 3.11b). En el nombre sistemático, metano significa un átomo de carbono y la terminadón oico indica un áddo carboxílico. El nombre común del áddo metanoico es áddo fórmico, procedente de la palabra latina fórm ica, que significa «hormiga». Las hormigas cuando pican, inyectan áddo fórmico que es el responsable de la sensadón de ardor que acom­ paña a la picadura. 98 Química general o —C OH (a) Grupo carboxüico O H— C OH (b) Ácido metanoico H O H— C — C \ ► FIGURA 3.11 OH H El grupo carboxílico y representación de dos ácidos carboxflicos. Etanoico, o ácido acético El ácido carboxílico más sencillo que contiene dos átomos de carbono es el ácido eta­ noico, más conocido como áddo acético. La fórmula molecular es CH3COOH y la es­ tructura se muestra en la Figura 3.11(c). El vinagre es una disolución de áddo acético en agua. En los siguientes ejemplos se introduce un nuevo grupo fundonal, donde se sus­ tituye uno o más átomos de hidrógeno por átomos de halógeno (F, C1 Br, I). Cuando los halógenos están presentes como grupos fundonales llevan los nombres fluoro-, cloro-, bro- mo-, y yodo- . EJEM PLO 3.13 Identificación de compuestos orgánicos Clasifique cada uno de los siguientes compuestos. (a) CH3CH2CH2CH3 (b) CH3CHC1CH2CH3 (c) CH3CH2C 0 2H (d) CH3CH2CH(OH)CH2CH3 Planteamiento Examine la fórmula de cada uno de los compuestos para determinar el grupo funcional, si está presente. Considere tam­ bién si los enlaces carbono-carbono son enlaces sencillos. Resolución (a) En este hidrocarburo todos los enlaces carbono-carbono son sencillos. Este compuesto es un alcano. (b) En esta molécula solo hay enlaces sencillos y se ha sustituido un átomo de H por un átomo de Cl. Este compues­ to es un cloroalcano. (c) La presencia del grupo carboxílico en esta molécula, —COOH, significa que este compuesto es un ácido carboxílico. (d) La presencia del grupo hidroxilo, —OH, en esta molécula, significa que el compuesto es un alcohol. Conclusión Los enlaces, carbono-carbono, especialmente los enlaces carbono-carbono sencillos, son relativamente poco reactivos. Por este motivo los grupos funcionales son los más importantes en la determinación de las propiedades características de los compuestos orgánicos. Veremos otros grupos funcionales y examinaremos los compuestos orgánicos con más detalle en los Capítulos 26 y 27. EJEM PLO PRÁCTICO A: ¿Qué tipo de moléculas corresponde a las siguientes fórmulas? (a) CH3CH2CH3 (b) C1CH2CH2CH3 (c) C ^ C H ^ H jC O jH (d) CH3CHCHCH3 Capítulo 3 Compuestos químicos 99 EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Qué tipo de moléculas corresponde a estas fórmulas? (a) CH3CH(OH)CH3 (b) CH3CH(0H)CH 2C 0 2H (c) Cí^ClCHjCC^H (d) BíCHCHCH3 E JE M P L O 3 .1 4 Nom enclatura d e com puestos orgánicos Nombre los siguientes compuestos. (a) CH3CH2CH2CH2CH3 (b) CH3CHFCH2CH3 (c) CH3CH2C 02H (d) CH3CH2CH(OH)CH2CH3 Planteam iento Primero, determine el tipo de compuesto. Después, cuente el número de átomos de carbono y seleccione la raiz (o pre­ fijo) apropiado a partir de la Tabla 3.7 para formar el nombre. Si el compuesto es un alcohol, cambie el final -o del nom­ bre por -ol; si es un ácido carboxílico, cambie el final -o por -oico. Resolución (a) La estructura es la de un alcano con una cadena de cinco carbonos, por lo que el compuesto es el pentano. (b) La estructura es la de una molécula de fluoroalcano con el átomo de F en el segundo átomo de C de una cadena de cuatro carbonos. El compuesto se denomina 2-fluorobutano. (c) En esta estructura la cadena es de tres átomos de C incluyendo el átomo de carbono final de un grupo carboxílico. El compuesto es al ácido propanoico. (d) La estructura es la de un alcohol con el grupo hidroxilo en el tercer átomo de C de una cadena de cinco carbonos El compuesto se denomina 3-pentanoL Conclusión Al nombrar el compuesto del apartado (b) establecimos que el átomo de F estaba enlazado al segundo átomo de C en una cadena de cuatro carbonos. Hay algo de ambigüedad en esa descripción, porque, como se ilustra a continuación, podemos numerar los átomos de carbono de dos maneras diferentes. H F H H H F H H H---- C----- C ----- C ----- C ----- H H-----C- — C-— C — C - 31 21 11 1I 2| 3| 41 41 H H H H H H H H 2-fluorobutano 3-fluorobutano (correcto) (incorrecto) Por convenio, siempre numeramos los átomos de carbono de forma que a la posición del grupo funcional se le asigna el número más bajo posible. Así, el nombre correcto es 2-fluorobutano. EJEMPLO PRÁCTICO A: Nombre los siguientes compuestos: (a) CH^HÍOHÍCH^ (b) ICH2CH2CH:j; (c) CHjCHíCHjJCHjCOjH; (d) C^CHCH^ EJEMPLO PRÁCTICO B: Nombre las moléculas que corresponden a los siguientes modelos de bolas y barras. (b) > 1 00 Química general E JE M P L O 3 .1 5 Fórm ulas estru ctu rales a p artir d e los nom bres d e los com puestos orgánicos Escriba la fórmula estructural condensada para cada uno de los siguientes compuestos orgánicos: (a) butano, (b) ácido butanoico, (c) 1 -cloropentano, (d) 1 -hexanol. Planteam iento Primero, identifique el número de átomos de carbono en la cadena, y después, si hay un grupo funcional, determine el tipo y posición. Resolución (a) La raiz but- indica una estructura con una cadena de cuatro carbonos y el sufijo -ano indica un alcano. No se indi­ can grupos funcionales, por tanto la fórmula estructural condensada es CH^CH^CHg. (b) La terminación -oico indica que el átomo de carbono final de la cadena de cuatro carbonos es parte de un grupo car- boxílico. La fórmula estructural condensada es CH3(CH2)2COOH. (c) El prefijo doro- indica la sustitución de un átomo de H por un átomo de cloro y el número 1 indica que se encuen­ tra en el primer átomo de C de la cadena carbonada. La palabra raiz pent- significa que la cadena tiene cinco átomos de C. La fórmula estructural condensada es CH^CH^CI-^Cl. (d) El sufijo -ol indica la presencia del grupo hidroxilo en lugar de un átomo de H y el prefijo 1 indica que se encuen­ tra en el primer átomo de C de la cadena. La raiz hex- significa que la cadena carbonada tiene seis átomos de C. La fórmula estructural condensada es CH^CH^CH^OH. Conclusión En resumen, para obtener una fórmula estructural a partir del nombre, descomponga el nombre en sus componentes. Raíz, prefijo y sufijo. Estos tres componentes proporcionan la información sobre la estructura de la molécula. EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba la fórmula estructural condensada de cada uno de los siguientes compuestos orgánicos: (a) pentano, (b) ácido etanoico, (c) 1 -yodooctano, (d) 1 -pentanol. EJEMPLO PRÁCTICO B: Escriba la fórmula de líneas y ángulos para los siguientes compuestos orgánicos: (a) propeno, (b) 1 -heptanol, (c) ácido cloroacético, (d) ácido hexanoico. MasteríngGHEMISTRY w w w .m a s te r in g c h e m is try .c o m Para acced er a un a discusión sob re el uso de la esp ectrom etría de m asas com o p rocedim ien to para establecer las fórm u las m oleculares y estru ctu rales, v ay a al apartado «A tención a ...» (Focus O n, en ingles) del C apítulo 3 titulado «Espectrom etría de m asas: determ inación de fórm ulas m olecu lares y estructurales», en la página w eb de M asteringC hem istry. Resumen 3.1 T ip o s d e c o m p u e sto s q u ím ic o s y sus fó rm u ­ ta una molécula real una fórmula molecular; y si la fórmula las Los dos tipos principales de compuestos químicos son muestra cómo se unen los átomos individuales dentro de las compuestos moleculares y compuestos iónicos. La unidad moléculas, es una fórmula estructural. Las fórmulas estruc­ fundamental de un compuesto molecular es una molécula y turales abreviadas, denominadas fórmulas estructurales con- la de un compuesto iónico es una unidad fórmula. Una uni­ densadas, se usan con frecuencia para moléculas orgánicas. dad fórmula es el agrupamiento más pequeño de iones con También se utilizan con moléculas orgánicas las fórmulas de carga positiva, llamados cationes, y iones con carga negati­ ángulos y líneas en las que se muestran todas las líneas de va, llamados aniones, que es eléctricamente neutro. Una fór­ enlace excepto las que unen los átomos de C e H y en las que mula química es una representación simbólica de un com­ los símbolos C y H se omiten normalmente. Los tamaños y puesto que puede escribirse de varias formas (véase la Figura las posiciones relativas de los átomos en las moléculas pue­ 3.1). Si la fórmula tiene los subíndices enteros más peque­ den representarse por modelos moleculares de bolas y barras ños posibles es una formula empírica; si la fórmula represen­ y modelos compactos. Capítulo 3 Compuestos químicos 101 3 .2 El c o n ce p to d e m ol y lo s co m p u esto s q u ím i­ no; y (2 ) compuestos inorgánicos, un grupo que incluye el res­ cos En esta sección, el concepto de masa atómica se amplía to del los compuestos químicos. El tema de la nomenclatura se a masa molecular, la masa de una molécula de un compuesto extiende en otros contextos a lo largo de todo el texto. molecular, en unidades de masa atómica, y la masa fórmula, la masa de una unidad fórmula de un compuesto iónico, en uni­ 3.6 N om bres y fórm ulas d e los com puestos inorgáni­ cos En esta sección sobre la nomenclatura de los compuestos dades de masa atómica. Asimismo, el concepto de constante de inorgánicos, primero se consideran los nombres y fórmulas de Avogadro y el mol se aplica ahora a los compuestos, especial­ los compuestos binarios, formados por dos elementos. En la mente en aplicaciones cuantitativas que impliquen la masa de Tabla 3 3 se muestran los nombres y símbolos de algunos iones un mol de compuesto, la masa molar M. Para algunos elemen­ sencillos y en la Tabla 3.4 los nombres de algunos compuestos tos podemos distinguir entre un mol de moléculas, por ejem­ binarios moleculares típicos. También se muestran algunos io­ plo P^, y un mol de átomos, es decir, P. nes comunes que contienen dos o más átomos, iones poliató­ 3 .3 C o m p o sició n de los com p u esto s q u ím ico s La micos, y los compuestos iónicos típicos que los contienen (véase composición centesimal de un compuesto puede establecerse la Tabla 3.5). La nomenclatura de los ácidos binarios se rela­ a partir de su fórmula (ecuación 3.1). A la inversa, una fórmula ciona con los nombres de los correspondientes compuestos bi­ química puede deducirse a partir de la composición centesimal narios hidrogenados. Si embargo, la mayoría de los ácidos son determinada experimentalmente. Para los compuestos orgáni­ compuestos ternarios; contienen tres elementos, hidrógeno y cos, esto suele implicar el análisis de los productos de la com­ otros dos nometales. Normalmente, uno de los elementos en bustión (véase la Figura 3.6). Las fórmulas determinadas a par­ los ácidos temarios es el oxígeno, que da lugar al nombre de tir de datos experimentales de la composición centesimal son oxoácidos. Los aniones poliatómicos derivados de los ácidos fórmulas empíricas, las fórmulas más sencillas que pueden es­ oxácidos son oxoaniones. La expresión 3.3 muestra un esque­ cribirse. Las fórmulas moleculares pueden relacionarse con las ma que relaciona los nombres y fórmulas de los oxoaniones y fórmulas empíricas cuando están disponibles las masas mole­ en la Tabla 3.6 se resume la nomenclatura de los oxoácidos y culares determinadas experimentalmente. sus sales. En esta sección también se describen los hidratos, compuestos iónicos que tienen números fijos de moléculas de 3 .4 Estados d e oxidación: Un instrum ento útil para agua asociadas con sus unidades fórmula. d escrib ir los com puestos quím icos El estado de oxida­ ción de un átomo está bastante relacionado, con el número de 3 .7 N om bres y fó rm ulas d e los com puestos o rg án i­ electrones implicados en la formación de un enlace entre ese cos Los compuestos orgánicos se basan en elemento carbo­ átomo y otro átomo. Los estados de oxidación se expresan me­ no. Los hidrocarburos contienen solo carbono e hidrógeno (véa­ diante números asignados de acuerdo a un conjunto de reglas se la Figura 3.9). Las moléculas de los alcanos contienen solo (véase Tabla 32). El concepto de estado de oxidación tiene va­ enlaces sencillos, y los alquenos contienen al menos un doble rios usos, uno de los cuales es ayudar a nombrar los compues­ enlace. Un fenómeno común encontrado en los compuestos or­ tos químicos y a escribir las fórmulas químicas. gánicos es la isomería, la existencia de diferentes compuestos, llamados isómeros, que tiene idénticas fórmulas moleculares 3 .5 N om enclatura d e los com puestos orgánicos e in­ pero diferentes fórmulas estructurales. Los grupos funciona­ orgánicos La nomenclatura, es la asignación de nombres les confieren propiedades características a las moléculas orgá­ a las fórmulas de los compuestos químicos y es una actividad nicas cuando se sustituyen átomos de H de las cadenas de car­ importante en química. El tema se introduce en esta sección y bono o anillos. El grupo hidroxilo —OH está presente en los se aplica en dos amplias categorías: (1 ) compuestos orgánicos, alcoholes (véase la Figura 3.10) y el grupo carboxílico —COOH, que son compuestos formados por carbono e hidrógeno, con en los ácidos carboxílicos (véase la Figura 3.11). frecuencia con otros pocos elementos, como oxígeno y nitróge­ Ejem plo de recapitulación Las moléculas de un ácido dicarboxílico tienen dos grupos carboxilo (— GOOH). Una muestra de 2,250 g de un ácido dicarboxí- lico se quema con exceso de oxígeno y produce 4,548 g de COz y 1,629 g de HjO. En otro experimento, se encontró que la masa molecular del ácido es 174 u. A partir de estos datos, ¿qué se puede deducir sobre la fórmula estructural de este ácido? Planteam iento Nuestro método requiere varias etapas: (1) Utilice los datos del análisis de los productos de la combustión del compuesto para determinar su composición centesimal (como en el Ejemplo 3.6). (2) Determine la fórmula empírica a partir de la composición centesimal (como en el Ejemplo 35). (3) Obtenga la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica y la masa molecular. (4) Determine la forma en que podrían estar unidos en el ácido dicarboxílico los átomos de C, H y O representados en la fórmula molecular. Utilice las masas molares, al menos con una cifra significativa más que en las masas medidas; almacene los resultados intermedios en su calculadora sin redondear. Resolución 1. Determine la composición centesimal. Calcule la masa de H en 1,629 g de HzO 102 Química general y después el porcentaje en masa de H en la muestra de 2,250 g de ácido dicarboxílico, 0,1823 g H % H = —— ----- ----- - X 100% = 8,102% H 2.250 g compd. Calcule también la masa de C en 4,548 g de COz: 1 mol C02 1 mol C 12,011 g C ? g C = 4,548 g CC>2 X ^ 01Q g C Q 2 X T- ^ 5- X = 1,24! g C seguido por el porcentaje en masa del C en la muestra de 2,250 g de ácido dicarboxílico 1,241 g C % C = — —---- ------- X 100% = 55,16% C 2.250 g compd. El porcentaje del O en el compuesto se calcula por diferencia: % O = 100,00% - 55,16% C - 8,102% H = 36,74% O 2 . Obtenga la fórmula empírica a partir de la composición centesimal. Las masas de los elementos en 100,0 g del compuesto son: 55.16 gC 8,102 gH 36,74 gO El número de moles de cada elemento en 100,0 g de compuesto es: 1 mol C 55.16 g C X — — = 4,592 mol C ' 6 12,011 g C 8'102sHxi S i k = 8'038molH 36,74 g O X = 2,296 mol O La fórmula de prueba, basada en estos números es: C 4,593*^8,<X38°2,296 Divida todos lo subíndices por 2,296 y se obtiene: C2H350O Multiplique todos los subíndices por dos para obtener la fórmula empírica: Q H t0 2 y después determine la masa de la fórmula empírica: (4 X 12,0107 u) + (7 X 1,00794 u) + (2 X 15,9994 u) = 87,0972 u 3. Obtenga la fórmula molecular. La masa molecular determinada experimentalmente es 174 u, exactamente dos veces la masa de la fórmula empírica. La fórmula molecular es: c 8h 14o 4 4. Una los átomos de CgH140 4 en una fórmula estructural posible. El ácido dicarboxílico debe contener dos grupos — COOH. Estos gru­ pos contienen dos átomos de C y dos átomos de H y los cuatro átomos de O. El resto de la estructura es C6H12. La forma más sen­ cilla es ordenar los seis — en una cadena de seis carbonos y unir los grupos — COOH en los dos extremos de la cadena. HOOC— CH2(CH2) 4CH2— COOH Sin embargo, hay otras posibilidades con cadenas más cortas y ramificaciones, por ejemplo, CH3 I HOOC—CH2 — C— CH2 — CH2— COOH CH3 Conclusión Hemos encontrado una fórmula estructural posible pero hay otras muchas posibilidades. Por ejemplo, los tres siguientes isóme­ ros tienen una cadena de siete carbonos con un grupo metilo (— CH3) que sustituye a un átomo de H en la cadena. HOOCCHCH3(CH2)4COOH; HOOCCH2CHCH3(CH2)3COOH; HOOC(CH2)2CHCH3(CH2)2COOH Concluyendo, no se puede identificar un isómero concreto con los datos dados. Capítulo 3 Compuestos químicos 103 EJEMPLO PRÁCTICO A: Una muestra de 2,4917 g de un hidrato sólido desconocido se calentó para eliminar toda el agua de hidratación. El sólido resultante pesó 1,8558 g y fue analizado encontrándose que tenía 27,74% Mg, 23,57% P y 48.69% O, en masa. ¿Cuál es la fórmula y el nombre del hidrato sólido desconocido? EJEM PLO PRÁCTICO B: Se analizó un hidrato sólido desconocido y se encontró que tenía 17,15% Cu, 19,14% C1 y 60,45% O, en masa; el resto era hidrógeno. ¿Cuáles son los estados de oxidación del cobre y el cloro en este compuesto? ¿Cuál es el nom­ bre de este compuesto? Mas te t v g c H E M I S T R Y Encontrará más cuestiones en el área de estudio en w w w .m asteringchem istry.com Ejercicios R e p re sen ta ció n d e m o lécu las 1. Indique las fórmulas moleculares para las moléculas cuyos 2. Indique las fórmulas moleculares para las moléculas cuyos modelos de bolas y barras se muestran a continuación. Uti­ modelos de bolas y barras se muestran a continuación. Uti­ lice el esquema de colores de la Figura 3.3. lice el esquema de colores de la Figura 3.3. ■ T* 3. Indique las fórmulas estructurales de las moléculas del Ejercicio 1 (b), (d) y (e). 4. Indique las fórmulas estructurales de las moléculas del Ejercicio 2 (b), (d) y (e). 104 Química general La co n stan te d e A v o g a d ro y el mol 5. Calcule el número total de 10 . Sin hacer cálculos detallados, determine cuál de las siguien­ (a) átomos en una molécula de trinitrotolueno (TNT) tes cantidades tiene el mayor número de átomos de S: CH3C6H2(N02)3. (a) 0,12 mol de azufre sólido, Sg; (b) 0,50 mol de í^O ga­ (b) átomos en 0 ,0 0 1 0 2 mol CH^CH^Cí^OH. seoso; (c) 65 g de S 0 2 gaseoso; (d) 75 mL de tiofeno líqui­ (c) átomos de F en 12,15 mol C2HBrClF3. do, C.H.S (d = 1,064 g/mL). 6 . Determine la masa, en gramos, de 11. Calcule la cantidad en moles de (a) 7,34 mol N20 4. (a) N^34 en una muestra de 115 g. (b) 3,16 X 1Ó24 0 2 moléculas. (b) átomos de N en una muestra de 43,5 g de Mg(N03)2. (c) 18,6 mol CuS0 4 •5 HzO. (c) átomos de N en una muestra de C7H5(N0 2 )3 que tiene (d) 4,18 X 1Ó24 moléculas de Q,H4(OH)2. el mismo número de átomos de O que 12,4 g de C6H120 6. 7. El aminoácido metiónina, que es esencial en la dieta huma­ 12. Calcule la masa, en gramos, de (a) 6,25 X 10_2mol de P4. na tiene la fórmula molecular C5HnN0 2S. Determine (b) 4,03 X10 24 moléculas de ácido esteárico, C 18H 360 2. (a) su masa molecular. (c) una cantidad del aminoácido lisina, Q H ^l^O ^ que (b) el número de moles de átomos de H por mol de metio- contiene 3,03 mol de átomos de N. nina. 13. El contenido de hemoglobina en la sangre es aproximada­ (c) el número de gramos de C por mol de metionina. mente 15,5 g /100 mL de sangre. La masa molar de la he­ (d) el número de átomos de C en 9,07 mol de metionina. moglobina es aproximadamente 64 500 g/mol, y hay cua­ 8 . Calcule el número de moles de Br2 en una muestra forma­ tro átomos de hierro (Fe) en una molécula de hemoglobina. da por (a) 8,08 X ÍO^2 moléculas de Br2. (b) 2,17 X 1024 áto­ ¿Cuántos átomos de Fe hay aproximadamente en los 6 L de mos de Br. (c) 11,3 kg de bromo, (d) 2,65 L de bromo lí­ sangre de un adulto medio? quido (d = 3,10 g/mL). 14. En el fósforo blanco, los átomos de P se unen formando 9. Sin hacer cálculos detallados, explique cuál de las siguien­ moléculas P4 (véase la Figura 3.5). Normalmente se en­ tes cantidades tiene un mayor número de átomos de N: cuentra en forma cilindrica, como la tiza, y su densidad es (a) 50,0 g de NzO. (b) 17,0 g de NH3. (c) 150 mL de 1,823 g/cm3. Determine, para un cilindro de fósforo blan­ piridina líquida, C5H5N (d =0,983 g/mL). (d) 1,0 mol co de 6,50 cm de largo y 1,22 cm de diámetro (a) el número de N2. de moles de P4 (b) el número total de átomos de P. Fó rm ulas q u ím icas 15. Explique cuál o cuales de las siguientes afirmaciones (d) El número de átomos de H es cuatro veces el de áto­ son correctas en relación a la glucosa o azúcar en sangre, mos de O, pero la masa de O es cuatro veces la de H. QH12o6. 17. Para el mineral torbenita, Cu(U0 2)2(P 0 4)2 •8 H20 , deter­ (a) Los porcentajes en masa de C y O son los mismos que mine en el CO. (a) el número total de átomos en una fórmula unidad. (b) La razón de átomos de C, H, y O, es la misma que en (b) la razón, en número, de átomos de H a átomos de O. la dihidroxiacetona, (CH2OH)2CO. (c) la razón, en masa, de Cu a P. (c) Las proporciones en masa, de C y O son iguales. (d) el elemento con mayor porcentaje en masa. (d) El porcentaje en masa más alto es el de H. (e) la masa de mineral que contenga 1,00 g de P. 16. Explique cuál o cuales de las siguientes proposiciones son 18. Para el compuesto G elSíC H ^ C H ^ determine correctas para el ácido ascòrbico, QHgO^ un inhibidor de (a) el número total de átomos en una fórmula unidad. hongos y moho. (b) la razón, en número, de átomos de C a átomos de H. (a) Tiene una relación de masas C:H :0 de 3:4:1. (c) la razón, en masa, de Ge a S. (b) Tiene la misma composición centesimal en masa que la (d) el número de gramos de S en 1 mol de compuesto. acroleína, un herbicida acuático, C3H40 . (e) el número de átomos de C en 33,10 g de compuesto. (c) Tiene la misma fórmula empírica que el aspidinol, C^H^O* una droga utilizada para matar gusanos parásitos. C o m p o sició n cen tesim al d e los co m p u e sto s 19. Determine el porcentaje en masa del H en el hidrocarbu­ 24. Determine el porcentaje en masa de cada uno de los ele­ ro decano, Q qH^. mentos en el fungicida oleato de cobre(ü), Cu(C18H330 2)2. 20. Determine el porcentaje en masa del O en el mineral mala­ 25. Determine el porcentaje en masa del elemento indicado quita, Cu2( 0 H ) £ 0 3. (a) Pb en el tetraetilplomo, Pb(C2H5)4, ampliamente utili­ 21. Determine el porcentaje en masa del H en el hidrocarburo zado en el pasado como aditivo de gasolina para impedir isoctano, C(CH3)3CH2CH(CH3)2. el golpeteo del motor. 22. Determine el porcentaje en masa de H20 en el hidrato (b) Fe en el azul de Prusia, F eJF eíC N )^ un pigmento uti­ Cr(N0 3)3 •9 H20 . lizado en pinturas y tintas de impresión. 23. Determine el porcentaje en masa de cada uno de los elemen­ (c) Mg en la clorofila, QsH^MgN^s, el pigmento verde tos en la quinina, droga contra la malaria, C20H24N 2O2. de las células de las plantas. Capítulo 3 Compuestos químicos 105 26. Los siguientes minerales son piedras preciosas o semipre- 27. Sin hacer cálculos detallados, clasifique los siguientes com­ ciosas. Determine el porcentaje en masa del elemento in­ puestos en orden creciente de porcentaje en masa de Cr, y dicado. justifique su respuesta: CrO, Cr20 3 , CrÓ2, C r03. (a) Zr en el zircón, ZrSi04. 28. Sin hacer cálculos detallados, explique cuál de los siguien­ (b) Be en el berilo (esmeralda), Be3Al2Si60 18. tes compuestos tiene mayor porcentaje en masa de azufre: (c) Fe en el almandino (granate), Fe3Al2SÍ3 0 12. SO2, S2C12/Na2S, Na2S20 3/o CH3CH2SH. (d) S en la lazurita (lapislázuli), Na4SSÍ3Al30 12. Fórmulas químicas a partir de la composición centesimal 29. Dos óxidos de azufre tienen masas moleculares casi idén- 35. Un compuesto formado por carbono e hidrógeno, contiene ticas. Uno de ellos tiene 40,05 por ciento de S. ¿Cuáles son 93,34 por ciento en masa de C y 5,66 por ciento en masa de las fórmulas posibles más sencillas para los dos óxidos? H. Se ha encontrado que la masa molecular del compues­ 30. Un óxido de cromo utilizado en cromados tiene una masa to es 178 u. ¿Cuál es la fórmula molecular? fórmula de 100,0 u y contiene cuatro átomos por unidad 36. El selenio es un elemento utilizado en la fabricación de fórmula. Establezca la fórmula de este compuesto, con un células fotoeléctricas y dispositivos de energía solar, que mínimo de cálculo. forma dos óxidos. Uno de ellos tiene 28,8 por ciento en 31. El dietilénglicol utilizado como anticongelante en avia­ masa de O, y el otro, 37,8 por ciento. ¿Cuáles son las fór­ ción, es un compuesto de carbono, hidrógeno, y oxígeno mulas de estos óxidos? Proponga nombres aceptables para con 45,27 por ciento de C y 9,50 por ciento de H, en masa. ellos. ¿Cuál es su fórmula empírica? 37. El índigo, el colorante azul de los pantalones vaqueros, tie­ 32. El glutamato de monosodio se utiliza para realzar el sabor ne una composición centesimal, en masa, de 73,27 por cien­ de los alimentos, tiene la composición, 13,6 por ciento en to de C, 3,84 por ciento de H, 10,68 por ciento de N y el masa de Na, 35,5 por ciento en masa de C, 4,8 por ciento resto es oxígeno. Su masa molecular es 262,3 u. ¿Cuál es la en masa de H, 8,3 por ciento en masa de N, 37,8 por cien­ fórmula molecular del índigo? to en masa de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del gluta­ 38. La adenina, un componente de los ácidos nucleicos, tiene mato de monosodio? la siguiente composición porcentual: 44,45 por ciento de C, 33. Determine la fórmula empírica de (a) el raticida warfarina, 3,73 por ciento de H, 51,82 por ciento de N. Su masa mole­ que contiene 74,01 por ciento en masa de C, 5,23 por cien­ cular es 135,14 u. ¿Cuál es su fórmula molecular? to en masa de H, y 20,76 por ciento en masa de O; (b) el 39. El elemento X forma el cloruro XC14 que tiene el 75,0 por bactericida sulfametiazol, que contiene 39,98 por ciento en ciento de C1 en masa. ¿Cuál es el elemento X? masa de C, 3,73 por ciento en masa de H, 20,73 por ciento 40. El elemento X forma el compuesto XOC^ que contiene 59,6 en masa de N, 11,84 por ciento en masa de O y 23,72 por por ciento de Cl. ¿Cuál es el elemento X? ciento en masa de S. 41. La clorofila contiene 2,72 por ciento, en masa, de Mg. Su­ 34. Calcule la fórmula empírica de (a) benzo-[aJpireno, un po­ poniendo que hay un átomo de Mg por molécula de cloro­ sible carcinógeno encontrado en el humo de los cigarrillos, fila, ¿cuál es la masa molecular de la clorofila? que contiene 95,21 por ciento en masa de C y 4,79 por cien­ 42. Se sabe que dos compuestos de Cl y X tienen las siguien­ to en masa de H; (b) hexaclorofeno, utilizado en jabones tes masas moleculares y porcentajes de cloro, en masa: bactericidas, que contiene 38,37 por ciento en masa de C, 137 u; 77,5 por ciento de Cl; 208 u; 85,1 por ciento de Cl. 1,49 por ciento en masa de H, 52,28 por ciento en masa de ¿Cuál es el elemento X? ¿Cuál es la fórmula de cada com­ C1 y 7,86 por ciento en masa de O. puesto? Análisis de los productos de la combustión 43. En el análisis de los productos de la combustión de una cohetes. Cuando se quema por completo, una muestra de muestra de 0,1888 g de un hidrocarburo se producen 0,312 g se producen 0,458 g de COj y 0,374 g de l-^O. El 0,6260 g de C 0 2 y 0,1602 g de H20 . Su masa molecular es contenido de nitrógeno de una muestra de 0/486 g se con­ 106 u. Determine: vierte en 0,226 g de N2. ¿Cuál es la fórmula empírica de la (a) la composición centesimal en masa para este hidrocar­ dimetilhidracina? buro. 46. El tiofeno es un disolvente orgánico formado por carbono, (b) su fórmula empírica. hidrógeno, y azufre que produce CO^ H20 y S 0 2 cuando (c) su fórmula molecular. se quema en exceso de oxígeno. Cuando se somete al aná­ 44. El para-cresol {p-cresol) se utiliza como desinfectante y en lisis de los productos de la combustión, una muestra de la fabricación de herbicidas. En el análisis de los produc­ 1,3020 g de tiofeno se producen 2,2724 g de CO^ 0,5575 g tos de la combustión de una muestra de 0,4039 g de este de H20 y 0,9915 g de SOz. ¿Cuál es la fórmula empírica compuesto de carbono, hidrógeno, y oxígeno se produ­ del tiofeno? cen 1,1518 g de C 0 2 y 0,2694 g de H20 . Su masa molecu­ 47. Sin hacer cálculos detallados, explique cuál de los siguientes lar es 108,1 u. Calcule: (a) la composición centesimal en compuestos produce, en la combustión, la mayor masa de masa del p-cresol; (b) su fórmula empírica; (c) su fórmu­ C 0 2 cuando se quema por completo 1,00 mol del compues­ la molecular. to CH 4, Q H 5 O H , C 10Ha, Q H 5O H . 45. La dimetilhidracina es un compuesto formado por carbo­ 48. Sin hacer cálculos detallados, explique cuál de los siguientes no, hidrógeno, y nitrógeno utilizado como combustible de compuestos produce en la combustión, la mayor masa de 106 Química general HjO, cuando se quema 1,00 g del compuesto en exceso de 50. El etilmercaptano líquido, C2H6S, tiene una densidad de oxígeno: CH*, QHjOH, QoHg, OH. 0,84 g/mL. Suponiendo que la combustión de este com­ 49. Una muestra de 1,562 g del alcohol CH3CHOHCH2CH3 se puesto produce solamente C 0 2, HzO y SOz, ¿Qué masa de quema en exceso de oxígeno. ¿Qué masa de C 0 2 y de H20 cada uno de los tres compuestos podría obtenerse en la se podría obtener? combustión de 3,15 mL de etilmercaptano? Estados de oxidación 51. Indique el estado de oxidación del elemento subrayado en 55. El oxígeno, en muchos de sus compuestos tiene un esta­ (a) CH* (b) SF^ (c) N a,02; (d) C ^ C Y ; <e) Fe042'. do de oxidación de —2 pero sin embargo hay excepciones. 52. Indique el estado de oxidación del S en cada uno de ¿Cuál es el estado de oxidación del oxígeno en cada uno los siguientes iones: (a) S 0 32-; (b) S 20 32-; (c) S 20 82-; de los siguientes compuestos? (a) OF2; (b) 0 2F2; (c) CsOz; (d) H S04"; (e) S40 62-. (d) BaOz. 53. El cromo forma tres óxidos principales. Escriba las fórmu­ 56. Los estados de oxidación del hidrógeno y oxígeno en las adecuadas para estos compuestos en los que los estados sus compuestos son normalmente +1 y —2, respectiva­ de oxidación del Cr son: +3, +4 y + 6 respectivamente. mente. Los siguientes casos sirven para recordamos que 54. El nitrógeno forma cinco óxidos en los que su estado de hay excepciones. ¿Cuáles son los estados de oxidación oxidación es: +1, +2, 43, +4, y +5 respectivamente. Escriba de los átomos en cada un de los siguientes compuestos? las fórmulas adecuadas para estos compuestos. (a) MgH^ (b) CsO^ (c) HOF; (d) NaAlH,. Nomenclatura 57. Nombre los compuestos (a) SrO; (b) ZnS; (c) I^CrO^ to de aluminio; (i) tetróxido de dinitrógeno; (j) dicloruro (d) Cs2S 0 4; (e) Cr20 3; (f) Fe2(S 0 4)3; (g) MgCHCO,)* de diazufre. (h) (NH4)2H P04; (i) G M p S O fc (j) CuCOH)^ (k) HNO^ 63. Escriba una fórmula para (a) el cloruro de titanio donde el (1) KCIO^ (m) HBrO^ (n) H3P 0 3. EO del Ti sea 44; (b) el sulfato de hierro donde el EO del 58. Nombre los compuestos (a) Ba(N03)2; (b) HNO^ (c) CrO^ Fe sea 43; (c) un óxido de cloro con C1 en el EO 47; (d) un (d) KIO-j; (e) LiCN; (f) KIO; (g) Fe(O H J; (h) Ca(H2PO oxoanión de azufre en el que el EO aparente del S es 47 y (i) H3P 0 4; (j) NaHSO,; (k) Na2Cr20 7; (1) NH4C2H30 2 ; la carga iónica, 2 -. (m) MgC20 4; (n) Na2C20 4. 64. Escriba una fórmula para (a) un óxido de nitrógeno con 59. Asigne los nombres adecuados a los compuestos (a) CS^ N en el EO 45; (b) un oxoácido de nitrógeno con N en el (b) SiF^ (c) CIF* (d) N2 Os; (e) SF^ (f) I 2 d 6. EO 43; (c) un óxido de carbono en el que el EO aparente 60. Asigne los nombres adecuados a los compuestos (a) IC1; del C es 44/3; (d) un oxoanión que contiene azufre en el (b) CIF3; (c) SF4; (d) BrF5; (e) N.O,; (f) S4N4. que el EO aparente del S es 42,5 y la carga iónica 2—. 61. Escriba las fórmulas de los compuestos (a) sulfato de alu­ 65. Nombre los ácidos: (a) H C102; (b) H ^O ^ (c) H2Se; minio; (b) dicromato de amonio; (c) tetrafluoruro de si­ (d) HNOz. licio; (d) óxido de hierro(III); (e) disulfuro de tricarbono; 66. Proporcione la fórmula de los ácidos: (a) ácido fluorhídrico; (f) nitrato de cobalto(II); (g) nitrito de estroncio; (h) áci­ (b) ácido nítrico; (c) ácido fosforoso; (d) ácido sulfúrico. do bromhídrico; (i) ácido iódico; (j) trifluoruro dicloruro 67. Nombre lo siguientes compuestos y especifique cuáles son de fósforo. fundamentalmente iónicos: (a) OF2; (b) XeF2; (c) CuSO^ 62. Escriba las fórmulas de los compuestos (a) perclorato de (d) (NH4)2HP04. magnesio; (b) acetato de plomo(II); (c) óxido de estaño(IV); 68. Nombre los siguientes compuestos y especifique cuáles son (d) ácido iodhídrico; (e) ácido cloroso; (f) hidrógeno sul- fundamentalmente iónicos: (a) KNO2; (b) BrF^ (c) S ^ l^ fito de sodio; (g) dihidrógeno fosfato de calcio; (h) fosfa- (d) Mg(C10)2; (e) C120 . Hidratos 69. Sin realizar cálculos detallados, indique cuál de los siguien­ 72. El sulfato de sodio anhidro, Na2S 0 4/absorbe vapor de agua tes hidratos tiene el mayor porcentaje en masa de H20 : y se convierte en el deca hidrato, Na2S 0 4*10H20 . ¿Cuánto C uS0 4 •5 HzO, Cr2(S 0 4)3 • 18 HzO, MgCl2 •6 HzO, y aumentará la masa de 24,05 g de Na2S 0 4 anhidro si se con­ LiC2H30 2 •2 H20 . vierte completamente en el decahidrato? 70. Sin realizar cálculos detallados, determine el hidrato de 73. La composición de un cierto hidrato es la siguiente: 20,3 Na2S 0 3 que contiene casi exactamente 50 por ciento en por ciento en masa de Cu, 8,95 por ciento en masa de sili­ masa de H20 . cio, 36,3 por ciento en masa de F, y 34,5 por ciento en masa 71. El C u S0 4 anhidro se puede utilizar para secar líqui­ de H20 . ¿Cuál es la fórmula empírica de este hidrato? dos en los que sea insoluble. El C uS0 4 se convierte en 74. Una muestra de M gS04-x H20 de 8,129 g se calienta hasta CuS0 4*5H20 , que puede filtrarse y separarse del líquido. que pierde totalmente el agua de hidratación. El compues­ ¿Cuál es la masa mínima de CuS04anhidro necesaria para to anhidro resultante, M gS04/pesa 3,967 g. ¿Cuál es la fór­ eliminar 12,6 g de H20 de un depósito de gasolina? mula del hidrato? Capítulo 3 Compuestos químicos 107 Compuestos orgánicos y nomenclatura orgánica 75. ¿Cuál de los siguientes nombres es el más apropiado para 79. Escriba las fórmulas estructurales condensadas para los si­ la molécula que se muestra a continuacón? (a) alcohol butí- guientes compuestos orgánicos: lico; (b) 2 -butanol; (c) 1 -butanol; (d) alcohol isopentílico (a) heptano (b) ácido propanoico H H OH H (c) 2 -metil-l-pentanol (d) fluoroetano 80. Escriba las fórmulas estructurales condensadas para los si­ l i l i H— C— C— C— C— H guientes compuestos orgánicos: (a) octano (b) ácido heptanoico H H H H (c) 3-hexanol (d) 2-clorobutano 81. Indique el nombre, la fórmula estructural condensada y la 76. ¿Cuál de los siguientes nombres es el más apropiado para masa molecular de la molécula cuyo modelo de bolas y ba­ la molécula CH3(CH2)2CDOH? (a) ácido dimetilenacético; rras se muestra a continuación. Utilice el código de colo­ (b) ácido propanoico; (c) ácido butanoico; (d) alcohol oxo- res de la Figura 3.3. butflico. 77. ¿Cuáles de las siguientes estructuras son isómeros? (a) (a) CH3— (pH— CH2— OH c h 2— c h 3 y (b) CH3 — CH— CH2— CH2— OH ch 3 CH. <«* (c) CH3— CH2— CH— CH2— OH (d) c h 3— <j:h— CH2— o — c h 3 ch 3 sj * * V - (e) CH3 — CH— Í H— CH2— CH- CH— CH3 82. Indique el nombre, la fórmula estructural condensada y la H, OH masa molecular de la molécula cuyo modelo de bolas y ba­ rras se muestra a continuación. Utilice el código de colo­ 78. ¿Cuáles de las siguientes estructuras son isómeros? res de la Figura 3.3. CH3 — CH— CH2 — C1 CH2— CH3 (1>) CH3— CH— CH2 — CH3 CH2C1 (c* C H 3— CH — C H C 1C H 3 ch 3 (d) C H 3— ( jH — C H 2— (p H — C H 3 CH, C1 Ejercicios avanzados y de recapitulación 83. La fórmula empírica del mineral espodumena es LiAlS^O^ 85. Un tipo de carne contiene 0,10 por ciento en masa de ben­ Sabiendo que el porcentaje de átomos de litio-6 en el litio zoato de sodio, C6H5COONa. ¿Cuántos mg de Na ingiere que se encuentra en la naturaleza es 7/40 por ciento, ¿cuán­ una persona al comer 2,52 oz de esta carne? tos átomos de litio-6 hay en una muestra de 518 g de es­ 8 6 . Las fuentes naturales importantes de compuestos de podumena? boro son los minerales kemita, Na2B407 •4 H20 y bórax 84. Un cierto tipo de bronce contiene Cu, Sn, Pb y Zn. Una Na2B40 7 •10 HzO ¿Cuánta masa adicional de mineral debe muestra de 1,1713 g se ataca de forma que el Sn se convier­ procesarse por kilo de boro obtenido si el mineral es bórax te en 0,245 g de SnO^ el Pb en 0,115 g de PbS0 4 y el Zn en en lugar de kemita? 0,246 g de Zn^Oy. ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada 87. Para depositar exactamente 1 mol de Ag a partir de una di­ uno de los elementos en la muestra? solución acuosa de Ag+, se necesita una cantidad de elec­ 108 Química general tricidad conocida como un faraday (F). El depósito elec­ vaso de 225 mL de agua? (b) Si pudiera aislarse el CHClg trolítico requiere que cada ion Ag+ gane un electrón y se del apartado (a), ¿sería detectable esta cantidad en una convierta en un átomo de Ag. Utilice las constantes físicas balanza analítica común que mide masas con una preci­ apropiadas que se encuentran en la contraportada poste­ sión de ± 0 0 0 0 1 g? rior y obtenga un valor preciso de la constante de Avoga- 98. Una muestra de un compuesto M S0 4 que pesa 0,1131 g, dro, Na . reacciona con cloruro de bario produciendo 0,2193 g de 88 . El análisis de un compuesto dio 26,58 por ciento de K y BaS04. ¿Cuál debe ser la masa atómica del metal M? [Su- 35,45 por ciento de Cr, en masa, y el resto era oxígeno. gerencia: todo el S 0 42- procedente del M S04aparece como ¿Cuál es el estado de oxidación del cromo en ese compues­ BaSO J to? ¿Cuál es el nombre de este compuesto? 99. El metal M forma el sulfato M 2(S 04)3. Una muestra de 89. ¿Es posible tener una muetra de S8 que pese 1,00 X 10"23 0,738 g de este sulfato se transforma en 1,511 g de BaS04. g? ¿Cuál es la masa más pequeña posible que puede te­ ¿Cuál es la masa atómica de M?. [Sugerencia: véase el Ejer­ ner una muestra de S8? Exprese la respuesta de la segun­ cicio 98.] da cuestión en las unidades apropiadas SI, de forma que 10 0 . Una muestra de 0,622 g de un óxido metálico cuya fórmu­ su valor numérico sea mayor de 1. (Véase la Tabla 1.2 con la es Jv^O^se transforma en 0,685 g del sulfuro, MS. ¿Cuál una lista de prefijos SI). es la masa atómica del metal M? 90. ¿Cuál es la fórmula molecular de un hidrocarburo que con­ 101. El MgCl2 es una impureza frecuente de la sal de mesa, tiene n átomos de carbono y solo un doble enlace? ¿Podría NaCl, responsable del apelmazamiento de la sal. Una este hidrocaburo producir mayor masa de HjO que COz muestra de 0,5200 g de sal de mesa contiene 61,10 por cuando se quema en exceso de oxígeno? ciento en masa de Cl. ¿Cuál es el porcentaje de MgCl2 91. Una mezcla de hidrocarburos está formada por 60,0 por en la muestra? ¿Por qué es tan baja la precisión en este ciento en masa de CjH 8 y 40,0 por ciento de CxHy. Cuan­ cálculo? do se queman 10,0 g de esta mezcla, se obtienen 29,0 g de 102. Cuando 2,750 g del óxido de plomo Pb30 4 se calientan COz y 18,8 g de H2Ó, como únicos productos. ¿Cuál es la suficientemente, se descomponen produciendo 0,0640 g fórmula del hidrocarburo desconocido? de oxígeno gas y 2,6 8 6 g de un segundo óxido de plomo. 92. Se queman 0,732 g de una mezcla de metano, CH4, y eta- ¿Cuál es la fórmula empírica de este segundo óxido? no, C2H6, obteniéndose 2,064 g de C 0 2. ¿Cuál es la com­ 103. Una muestra de 1,013 g de Z nS0 4*xH20 se disolvió en posición porcentual de esta mezcla (a) en masa; (b) en agua y el ion sulfato se precipitó como BaS04. La masa moles? de BaSO^ puro y seco, obtenido fue 0,8223 g. ¿Cuál es la 93. la densidad de una mezcla de H2S 0 4 y agua es 1,78 g/mL. fórmula del hidrato de sulfato de cinc? Se determina la composicion centesimal de la mezcla con­ 104. En una muestra de 1,552 g del compuesto iónico MI, se virtiendo el H2S 0 4 a (NH4)2 S 0 4. Si 32,0 mL de la mezcla dimina el ion yoduro por precipitación. El precipitado dan 65,2 g de (NH4)2S 0 4/¿cuál es la composición centesi­ contiene 1,186 g de I, ¿cuál es el elemento M? mal de la mezcla? 105. Un oxoácido de fórmula HxEyOz tiene una masa fórmula 94. Toda la plata de una muestra de 26,39 g de plata impura de 178 u, tiene 13 átomos en su unidad fórmula, contiene se convierte en cloruro de plata. Si se obtienen 31,56 g de 34,80 por ciento en masa del elemento E y el número de cloruro de plata, ¿cuál es el porcentaje de plata en masa, átomos de E supone el 15,38 por ciento. ¿Cuál es el ele­ en la muestra? mento E y cuál es la fórmula de este oxoácido? 95. En el año 2000, el libro Ginness de los records del mundo lla­ 106. El insecticida dieldrina contiene carbono, hidrógeno, mó al etil mercaptano, QHéS, la sustancia con peor olor oxígeno y cloro. Se quemó en exceso de oxígeno una conocida. Una persona media puede detectar su presen­ muestra de 1,510 g y produjo 2,094 g de COz y 0,286 g cia en el aire con niveles tan bajos como 9 X10 -4 /imol/m3. de H20 . La masa molecular del compuesto es 381 u y el Exprese el límite de detección del etilmercaptano en par­ número de átomos de cloro es la mitad de los átomos tes por mil millones (ppb). (Nota: 1 ppb de C¿H6S significa de carbono. ¿Cuál es la fórmula molecular de la diel­ que hay 1 g de C2H6S por mil millones de gramos de aire). drina? La densidad del aire es aproximadamente 1,2 g/L a tem­ 107. Una muestra completamente seca de 1,271 g de Na2S 0 4 se peratura ambiente. expone a la atmósfera y su masa aumenta 0,387 g. ¿Cuál 96. El aire seco es fundamentalmente una mezcla de las si­ es el porcentaje, en masa, de Na2S 0 4 10H20 en la mezcla guientes moléculas: N2, Oz, Ar y COz. Su composicion en resultante de Na2S 0 4 anhidro y decahidrato? porcentaje en moles es, 78,08 por ciento de N^ 20,95 por 108. Para calcular la masa atómica del Bi, se transforma el com­ ciento de Oz, 0,93 por ciento de Ar y 0,04 por ciento de puesto Bi(C6H5)3 en B ^ . Si 5,610 g de B i ^ H ^ produ­ C 0 2. (a) ¿Cuál es la masa, en gramos, de una muestra cen 2,969 g de B^O^ ¿cuál es la masa atómica del Bi? de aire que contiene exactamente un mol de estas espe­ 109. Un trozo de pan de oro, Au, que mide 0,25 mm X 15 mm cies? (b) El aire seco también contiene otras especies en X 15 mm se trata con flúor gas. El tratamiento convierte cantidades mucho menores. Por ejemplo, el porcentaje todo el oro en 1,400 g de fluoruro de oro. ¿Cuál es la fór­ molar del criptón, Kr, es aproximadamente 1,14 X 10-4. mula y el nombre del fluoruro? La densidad del oro es Dado que la densidad del aire seco es aproximadamen­ 19,3 g/cm3. te 1,2 g/L a temperatura ambiente, ¿qué masa de criptón 110. En un experimento, se hacen reaccionar 244 mL de clo­ podría obtenerse a partir de exactamente 1 metro cúbico ro gas, (Cl2, d = 2,898 g /L) con yodo, para dar 1,553 g de de aire seco? un compuesto binario. En otro experimento, se encuen­ 97. Se encontró que el agua de abastecimiento contenía lpar- tra que la masa molar del compuesto es aproximadamen­ te por mil millones (ppb) en masa de cloroformo, CHC13. te 467 g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de este com­ (a) ¿Cuántas moléculas de CHC13 estarían presentes en un puesto? Capítulo 3 Compuestos químicos 109 Problemas de seminario 111. Todos los fertilizantes genéricos contienen los elementos 113. Algunas sustancias poco solubles en agua se dispersan en indispensables nitrógeno, fósforo, y potasio, y suelen lle­ la superficie del agua formando una película denominada var números en la etiqueta como «5-10-5». Estos números monocapa porque tiene el espesor de una molécula. Una representan los porcentajes de N, P2Os y KjO, respectiva­ aplicación de este fenómeno es el recubrimiento de los es­ mente. El N se encuentra en forma de un compuesto ni­ tanques para reducir la pérdida de agua por evaporación. trogenado como (NH^SO*, NT^NO^ o COÍNH^ (urea). El ácido esteárico forma una monocapa en el agua; sus El P generalmente se encuentra como fosfato y el K como moléculas se ordenan en la superficie en contacto unas con KC1. Las expresiones «porcentaje de P2Os» y «porcenta­ otras, como lápices bien empaquetados de pie en un vaso. je de KzO» se utilizaron en el siglo diecinueve, antes de El modelo que se indica a continuación representa una conocer completamente la naturaleza de los compuestos molécula de ácido esteárico individual en la monocapa. químicos. Para convertir el porcentaje de P2C^ en porcen­ (a) ¿Cuántos metros cuadrados de superficie de agua taje de P y el porcentaje de 1^0 en porcentaje de K, debe­ quedarían cubiertos por una monocapa formada por 10,0 mos utilizar los factores 2 mol P/mol P20 5 y 2 mol K/mol g de ácido esteárico? 1^ 0 , junto con las masas molares. [Sugerencia: ¿cuál es la formula del ácido esteárico?] (a) ¿Cuál es la composición centesimal de N, P y K en el (b) Si el ácido esteárico tienen una densidad 0,85 g/cm3, fertilizante «5-10-5» con precisión de tres cifras significa­ estime la longitud, en nanómetros, de una molécula de tivas? ácido esteárico. (b) ¿Cuál es el porcentaje de P2Os en los siguien­ [Sugerencia: ¿cuál es el espesor de la monocapa descrita tes compuestos que son fertilizantes de uso habitual? en la parte (a)?] (i) C a ^ P O ,),; (ii) (NH4)2HP04. (c) Se prepara una disolución muy diluida de ácido oléi- (c) ¿De forma similar al fertilizante «5-10-5» descrito an­ co en pentano líquido de la siguiente manera: teriormente, ¿cómo describiría un fertilizante en el que la 1,00 mL ácido oléico + 9,00 mL pentano —* disolución (1); razón de masas de (NH^HPC^ a KC1 es 5.00:1.00? 1.00 mL disolución (1) + 9,00 mL pentano —* disolución (2); (d) ¿Puede prepararse un fertilizante «5-10-5» en el que 1.00 mL disolución (2) + 9,00 mL pentano —►disolución (3); (NH4)2HP0 4 y KC1 sean los únicos componentes con o sin 1.00 mL disolución (3) + 9,00 mL pentano —>disolución (4). aditivos inertes no fertilizantes? Si es así, ¿cuáles serían las proporciones de los constituyentes de la mezcla fertilizan­ Una muestra de 0,10 mL de disolución (4) se dispersa en te? Si no puede prepararse este fertilizante, ¿por qué no? una monocapa en agua. El área cubierta por la monoca­ 112. Cuando se calienta un hidrato de sulfato de cobre(ü) su­ pa es 85 cm . Suponga que las moléculas de ácido oléico fre una serie de cambios que se muestran en la fotogra­ se ordenan de la misma forma que la descrita para el áci­ fía: (a) es el sulfato de cobre(ü) original, completamente do esteárico y que el área de la sección eficaz de la mo­ hidratado; (b) es el producto que se obtiene al calentar el lécula es 4,6 X 10-15 cm2. La densidad del ácido oléico es hidrato original a 140 °C; (c) es el producto que se obtie­ 0,895 g/mL. Utilice estos datos para obtener el valor ne cuando se calienta hasta 400 °C; (d) es el producto ob­ aproximado del número de Avogadro. tenido a 1000 °C. 0,22 nm 2 * m i Y * Una muestra de CuS0 4 •xH 20 de 2,574 g se calienta a 140 °C, se enfría y se pesa de nuevo. El producto sólido resultante se calienta a 400 °C, se enfría y se pesa. Final­ * mente este sólido se calienta a 1000 °C, se enfría y se pesa % por última vez. » * Muestra original 2,574 g A Después de calentar a 140 °C 1,833 g * » 9 Después de recalentar a 400 °C 1,647 g Después de recalentar a 1000 °C 0,812 g 9 * (a) Suponiendo que toda el agua de hidratación se elimi­ •d na a 400 °C, ¿cuál es la fórmula del hidrato original? (b) ¿Cuál es la fórmula del hidrato obtenido cuando el hi­ p C •V * drato original se calienta sólo hasta 140 °C? (c) El residuo negro que se obtienen a 1000 °C es un óxi­ • • do de cobre. ¿Cuál es su composición porcentual y fórmu­ «r* * la empírica? Ácido esteárico Ácido oléico 110 Química general Ejercicios de autoevaluación 114. Defina o explique con sus propias palabras los siguientes 123. El estado de oxidación del I en el ion H4I0 6 es (a) —1; términos o símbolos: (a) unidad fórmula; (b) (c) com­ (b) +1; (c) +7; (d) +8 . puesto molecular; (d) compuesto binario; (e) hidrato. 124. La fórmula del clorito de calcio es (a) CaClO^ (b) CaCClO^ 115. Describa brevemente cada una de las siguientes ideas o (c) CaClO-j; (d) Ca(C104)2. métodos: (a) mol de un compuesto; (b) fórmula estructu­ 125. Una fórmula unidad del compuesto [Cu(NH3)4]S0 4 tiene ral; (c) estado de oxidación; (d) determinación del carbo- casi la misma masa que (a) S y O; (b) N y O; (c) H y N; no-hidrógeno-oxígeno por análisis de los productos de la (d) Cu y O. combustión. 126. Un isómero del compuesto CH 3CH2CHOHCH 3 es 116. Explique las diferencias importantes entre cada par de (a) C4H 10O; (b) CH3CHOHCH2CH3; (c) CH^CH^OH; términos: (a) masa molecular y masa molar; (b) fórmu­ (d) CHjO^OCH^Hg. la empírica y molecular; (c) nombre sistemático y vulgar; 127. Un hidrato de Na2SOj contiene casi exactamente el 50 por (d) grupo funcional hidroxilo y carboxüico. ciento de H2Oen masa. ¿Cuál es la fórmula de este hidrato? 117. Explique el significado de cada uno de los siguientes tér­ 128. La malaquita es un mineral de Cu cuya fórmula es minos y aplíquelos al elemento nitrógeno: (a) masa ató­ CuC0 3 •Cu(OH)2. (a) ¿Cuál es el porcentaje en masa del mica; (b) masa molecular; (c) masa molar. cobre en la malaquita? (b) Cuando la malaquita se calien­ 118. ¿Cuál es la respuesta correcta? Un mol de bromo líquido, ta suficientemente, se desprenden dióxido de carbono y Br2 (a) tiene una masa de 79,9 g; (b) contiene 6,022 X 1023 agua obteniéndose óxido de cobre(II) como único produc­ átomos de Br; (c) contiene el mismo número de átomos to. ¿Cuál es la masa de óxido de cobre(ü) que se produce que 12,01 g de H20 ; (d) tiene el doble de masa que 0,500 por kilo de malaquita? mol de CI2 gas. 129. El acetaminofeno es un analgésico y antipirético que tie­ 119. Tres de las siguientes fórmulas podrían ser empíricas o ne una masa molecular de 151,2 u y una composición cen­ moleculares. La fórmula que debe ser molecular es (a) NzO; tesimal en masa de 63,56 por ciento de C, 6,00 por ciento (b) NjH*; (c) NaCl; (d) NH3. de H, 9,27 por ciento de N y 21,17 por ciento de O. ¿Cuál 120. El compuesto CyHyNOj contiene: (a) 17 átomos por mol, es la fórmula molecular del acetaminofeno? (b) Porcentajes iguales en masa de C y H; (c) el porcenta­ 130. El ibuprofeno es un compuesto utilizado como analgé­ je en masa del O aproximadamente igual al doble que el sico. Cuando se quema una muestra de 2,174 g en exce­ del N; (d) el porcentaje en masa del N aproximadamente so de oxígeno, se forman 6,029 g de C 0 2 y 1,709 gde HzO igual al doble que el del H. como únicos productos, (a) ¿Cuál es la composición cen­ 121. El número mayor de átomos de N se encuentra en (a) 50,0 tesimal del ibuprofeno? (b) ¿Cuál es la fórmula empírica g N = O; (b) 17,0 g NH3; (c) 150 mL de piridina liquida, del ibuprofeno? C5H5N (d = 0,983 g/mL); (d) 1,0 mol N2. 131. En el Apéndice E se describe una útil ayuda para el estu­ 122. El compuesto XF3 tiene el 65 por ciento en masa de F. dio denominada mapas conceptuales. Mediante éste mé­ La masa atómica de X debe ser (a) 8 u; (b) 11 u; (c) 31 u; todo, construya un mapa conceptual que ilustre los dife­ (d) 35 u. rentes conceptos de las Secciones 3.2 y 3.3 Las reacciones químicas C O N TEN ID O 4.1 Las reacciones químicas y la ecuación química 4.2 La ecuación química y la estequiometría 4.3 Las reacciones químicas en disolución 4.4 Determinación del reactivo limitante 4.5 Otros aspectos prácticos de la estequiometría de la reacción Despegue del transbordador espacial Discovery para la misión STS-Ó. Las reacciones de combus­ tión del combustible sólido de los cohetes proporcionan el empuje para levantar el transbordador del suelo. En este capítulo se muestra como formular y ajustar las ecuaciones químicas de muchas reacciones químicas, entre ellas las reacciones de combustión. odos sabemos que el hierro se oxida y que el gas natural se quema. Estos T procesos son reacciones químicas. Las reacciones químicas constituyen el interés prioritario, no solo de este capítulo, sino de toda la química. En este capítulo estableceremos relaciones numéricas cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química; relaciones que constituyen la estequio­ metría de la reacción. Como muchas de las reacciones químicas tienen lugar en disolución, consideraremos también la estequiometría en disolución e introducire­ mos un método para describir la composición de una disolución que se deno­ mina molaridad de la disolución. Al describir las reacciones químicas, se suele adoptar un punto de vista mi­ croscópico y enfocado en las partículas, átomos, iones o moléculas, de las sus­ tancias. Pero en química, también se estudian las reacciones en términos ma­ croscópicos, porque en el laboratorio se manejan cantidades de las sustancias, gramos o litros, que se pueden medir fácilmente. En gran medida, la estequio­ metría de la reacción nos suministra las relaciones que necesitamos para reía- 111 112 Química general donar cantidades macroscópicas de sustandas con el punto de vista microscópico de las reacdones. Para algunos, la estequiometría no es mas que la ley de conservadón de la masa, pero no nos equivoquemos, la estequiometría es importante. Los químicos la utilizan de for­ ma rutinaria para planificar experimentos, analizar sus resultados y hacer predicdones; todo ello contribuye a hacer nuevos descubrimientos y hacer crecer nuestro conodmien- to del mundo microscópico de átomos, moléculas e iones. En este capítulo aprenderemos primero a representar las reacdones químicas median­ te ecuadones químicas y después utilizaremos estas ecuadones junto a conceptos de ca­ pítulos anteriores, para establecer reladones numéricas cuantitativas entre los reactivos y los productos de la reacdón. A lo largo del capítulo discutiremos aspectos nuevos de la tesoludón de problemas y más aplicadones del concepto de mol. 4.1 Las reacciones químicas y la ecuación química Una reacdón química es un proceso en el que un conjunto de sustandas llamadas reac­ tivos se transforman en un nuevo conjunto de sustandas llamadas productos. En otras palabras, una reacdón química es el proceso mediante el cual tiene lugar una transforma- dón química. En muchos casos no sucede nada cuando se mezclan las sustandas; cada una de ellas mantiene su composidón original y sus propiedades. Se necesita una eviden- da experimental antes de afirmar que ha tenido lugar una reacdón. Esta evidenda pue­ de ser un cambio en las propiedades físicas como • un cambio de color (Figura 4.1); • la formadón de un sólido (predpitado) en el seno de una disoludón transparen­ te (Figura 4.1); • el desprendimiento de un gas (Figura 4.2a); • el desprendimiento o absordón de calor (Figura 4.2b). ▲ RGURA 4.1 Precipitación del cromato de plata Aunque estos signos indican que ha habido una reacdón química, la condusión de­ Cuando se mezclan disoluciones finitiva aún requiere un detallado análisis químico de la mezcla reactiva para identificar acuosas de nitrato de plata y de todas las sustandas presentes. Además, un análisis químico puede detectar la presenda cromato de potasio se observa la de una reacdón química induso en ausenda de signos físicos evidentes. desaparición del color amarillo, característico del ion cromato, y la De la misma manera que hay símbolos para los elementos y fórmulas para los com­ aparición del cromato de plata puestos, hay una notadón simbólica o abreviada para representar una reacdón quími­ sólido, de color marrón rojizo, ca, la ecuación química. En una ecuadón química, las fórmulas de los reactivos se es­ ambas son evidencias de tipo físico criben en el lado izquierdo de la ecuadón y las fórmulas de los productos se escriben en de una reacción. el lado derecho. Los dos lados de la ecuadón se conectan mediante una flecha (----- ►). Se dice que los reactivos dan lugar a los productos. Considérese la reacdón entre los ga- ► RGURA 4.2 Evidencias de una reacción química (a) Desprendimiento de un gas: cuando una moneda de cobre reacciona con ácido nítrico, se desprende el gas N 0 2 de color marrón rojizo, (b) Desprendimiento de calón cuando se inflama la malla de hierro (lana de acero) en atmósfera de oxígeno, el desprendimiento d e c a lo ry la luz son evidencias de tipo físico de una reacción. , . _. (a) (b) Capítulo 4 Las reacciones químicas 113 ses incoloros monóxido de nitrógeno y oxígeno para formar el gas de color marrón ro­ ■<Algunos productos reaccionan, de forma parcial o completa, jizo, dióxido de nitrógeno, reacción que interviene en el proceso de fabricación del áci­ volviéndose a formar los reactivos do nítrico. originales. Estas reacciones se llaman reacciones reversibles y se monóxido de nitrógeno + oxígeno-----* dióxido de nitrógeno representan mediante una doble flecha (^ = *). En este capitulo Para completar la representación de esta reacción hay que hacer dos cosas: supondremos que todas las reacciones en sentido opuesto son despreciables y que las reacciones 1 . Sustituya los nombres por fórmulas químicas y obtendrá la siguiente expresión: transcurren solo en sentido directo. Las reacciones reversibles se n o + o 2 -----» n o 2 discutirán en el Capítulo 15. En esta expresión hay tres átomos O en el lado izquierdo (uno en la molécula NO y dos en la molécula O 2). En el lado derecho hay solamente dos átomos O (en la mo­ lécula N 0 2). Como los átomos ni se crean ni se destruyen en una reacción química, esta expresión debe ser ajustada. 2. Iguale el número de átomos de cada clase, en ambos lados de la expresión y se ob­ tendrá una ecuación química ajustada*. En esta etapa, colocamos el coeficiente 2 < La reacción del NO con 0 2 es delante de las fórmulas de NO y N 0 2. Esto significa que se consumen dos molé­ de interés medioambiental. Los motores de los automóviles —y culas de NO y se producen dos moléculas de N 0 2 por cada molécula de 0 2 que se todos los motores de combustión— consume. En la ecuación ajustada hay dos átomos de N y cuatro átomos de O, en producen NO. El catalizador reduce cada lado. En una ecuación ajustada, el número total de átomos de cada elemento la cantidad de NO que sale por el tubo de escape. Una vez en la es el mismo en ambos lados. Esto puede comprobarse tanto en la ecuación simbó­ atmósfera, el NO se convierte en lica como en la representación molecular de la reacción. NOg, de color pardo, mediante la reacción de esta página. Por esta 2 NO + 0 2 2 N 02 razón, la atmósfera de muchas ciudades tiene un tinte marrón. Los coeficientes necesarios para ajustar una ecuación química se denominan coefi­ cientes estequiométricos. Estos coeficientes son esenciales a la hora de calcular las canti­ dades de reactivos utilizados o de productos formados en una reacción química. Al ajus­ tar una ecuación química se debe tener siempre presente que... Solo puede ajustarse una ecuación química, modificando los coeficientes de las fórmulas. El método de ajustar ecuaciones anterior se denomina ajuste por tanteo. El ajuste por tanteo significa ajustar los coeficientes estequiométricos probando valores hasta que se consigue el ajuste. Aunque en general los elementos se pueden ajustar en cualquier or­ den, el ajuste de ecuaciones no debe ser un asunto de puntería o de suerte. Veamos algu­ nas estrategias útiles para ajustar ecuaciones: • Si un elemento aparece solamente en un compuesto en cada lado de la reacción, in­ tente ajustar este elemento en primer lugar. • cuando uno de los reactivos o productos aparece como elemento libre, ajústelo en último lugar. • en algunas reacciones hay grupos de átomos (por ejemplo iones poliatómicos) que no se modifican. En estos casos, ajuste los grupos como si se tratase de una unidad. *Una ecuación, ya sea matemática o química, debe tener iguales sus lados izquierdo y derecho. No se debería llamar ecuación a una expresión hasta que no haya sido ajustada. El término ecuación química significa automá­ ticamente que se ha ajustado. Aunque no es necesario, se suele utilizar el término ajustada para referirse a una ecuación química. 114 Química general ► En los Capítulos 7 y 19 aparecen • se pueden utilizar números fraccionarios o enteros como coeficientes. A veces una unos pocos ejemplos que requieren coeficientes fraccionarios. ecuación se ajusta más fácilmente si se utilizan uno o más coeficientes fraccionarios y, a continuación, si se desea, se pueden eliminar las fracciones multiplicando todos los coeficientes por el denominador común. En este capítulo, debe concentrarse en aprender a escribir las fórm ulas de los reactivos y productos de una reacción y ajustarla. Una tercera tarea que se abor­ RECU ERD E dará en capítulos posteriores es la de predecir los productos que deberían form ar­ que las estrategias anteriores se cuando ponemos juntos determ inados reactivos en condiciones adecuadas. Inclu­ funcionan bien para so ahora, basándonos en lo que hem os aprendido en el capítulo anterior, podemos reacciones simples. Sin predecir los productos de una reacción de combustión. La com bustión de los hidro­ embargo, hay reacciones que carburos y de los com puestos form ados por carbono, hidrógeno y oxígeno en pre­ requieren métodos sencia de abundante g as oxígeno da como únicos productos dióxido de carbono sistemáticos, porque no se gaseoso y agua. Si el compuesto contiene además azufre, también se produce dióxi­ pueden ajustar por tanteo. Se estudiarán en el Capítulo 5. do de azufre. Los Ejem plos 4.1 y 4.2 ilustran estas ideas y una estrategia para ajus­ tar estas ecuaciones. EJEM PLO 4.1 Ajuste de una ecuación El amoníaco y el oxígeno pueden reaccionar de varias maneras, una de ellas es la que se da a continuación. Ajuste la ecuación de esta reacción. n h 3 + o 2 -----»-n2 + h 2o Planteamiento Ajustamos los coeficientes del NH^ 0 2, N2 y F^O para igualar el número de átomos de cada tipo a ambos lados de la ecuación. Hay tres clases de átomos: N, H y O. La ecuación química estará ajustada cuando se ajusten los tres tipos de átomos. Resolución A la izquierda hay un átomo de N en el NH3 y a la derecha hay dos átomos de N en el N2. Se necesita un coeficiente 2 delante del NH3. 2 NH3 + 0 2 -----►N2 + H20 Ahora hay seis átomos H a la izquierda (en 2 NH3) y solo dos a la derecha (en H20). Se necesita el coeficiente 3 delan­ te de H ^ . 2NH 3 + 0 2 -----►N2 + 3 H20 En este momento, hay dos átomos de O a la izquierda (en 0 2) y tres átomos de O a la derecha (en 3 H 20 ). Se pueden te­ ner tres átomos de O a la izquierda poniendo el coeficiente 3/2 delante del 0 2. 2 NH 3 + 3/2 Oz-----►N2 + 3 H20 (ajustada) Para escribir una ecuación con todos los coeficientes enteros, multiplicamos los coeficientes por 2. 4NH 3 + 3 0 2 -----*2 N 2 + 6 H 20 (ajustada) Conclusión Obsérvese que la ecuación final anterior está ajustada, con cuatro átomos de N, doce de H, y seis de O, a cada lado. EJEMPLO PRÁCTICO A: Ajuste las siguientes ecuaciones. (a) H3P 0 4 + C aO -----►Ca3(P0 4)2 + H20 (b) Q H s+ O z-----»C 0 2 + H20 EJEMPLO PRÁCTICO B: Ajuste las siguientes ecuaciones. (a) NH3 + 0 2 -----►N 0 2 + H20 (b) Np 2 +NH 3 ----->N2 + H20 Capítulo 4 Las reacciones químicas 115 EJEM PLO 4.2 Escritura y ajuste de una ecuación: la combustión de un compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno El trietilenglicol líquido, se utiliza como disolvente y reactivo para obtener los ^ ® ^ plásticos de polivinilo y el poliuretano. Escriba una ecuación ajustada para su combustión completa. A la derecha se muestra un modelo molecular de bolas y ^ 'O barras. Trietilenglicol Planteamiento Deduciremos la fórmula a partir del modelo molecular (véase el código de colores en la contraportada trasera). Hay 6 átomos de C (bolas negras), 4 de O (rojas) y 14 de H. La fórmula es Q H 140 4. Cuando un compuesto de carbono, oxíge­ no e hidrógeno se quema es exceso de O^ los productos son C 0 2 y H20 . Resolución Una vez identificados los reactivos y productos, escribimos la ecuación química, todavía sin ajustar. A continuación se ajusta la ecuación para cada tipo de átomos. Expresión de partida: Q H 140 4 + 0 2 -----* C 0 2 + H20 Ajuste de C. Q H 140 4 + 0 2 ----->6 C 0 2 + H20 Ajuste de H: C^H140 4 + 0 2 ----->6 C 0 2 + 7 H20 En este momento, el lado derecho de la expresión tiene 19 átomos de O (12 en seis moléculas de C 0 2 y 7 en siete mo­ léculas de H20 ) y solo 4 átomos de O a la izquierda (en el Q H 140 4). Para tener 15 átomos de O más, a la izquierda, se requiere un coeficiente fraccionario 15/2 para el 0 2. 15 Ajuste de O: Q H 140 4 + — 0 2 -----* 6 C 0 2 + 7 H20 (ajustada) Pára eliminar el coeficiente fraccionario se multiplican todos los coeficientes por 2: 2 C6H140 4 + 15 0 2 -----* 12 C 0 2 + 14 H20 (ajustada) Conclusión Para comprobar que la ecuación está ajustada, contamos el número de átomos de C, H '" S B y O en cada lado de la ecuación. ^ Izquierda: (2 X 6 ) = 12 C; (2 X 14) = 28 H; [(2 X 4) + (15 X 2)] = 38 O Derecha: (12 X 1) = 12 C; (14 X 2) = 28 H; [(12 X 2) + (14 X 1)] = 38 O Ü L • O EJEMPLO PRÁCTICO A: Escriba una ecuación ajustada para representar la reacción del sulfuro de mercurio(II) y el óxido de calcio para producir sulfuro de calcio, sulfato de calcio y mercurio metálico. Jl EJEMPLO PRÁCTICO B: Escriba una ecuación ajustada para la combustión del ácido tio- salicílico, C7H60 2 S, utilizado en la producción de tintes de índigo. Véase a la derecha, el modelo de bolas y barras de QHfiO^. Áddo tiosalicílico Estados de la materia El amoníaco (Ejemplo 4.1) es un gas a 25 °C, pero el trietilenglicol (Ejemplo 4.2) es un lí­ quido. Estos estados no tienen consecuencias si solo estamos interesados en ajustar una ecuación. Sin embargo la reacción queda mejor representada si incluimos esta informa­ ción y, a veces es imprescindible incluir este tipo de información en una ecuación quími­ ca. El estado de la materia o la forma física de los reactivos y los productos se muestra mediante símbolos entre paréntesis: (g) gas (1) líquido (s) sólido ■<El agua se encuentra en forma de H20(g) a la temperatura de la combustión que es alta, pero Así, podemos escribir para la combustión del trietilenglicol, cuando los productos de la reacción vuelven a estara la temperatura 2 Q H 140 4fl) + 15 O , ® ►12 C 0 2(g) + 14 H20(1) Inicial, el agua condensa a H20 (l). 116 Química general Para indicar que un reactivo o producto está disuelto en agua se utiliza el símbolo*: (aq) disolución acuosa Condiciones de la reacción La ecuación de una reacción química por sí sola no proporciona suficiente información para saber cómo llevar a cabo la reacción en un laboratorio o en una planta química. Un aspecto importante de la investigación química moderna es el establecimiento de las con­ ► En una reacción de descomposición una sustancia diciones de una reacción. Frecuentemente se indican las condiciones de la reacción en­ se fragmenta en sustancias más cima o debajo de la flecha de la ecuación. Por ejemplo, la letra griega delta, A, significa simples, por ejemplo, en sus que se necesita una temperatura alta. Es decir, que se debe calentar la mezcla de reacción, elementos. como en la descomposición del óxido de plata. 2 Ag2 0 (s) 4 Ag(s) + 0 2(g) ► En una reacción de síntesis se forma un nuevo compuesto A continuación se muestra una indicación más explícita de las condiciones de la re­ mediante la reacción de dos o acción para el proceso de síntesis de metanol a partir de CO y H 2 de la compañía BASF más sustancias más simples, (Badische Anilin & SodaFabrik). Esta reacción transcurre a 350 °C, bajo una presión to­ denominadas reactivos o materias primas. tal que es 340 veces la presión atmosférica normal y sobre la superficie de una mezcla de ZnO y Cr 20 3 que actúa como catalizador. Como veremos más adelante, un catalizador es una sustancia que interviene en una reacción de manera que ésta se acelera sin que el ca­ talizador se consuma o modifique durante la reacción. CO(g) + 2 H2(g) ~ CH3OH(g) ZnO, Cr20 3 Es importante poder calcular la cantidad de un determinado producto que se produ­ cirá al consumir determinadas cantidades de los reactivos. En la próxima sección vere­ mos cómo pueden utilizarse las ecuaciones químicas para establecer los factores de con­ versión que podemos utilizar en este tipo de cálculos y en otros similares. 4.1 EVALUACIÓ N D E C O N CEPTO S En las ecuaciones siguientes se cumple la condición de igualdad del número de átomos de K, Cl y O, en ambos lados de la ecuación. ¿Por qué ninguna de ellas es aceptable como ecuación de descomposición del clorato de potasio sólido, en cloruro de potasio sólido y oxígeno gas? (a) KCI03(s) ■ KCI(s) + 3 O(g). (b) KCI03(s) ►KCI(s) +C ^g)+0(g). (c) KCI03(s) - KCIO(s) + 0 2(g). 4.2 La ecuadón química y la estequiometría La palabra griega stoicheion significa elemento. El término estequiometría ágnifica literal­ mente medir los elementos. Su significado práctico, sin embargo, incluye todas las rela­ ciones cuantitativas en las que intervienen las masas moleculares y atómicas, las fórmulas químicas y la ecuación química. En el Capítulo 3, se examinó el significado cuantitativo de las fórmulas químicas y ahora estudiaremos los aspectos cuantitativos de las ecuacio­ nes químicas. Los coeficientes de la ecuación química 2 H2(g) + 0 2( g ) -----►2 H,0(1) (4.1) significan que 2x moléculas de Hj + x moléculas de 0 2 -----* 2x moléculas de F^O * Nota de las traductoras. Aunque en lengua española es habitual la utilización del símbolo (ac) para disolu- dón acuosa, es aconsejable seguir la recomendación de la IUPAC y utilizar el símbolo (aq) derivado de la palabra agua en latín. Capítulo 4 Las reacciones químicas 117 Suponga que x = 6,02214 X 1023 (el número de Avogadro). Entonces x moléculas represen­ tan un mol. Así que la ecuación química también significa que 2 mol de H j + 1 mol de O 2 -----* 2 mol de H20 Los coeficientes de la ecuación química nos permiten afirmar que • Se producen dos moles de H20 por cada dos moles de H2 consumidos. • Se producen dos moles de H 2O por cada uno de los moles de Q 2 consumidos. • Se consumen dos moles de H 2 por cada uno de los moles de 0 2 consumidos. Además, podemos convertir estas afirmaciones en factores de conversión, denomina­ dos factores estequiométricos. Un factor estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualquiera que intervienen en una reacción química en una base molar, por tanto un factor estequiométrico es una relación de moles. En los ejemplos siguientes, los factores estequiométricos se muestran en azul. EJEM PLO 4.3 Relación entre el número de moles de un producto y de un reactivo ¿Cuantos moles de H20 se producen en la combustión de 2,72 moles de trietilenglicol, Q H 140 4/en exceso de O2? Planteamiento La afirmación «en exceso de oxígeno» significa que hay 0 2 suficiente para permitir la transformación completa del trie­ tilenglicol en C 0 2 y H20 . El factor de conversión de moles de C6H140 4 a moles de C 0 2 se obtiene de la ecuación ajusta­ da que representa la reacción de combustión. Resolución El primer paso en un cálculo estequiométrico es escribir la ecuación ajustada de la reacción. La ecuación química ajus­ tada para esta reacción es 2 C6H140 4 +15 Oz-----►12 C 0 2 +14 H20 Es decir, por cada 2 moles de Q H 140 4 quemados, se producen 12 moles de C 0 2. La producción de 12 moles de COj es equivalente al consumo de 2 moles de CcHmQi; es decir la relación 12 moles de C 0 2/2 moles de C6H140 4 convierte mo­ les de C6H140 4 en moles de C 0 2. ? mol C 0 2 = 2,72 mol CcHmO« X = 16<3 mol Co 2 2 mol CfcH 14O4 Conclusión La expresión anterior se puede escribir como igualdad de dos razones: ? mol C 0 2 12 mol C 0 2 2,72 mol C5H14O4 2 mol C5H14O4 Puede encontrar más fácil escribir una proporción (o regla de tres) y despejar la magnitud desconocida. EJEMPLO PRÁCTICO A: ¿Cuántos moles de O^ se producen cuando se descomponen 1,76 moles de clorato de potasio? 2 KC103(s)----->2 KCl(s) + 3 0 2(g) EJEMPLO PRÁCTICO B: ¿Cuántos moles de Ag se producen cuando se descompone 1,00 kg de óxido de plata (I)? 2 Ag20 ( s ) -----» 4 Ag(s) + 0 2(g) Los cálculos estequiom étricos de las reacciones pueden ser m ás simples o más RECU ERD E complejos pero todos se pueden resolver con la misma estrategia general. Esta es­ que es importante incluir las trategia se representa en la Figura 4.3 donde se obtiene información d e una sustan­ unidades y trabajar con ecuaciones químicas ajustadas cia B, a partir de datos de otra sustancia. La secuencia consiste en ir desde lo conoci­ para resolv» los problemas do d e A a lo desconocido de B. La clave en estos cálculos, en azul en la Figura 4.3, es de estequiometría. la conversión de moles de A en moles de B, usando un factor estequiométrico basado 118 Química general Pasos preliminares Moles de A \ para llegar a coeficiente estequiométrico de B Factor estequiométrico ► RGURA 4.3 coeficiente estequiométrico de A Estrategia para un cálculo estequiométrico El paso clave al resolver los problemas de estequiometría es la aplicación del factor estequio métrico adecuado (razón molar que convierte moles de A en moles de B). El factor estequio métrico es el cociente entre el coeficiente estequio métrico de B dividido por Pasos finales para Moles de B el de A. llegar a la respuesta en los coeficientes estequiométricos de la ecuación química ajustada, es decir, (coefi­ ciente estequiométrico de B )/( coeficiente estequiométrico de A). El Ejemplo 4.3 es un cálculo directo que requiere solo el factor estequiométrico. Los Ejemplos 4.4 a 4.7 re­ quieren más etapas, tanto antes como después de usar el factor estequiométrico. Re­ sumiendo, esta estrategia incluye las conversiones «a moles», «entre moles» y «a par­ tir de moles». Las conversiones pueden hacerse por separado o de forma combinada en un solo paso. E JE M P L O 4 .4 Relación en tre las m asas d e un reactivo y un producto ¿Qué masa de C 0 2 se produce en la reacción de 4,16 g de trietilenglicol, C6H140 4, en un exceso de 0 2? Planteam iento La estrategia general incluye las siguientes conversiones: (1) «a moles», (2) «entre moles» y £3) «a partir de moles». En este ejemplo, las conversiones necesarias son: g CJH^O*-----> mol C6H 140 4 ---- * mol C 0 2 -----* g C 0 2. Cada flecha nu­ merada representa un factor de conversión que cambia las unidades de la izquierda a las de la derecha. Resolución Las conversiones se pueden hacer paso a paso o de forma combinada. En el caso paso a paso, se procedería como sigue: Convertir los gramos de C6H140 4 en moles utilizando la masa molar del C6H 140 4 como factor de conversión: ?mol C6H140 4 = 4,16 g C6H140 4 X ^ 150,2 g C6H140 4 = Q0277 mol Q H iA i Convertir los moles de CéH^O^ en moles de C 0 2 usando el factor estequiométrico: 12 mol COo ?mol C 0 2 = 0,0277 mol C ^ O , X 2 moI C6H 140 4 = 0,166 mol CO2 Convertir los moles de C 0 2 en gramos de C 0 2 usando la masa molar del C 0 2 como factor de conversión: 44,01 g C 0 2 ? g C 0 2 = 0466 mol C 0 2 X T ^ 5- = 7,31 g C 0 2 En una secuencia de conversión en un solo paso todos los pasos se combinan en un cálculo como se muestra a continuación: , , n n ... I m o l O H ^ 12 mol CQ2 44,01 g C P 2 . g C 02 4,16 g Q H i 40 4 X 150 2 g C 6H ijC ,4 X 2 mol Q H l 4o 4 X J mol c q 2 7'31 S C°2 convierte a moles convierte a convierte a de CgHi40 4 moles de C 0 2 gramos de C 0 2 Capítulo 4 Las reacciones químicas 119 Obsérvese la conexión entre la conversión paso a paso y la secuencia de conversión en este problema. En el primer caso, el primer factor de conversión convierte los gramos de Q H 140 4 en moles de C6H 140 4. El segundo factor de conversión es estequiométrico