Unidad 2. La materia by Jazina Ruiz Hernández

Programa de la asignatura:

Química

La materia

Ciencias de la Salud Biológicas y Ambientales | Ingeniería en Biotecnología

Química La materia

Índice Presentación de la unidad ......................................................................................................... 2 Propósitos.................................................................................................................................. 2 Competencia específica ............................................................................................................ 3 2.1. Tipos de enlace .................................................................................................................. 3 2.1.1. Definición de enlace ........................................................................................................ 4 2.1.2. Enlace iónico ................................................................................................................... 7 2.1.3. Enlace covalente ........................................................................................................... 10 2.1.4. Enlace metálico ............................................................................................................. 16 2.2 Nomenclatura inorgánica .................................................................................................. 20 2.3. Balanceo de reacciones ................................................................................................... 31 2.3.1. Definición de balanceo de reacciones .......................................................................... 32 2.3.2. Tipos de reacciones ...................................................................................................... 34 2.3.3. Balance por ensayo y error ........................................................................................... 35 2.3.4. Balanceo redox ............................................................................................................. 39 2.4. Estequiometría ................................................................................................................. 43 2.4.1. Mol y masa molecular ................................................................................................... 44 2.4.2. Relación mol-mol........................................................................................................... 45 2.4.3. Relación masa-mol........................................................................................................ 46 2.4.4. Relación masa-masa..................................................................................................... 47 Actividades .............................................................................................................................. 48 Autorreflexiones....................................................................................................................... 49 Cierre de la unidad .................................................................................................................. 49 Fuentes de consulta ................................................................................................................ 49

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Presentación de la unidad En esta segunda unidad estudiaremos los diversos enlaces que existen, que son los que permiten que los átomos se mantengan unidos, que son los enlaces, fuerzas de atracción. A partir de ello surgen los iónicos, los covalentes y los metálicos. También identificaremos las reglas para nombrar a los compuestos utilizando la nomenclatura inorgánica, dictada por la IUPAC, posteriormente conocerás cómo se realiza el balance de las reacciones químicas utilizando los métodos más empleados en la química. Para finalizar, revisaremos los cálculos químicos de las concentraciones, la denominada estequiometria.

Propósito

  

Identificar en los compuestos el tipo de enlace que presentan. Identificar la forma de balancear las reacciones químicas Realizar cálculos de la materia.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Competencia específica

Emplear las características de la materia para diferenciar compuestos inorgánicos y su relación mediante el estudio de los tipos de enlace y sus propiedades, así como las reglas de nomenclatura básica inorgánica y su estequiometria.

2.1. Tipos de enlace De acuerdo con Rincón (2005), existen diversos tipos de enlaces, los enlaces son los que permiten que los átomos o moléculas se mantengan unidos, dicha unión se da por medio de fuerzas de atracción, una vez unidos darán un resultando, es decir un nuevo producto con características diferentes a las que le dieron origen, es decir, las características física y químicas serán diferentes, por ejemplo; si se unen el sodio con el hidróxido, dará como resultado el hidróxido de sodio, cuyas propiedades son diferentes al sodio y al hidróxido. En la antigüedad los químicos creían que dichos enlaces eran esferas que no tenían movimiento, pero esta idea se vino abajo al descubrir la estructura atómica, llegando a la conclusión que los enlaces se clasifica los enlaces en iónico, covalente y el metálico, como se puede apreciar en la siguiente tabla:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Tabla 1. Los tipos de enlace, tomada de: http://iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2B AC%20Tema%208%20Enlace%20quimico%20y%20propiedades%20de%20las%20sustancias/tabl aenlace1.jpg

Los enlaces se dan por el movimiento de los electrones de cada uno de los átomos, en primera instancia sin importar el enlace que se va a formar, siendo los electrones de la última capa, la exterior, conocidos como de valencia los que darán el tipo de enlace. El enlace químico está asociado por la transferencia de los electrones, de los átomos que tienen participación y contendrán propiedades físicas y químicas, dicha atracción se lleva a cabo por que poseen cargas contrarias entre los átomos, que en consecuencia serán estables, debido a que una vez unidos pueden adquirir la configuración de gases nobles, la cual es la más estable. Para ahondar más al respecto veamos los siguientes temas, pero primero definamos qué es enlace.

2.1.1. Definición de enlace De acuerdo con Burns (2000), el enlace se considera un proceso físico responsable de las atracciones interactivas entre átomos y moléculas mencionadas por las leyes de las

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

descripciones cualitativas, mejor conocidas como mecánica cuántica y leyes de la electrodinámica cuántica, lo anterior para conferirle más estabilidad a los compuestos químicos, ya sean de naturaleza diatómica o poliatómica. La fuerza que une a los átomos puede ser igual o distinta, distinguiéndose los siguientes tipos de enlaces: Tipo de enlace

Representación

Iónico

Imagen 1. La imagen representa el enlace iónico, junto con su configuración electrónica de cada uno de los elementos.

Metálico

Imagen obtenida en http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/formulacion/ ECovalente.gif Dicha imagen nos presenta la estructura del enlace metálico

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Covalente

La imagen representa la estructura desarrollada de un compuesto orgánico Tabla 2. Representación de cada enlace.

Según Rincón (2005), enlace se define de las siguientes maneras, de acuerdo a varios físicos notables: Considerando a los diversos científicos como: Linus Pauling: “Las partículas se atraen unas a otras por alguna clase de fuerza, que es sumamente fuerte cuando se hallan en contacto inmediato, que efectúa las operaciones químicas a distancias pequeñas y llega no muy lejos de las partículas con cualquier efecto sensible”.

Isaac Newton. “Está claro que la descripción íntima de un enlace químico debe ser esencialmente electrónica. El comportamiento y la distribución de los electrones en torno del núcleo es lo que da el carácter fundamental de un átomo; lo mismo debe de ser para las moléculas. Por ello, en cierto sentido, la descripción de los enlaces en cualquier molécula es, simplemente, la descripción de su distribución electrónica”. Valencia. A. Coulson.

Entonces si analizamos las definiciones, vemos que se mencionan electrones, átomos, estabilidad y fuerzas, por lo tanto podríamos concluir que definir un enlace es:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

La unión de átomos o moléculas a través de fuerzas que involucran cargas tanto positivas como negativas, tanto del núcleo como los electrones, que presenta una liberación de energía. Con lo anterior, sabemos que las fuerzas involucradas son de Coulomb Gray (2003), obra del físico e ingeniero Francés Charles-Augustin Coulomb, quien en 1785 explica el principio de interacción o fuerzas que ejercen las cargas eléctricas, mismas que mantienes unidos a los átomos. Actualmente se conoce como la ley de Coulomb y que en cuestiones del átomo es explicado por la mecánica cuántica de Guillespie (2002). La mecánica cuántica es el estudio de los fenómenos, pero a escala microscópica, la cual se explica a través de hipótesis de la cuantización de la energía y la dualidad onda-partícula. En ella han participado científicos como: Paul-Dirac, Albert Einstein, Erwin Schrödinger, Wener Heisenberg, entre otros. A continuación explicaremos las características de cada uno de los enlaces.

2.1.2. Enlace iónico El enlace iónico se forma debido a la entrega de electrones, donde un elemento con características electropositivas su une a un elemento electronegativo y mientras la diferencia de electronegatividades entre ellos sea mayor, el enlace iónico será más fuerte, la diferencia de electronegatividades es superior a 1.7, por ejemplo el NaCl, cloruro de sodio, forma un enlace iónico, lo podemos apreciar a continuación en la siguiente imagen:

Figura 1. Enlace iónico del cloruro de sodio. Imagen tomada de: http://www.educaplus.org/play-77-Enlacei%C3%B3nico.html

Explicando lo anterior, el ion sodio es quien pierde un electrón para donárselo al ion cloruro, y todo esto sucede debido a que hay diferentes cargas, es decir una es positiva y Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

otra negativa, por lo tanto son opuestas, y el resultado de la unión es un enlace iónico, entonces podemos decir que el enlace iónico es la unión de un metal y un no metal, en el momento de unirse hay una liberación de energía, a esta liberación recibe el nombre de exotérmica, formándose una red cristalina. (Picado & Alvarez, 2008) Como se puede apreciar en la imagen:

Figura 2. Red cristalina del cloruro de sodio. Imagen tomada de: https://encryptedtbn0.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcSVuIHYUlSzqGGFL0JJWy5suxhYLl7d4FPTTNGD9eEZmnvXrnL12Q

Cuando observamos la tabla periódica, podemos entonces deducir que los metales que se encuentran a la izquierda reaccionarán con los no metales de la derecha, sin considerar a los gases nobles, dando como resultado productos sólidos estables (Burns, 2000). Dicha estabilidad se caracterizará por puntos de fusión y ebullición altos, por arriba de los 300 y 1000 o C, respectivamente, siendo la gran mayoría solubles en agua, creando iones de ambas cargas. A manera de especificar, proporcionaremos un ejemplo del enlace iónico: Ba (2 electrones) + Cl (7 electrones)

Ba2+ + Cl -

BaCl2

Como ya se mencionó, las reacciones que se realizan entre un metal y un no metal son exotérmicas, por lo que se tendrá que tener cuidado al trabajarlas, esto debido a que liberan una gran cantidad de energía. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, constituidos de manera interna por redes tridimensionales de iones. A este aspecto lo denominamos número de coordinación de un cristal, que es el número de iones de un mismo signo que rodea a otro con un signo contrario y se sitúa a una distancia, la cual es la mínima, de tal manera que algunas de las principales agrupaciones que pueden adoptar los compuestos iónicos son las que se muestran en al siguiente tabla:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Número de coordinación 1. Cúbica centrada en caras: El cloruro de sodio, NaCl, cristaliza en una estructura cúbica centrada en caras. El número de coordinación en la estructura del cloruro de sodio es de 6, es decir, seis iones cloruro se encuentran alrededor de cada ión sodio, y seis iones sodio alrededor de cada ión cloruro.

2. Cúbica centrada en el cuerpo: Los cristales del cloruro de cesio tienen un arreglo denominado cúbico centrado en el cuerpo. Los iones cesio (o cloruro) ocupan las ocho esquinas del cubo y el contra ion se sitúa en el centro del mismo. El número de coordinación de la estructura del cloruro de cesio es ocho (ocho aniones alrededor de cada catión y ocho aniones alrededor de cada anión).

Figura geométrica

Imagen tomada de: http://www.esi2.us.es/IMM2/estructuras_cris talinas/3-cristales_metalicos/33_5_CCC%20Int%20Tetra.jpg

3. Red tetraédrica: El sulfuro de zinc cristaliza formando una red tetraédrica, en la que el número de coordinación para cada ión es 4; es decir, cada ión está rodeado por cuatro iones de signo contrario. Imagen tomada de: http://www.esi2.us.es/IMM2/estructuras_cris talinas/3-cristales_metalicos/33_5_CCC%20Int%20Tetra.jpg Tabla 3. Diferentes figuras geométricas de los compuestos iónicos.

Para resumir:

Los electrones de cada elemento, dan origen a iones positivos y negativos, pero deben ser metales y no metales, para formar redes cristalinas con

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

características físicas y químicas diferentes a cada elemento de origen, da como resultado un enlace iónico.

2.1.3. Enlace covalente El enlace covalente, se forma a partir de la unión entre dos átomos, pero lo hacen con la compartición de un electrón o más por átomo, en éste tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente no polar, donde el enlace covalente polar tiene una electronegatividad que va desde 0 hasta 1.7. Cabe mencionar que no se consideró el cero para el tipo de enlace y el covalente no polar. Este tipo de enlace se presenta con la unión de dos no metales. En los enlaces covalentes existen tres tipos: enlace sencillo, doble y triple. Para un enlace sencillo los átomos se encuentran compartiendo un electrón cada uno, para el caso de doble enlace, hay un compartimiento de 4 electrones, 2 para cada átomo y en el enlace triple se comparten 6 electrones, 3 para cada átomo. Observa la siguiente imagen:

Figura 3. Enlaces covalentes, Imagen tomada de: http://images.slideplayer.es/1/34416/slides/slide_5.jpg

Ejemplos del enlace covalente tenemos: a) Metano, cuya fórmula es CH4 b) Oxígeno, con fórmula O2 c) Agua, su fórmula es H2O A continuación se muestra la representación de un enlace sencillo del flúor, con la finalidad que analices la forma que se comparten los electrones de cada elemento y de esta manera identifiques por qué son moléculas diatómicas.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Figura 4. Enlace sencillo del flúor. Imagen tomada de: http://www.iquimicas.com/wpcontent/uploads/2011/08/enlace-covalente-fluor.jpg

Al observar la imagen puedes darte cuenta que, cada átomo de flúor aporta un electrón para formar el enlace, permitiendo complete su octeto, es decir, cada átomo queda rodeado por ocho electrones, esto es debido a que los átomos son iguales en este tipo de moléculas y su diferencia de electronegatividad sería igual a cero, su tipo de enlace se denomina: enlace covalente simple o no polar. ¿Qué otros ejemplos de moléculas diatómicas podríamos citar?, además del flúor explicado anteriormente, los elementos que se comportan de esta manera son: el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro y el bromo, entre otras. Sin embargo existe una excepción, en el hidrógeno, es decir que al compartir electrones completan su octeto, pero en el hidrógeno se completan solo 2, debido a que solo tienen un electrón en su última capa, entonces no forman 8 electrones, sino dos, formando un enlace sencillo, pero la molécula es estable porque no tienen electrones desapareados, es importante señalar que algunos otros elementos comparten más de un electrón, como es el caso del oxígeno y del nitrógeno, formando dobles enlaces y en otro caso triples enlaces, respectivamente. A continuación se esquematiza lo anterior.

H-H

O=O

Cl2

Br2

Cl-Cl

Br-Br

Figura 5. Imágenes tomadas de: http://rodas.us.es/file/2bc380ac-6f92-461f-3540a15d6658c395/1/tema9_ims_SCORM.zip/images/pic022.jpg

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

En cambio, cuando dos átomos que son diferentes comparten un par de electrones se forma un enlace (Seese, 2005) en el que los electrones se comparten de manera desigual, debido a que un átomo asume una carga parcial positiva y el otro una carga parcial negativa, dicha diferencia de cargas se debe a la electronegatividad de cada uno de los elementos involucrados, por ejemplo: en el cloruro de hidrógeno, el cloro y el hidrógeno comparten un par de electrones; sin embargo, el cloro es más electronegativo, por lo que va a ejercer mayor atracción por los electrones compartidos que el hidrógeno. Dando como resultado, el par de electrones y se desplazarán hacia el átomo de cloro, lo que da una carga parcial negativa hace que el átomo de hidrógeno quede con una carga parcial positiva, generando en la molécula la formación de dos polos, tal y como lo apreciamos en la imagen “distribución de cargas del ácido clorhídrico”. A este tipo de unión se le conoce como enlace covalente polar.

Figura 6. Distribución de cargas del ácido clorhídrico. Imagen tomada de: https://quimica2bac.files.wordpress.com/2010/11/7fc48-molecula-polarscaled500.gif?w=142&h=141

A la diferencia de cargas en una molécula se le llama dipolo. Dicha diferencia hace que este tipo de compuestos tenga cargas opuestas en dos puntos de su molécula. Para evitar confusiones respecto al enlace iónico y covalente polar, porque pareciera lo mismo, Linus Pauling elaboró una escala relativa a la electronegatividad en la que al elemento más electronegativo, como lo es el flúor, le fue asignado un valor de 4.0, mientras que al elemento con menor electronegatividad, que es el francio, un valor de 0.7. Podemos resumir diciendo que los no metales son más electronegativos respecto a los metales (electropositivos). Mientras mayor sea el valor de electronegatividad, mayor será la atracción por los electrones. Entonces para distinguir entre un enlace iónico de uno covalente polar, debemos de obtener la diferencia entre sus electronegatividades, un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados es de 2.0 o más, y para un enlace covalente polar tendrá un valor menor a 2.0.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Recordemos a la tabla periódica y su comportamiento entre familias y periodos a la electronegatividad, como se aprecia en la Figura 7:

Figura 7. Electronegatividades. Imagen tomada de: http://tablaperiodica.in/wpcontent/uploads/2013/06/Variaci%C3%B3n-de-la-electronegatividad-en-la-TablaPeri%C3%B3dica.png

Para ejemplificar, veamos los compuestos KBr y HBr, utilizando los valores de electronegatividades según (Burns, 2000), para conocer qué tipo de enlaces se forman en éstos. Al calcular la diferencia de la electronegatividad del bromuro de potasio, encontramos que es 2.0, por lo tanto le corresponde un enlace de tipo iónico, mientras que el bromuro de hidrógeno tiene una diferencia de 0.7, le corresponde a un enlace covalente polar. Como se puede apreciar a continuación en dos ejemplos y obteniendo los valores de la escala de Pauling:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Figura 8. Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling. Imagen tomada de: http://hdezedna.blogspot.mx/2010_11_01_archive.html

Nombre del elemento/ Símbolo/Valor de electronegatividad (obtenido de escala de Pauling) Potasio = K =0.8 Bromo = Br = 2.8

Diferencia

Tipo de enlace

2.8 – 0.8 = 2.9

Iónico

Diferencia

Tipo de enlace

2.8 – 2.1 =0.7

Covalente polar

Otro ejemplo:

Nombre del elemento/ Símbolo/Valor de electronegatividad (obtenido de escala de Pauling) Hidrógeno = H = 2.1 Bromo = Br = 2.8

Sin embargo, la escala de Pauling tiene límites porque no permite hacer una división exacta entre ambos, de tal manera que algunos enlaces covalentes polares tenderán a ser iónicos y viceversa, algunos iónicos tendrán tendencia a comportarse como covalentes polares. Tal es el caso de compuestos como el yoduro de potasio (KI), cuya diferencia de electronegatividad es de 1.7 (es adimensional), lo que indica que su enlace es covalente polar, aunque su composición sea la de un iónico (no metal-metal). En este caso se dice que es un compuesto iónico con carácter covalente polar. Las características físicas importantes a resaltar en los compuestos covalentes: los enlaces entre sus átomos no son fuertes como los iónicos, tienen puntos de fusión y de ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos. Cabe destacar que en los enlaces covalentes y en los iónicos, va a depender de la distancia que separan a los núcleos enlazados. A esa distancia se conoce como longitud de enlace y la determina el radio atómico y el número de pares de electrones que se comparten. La longitud en un enlace simple será mayor a la presente en un enlace doble y ésta a su vez, respecto a un enlace triple. Por ejemplo, la longitud de enlace en el F2 es

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

de 1.43x10-10m, en el O2 es de 1.21x10-10 m y en el N2 es de 1.10x10-10 m. Lo anterior es debido a que en el flúor existe un enlace sencillo, en el oxígeno un doble enlace y en el nitrógeno un triple enlace. De aquí, podemos deducir que a medida que el número de pares de electrones aumenta, la longitud de enlace disminuye. Cuanto más corta es la longitud de enlace, la fuerza del enlace es mayor. Para romper un enlace covalente, se requiere de energía, la cual se conoce con el nombre de energía de disociación de enlace. Dicha energía indica el vigor del enlace químico, esto es que existe una relación indirecta entre la energía de enlace y la longitud de enlace. Cuando dos átomos que se enlazan están cerca, tienen una longitud de enlace pequeña, y por lo tanto, se necesita mayor cantidad de energía de enlace para separarlos. Los compuestos covalentes tienen propiedades físicas, también una energía de disociación, y una geometría de su molécula. Cuando se unen dos átomos mediante un enlace covalente, la repulsión entre los electrones hace que los átomos se mantengan lo más alejados posible. Es entonces que la geometría que finalmente adopta la molécula, es aquella en la que la repulsión entre los electrones es mínima. Lo anterior recibe el nombre de Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV). Esta teoría de repulsión entre los pares de electrones de una molécula da como resultado átomos que se encuentran en ángulos fijos entre sí. Para ello, se toma de referencia el átomo central, que es cualquier átomo que está unido a más de un átomo distinto. El ángulo formado por dos átomos periféricos y el átomo central, se denomina ángulo de enlace. Los ángulos de enlace predichos por el TRPECV son resultados de evidencias experimentales, donde los pares de electrones compartidos se repelen entre sí. Sin embargo, también los pares de electrones no compartidos también son importantes para determinar la forma de la molécula, los compuestos covalente adquieren diferentes geometrías, las cuales se muestran en la siguiente tabla: Número de regiones de elevada densidad electrónica

Disposición geométrica

Lineal

180º

Trigonal plana

120º

Geometría electrónica

Universidad Abierta y a Distancia de México

Ángulo de enlace

Química La materia

Tetraédrica

109.5º

Bipiramidal trigonal

90º, 120º, 180º

Octaédrica

90º, 180º

Tabla 4. Geometría de los compuestos covalente.

En el siguiente subtema, explicaremos al enlace metálico.

2.1.4. Enlace metálico El enlace metálico, se va a formar cuando se unen metales entre sí, aquí lo que va a suceder es que los metales cederán sus electrones, con la finalidad de alcanzar la configuración de un gas noble, al perder los electrones se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos (Gray, 2003). Algunos ejemplos de este tipo de enlace metálico, encontramos al oro, la plata, el aluminio, entre otros, que poseen como característica que son buenos conductores de la electricidad debido al movimiento de los electrones, cediéndolos. La estructura del enlace metálico se muestra a continuación.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Figura 9. Estructura del enlace metálico. Imagen tomada de: http://www.upv.es/materiales/Fcm/Fcm08/Imagenes/Fig8_2.jpg

Teóricamente existen dos teorías que explica cómo se forma el enlace metálico, las cuales se nombran: el Modelo de la nube electrónica y la Teoría de bandas. En el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos cuando ceden sus electrones forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. La nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta manera, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se mueven a través de ellos. De acuerdo al modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos cuando ceden los electrones forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. Esta nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos. Por lo tanto, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se desplazar a través de ellos. Como se muestra en la Figura 10. Nube electrónica del enlace metálico.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Figura 10. Nube electrónica del enlace metálico. Imagen tomada de: http://www.upv.es/materiales/Fcm/Fcm03/Im%E1genes/Fig%203.27.gif

En la teoría de bandas (Guillespie, 2002) se va describiendo la estructura electrónica, formando bandas electrónicas, de ahí su nombre, dicha teoría es basada en el hecho de formar orbitales de un átomo solapados y de forma producen orbitales discretos y se establece cuando dos átomos se enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Para el caso de combinarse tres átomos, entonces se formarán tres orbitales, donde la diferencia de energía será menor que en el caso anterior. Por lo tanto, a mayor número de átomos enlazados se formará un mayor número de orbitales moleculares, denominada banda, con una diferencia de energía mínima. En los metales, hay una combinación de los orbitales atómicos para formar una gran molécula (red metálica), en la que los orbitales moleculares resultantes, formando dos bandas, esto es debido a la cercanía, donde en la primera, se localizan los electrones de valencia conocida como banda de valencia y la otra, llamada banda de conducción. Dichas bandas están cercanas o traslapadas. Por eso, en los metales la banda de valencia al estar llena o parcialmente, los electrones pueden pasar fácilmente a la banda de conducción y moverse libremente, permitiendo la conductividad del calor y la electricidad. Entonces, te preguntarás, para el caso de los aislantes, sucede lo siguiente a pesar de que la banda de valencia está completa y la banda de conducción vacía, no hay conductividad eléctrica, esto es porque no hay una diferencia importante de energía entre ambas bandas (zona prohibida), lo que impide el salto de electrones de una a otra.

Universidad Abierta y a Distancia de México

La materia

Para los semiconductores, la separación entre las bandas no es grande y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción, presentando cierto grado de conductividad. Y de esta forma la teoría de bandas explica la diferencia de conductividad entre los metales. A continuación se muestra la teoría de bandas en la Figura 11. Teoría de bandas.

Figura 11. Teoría de bandas. Imagen tomada de: http://www.100ciaquimica.net/images/temas/tema4/ima/bandas.gif

Con la finalidad de concluir el tema de los enlaces, se muestra lo siguiente:

Tipos de enlaces

Química

Iónico Covalente Metálico

Figura 12. Tipos de enlaces.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Hasta ahora hemos revisado lo que mantiene unidos a los átomos, lo que se ha definido como enlaces, sin embargo de manera común, en el marco laboral trabajamos con los nombres que llamamos comúnmente reactivos, motivo por el cual te invito a que continuemos con el siguiente tema que es la Nomenclatura inorgánica.

2.2 Nomenclatura inorgánica Cada disciplina tiene un lenguaje, debido a que se hace necesario comunicarse, las personas que estudian algún tema relacionado con una disciplina es igual, por ejemplo, un símbolo de un extintor para el área de seguridad, en igual para cualquier parte del mundo, todos saben que es un extintor y que sirve para extinguir fuego, otro ejemplo es el símbolo + que significa adición y todos lo entendemos como agregar, por lo tanto en la química no es la excepción tiene un lenguaje que debe servir para establecer una comunicación entre las personas, que necesitan estudiarla, en la antigüedad los científicos nombraban lo que sucedía a su alrededor como querían, entonces se tenía que homologar el lenguaje de la química y fue John Dalton (Baldor, 2003), Dalton es el primer investigador que unificó los símbolos químicos, pero es Berzelius quien propone la simbología de los elementos que hasta hoy se utiliza, el nombre de dicha simbología tiene su base en el idioma latín y alemán, por ejemplo: Litium, que es litio Li, fosforum que es el fósforo P, entre otros. Y en 1869 el ruso Dimitri Ivánovich Mendeléyev publica su primera tabla periódica en Alemania y un año después Julios Lothar Meyer. Los símbolos nos sirven para representar a los elementos, posteriormente unirlos y de esta forma simbolizar sustancias químicas, las cuales están formadas por varios elementos. Lo anterior es llamado fórmula química. La fórmula química proporciona información respecto al tipo de elementos que conforman el compuesto químico, es posible conocer la relación de combinación de los elementos del compuesto químico y además el tipo de compuesto que se representa con la fórmula química.

La química es una ciencia que tiene un lenguaje universal, que sirve para comprender, adquirir, explicar y estudiar cada fenómeno que se presente, a través de la nomenclatura.

Entonces, estudiemos cada parte esencial de la nomenclatura.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

En el momento que existen diversos compuestos químicos, es necesario implementar un método que faculte la forma de nombrarlos, para evitar confusiones y que un mismo compuesto reciba varios nombres, es por eso que hoy en día utilizamos las reglas propuestas de la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry) (International Union of Pure and Applied Chemistry). Es importante considerar los qué son los prefijos, y cuales las principales valencias de los elementos, por lo a continuación mostramos lo mencionado.

Prefijos Nº de valencias

Valencia más Valencia más Valencia baja Valencia alta baja alta

- ico

- oso

- ico

hipo-

-oso

- oso

- ico

hipo-

-oso

- oso

- ico

per - - ico

Tabla 5. Prefijos. Imagen tomada de: http://1.bp.blogspot.com/vheSy5M9Yt0/UZFp3oU8V9I/AAAAAAAAAHw/JBJZXPVqvlw/s1600/Imagen1.png

También es importante recordar las valencias de los elementos tanto positivas como negativas, como lo puedes observar en la tabla “Valencia de los elementos”. Nombre del grupo

Elementos

Valencia -

Valencia +

-1

Hidrógeno

Alcalinos

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Alcalinotérreos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba

B Térreos

-3

Al, Ga, In

Tl Carbonoideos Nitrogenoideos

C, Si

3 1, 3

-4

Ge, Sn, Pb

2, 4 2, 4

-3

1, 2, 3, 4, 5

P, As, Sb

-3

1, 3, 5

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Bi Anfígenos

3, 5

-2

S, Se, Te

-2

2, 4, 6

Po Halógenos Gases Nobles

2, 4

-1

Cl, Br, I, At

-1

1, 3, 5, 7

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Fe, Co, Ni

Metales de transición

2, 3

2, 3, 6

2, 3, 4, 7

Cu, Hg

1, 2

Zn, Cd

1, 3

Pt, Pd

2, 4

Tabla 6. Valencia de los elementos. Imagen tomada de: https://encryptedtbn2.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcSgY4Ej78xgGkd_A4nmj0pksjYdVx8vTJoApES1DnD_AjDLTGn

Ahora bien, empecemos con el grupo de los óxidos. Los óxidos son compuestos binarios del oxígeno que se unen con otros elementos, el cual puede ser metal o no metal. A manera de ejemplo tenemos lo siguiente: Na + O2 → Na2O C + O2 → CO2 Se define como número de oxidación a la cantidad de electrones que gana o pierde un elemento al combinarse.

Analizando la siguiente tabla 7. Números de oxidación, existen algunos elementos que presentan números de oxidación fijos; sin embargo, hay otros en los que varían, tal y como se aprecia en la siguiente tabla:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química

La materia

Li, Na, K Be, Mg, Ca, Sr, Ba B, Al , Ga Pb, Sn

IA IIA IIIA IVA

Números de oxidación No. de No metales oxidación 1+ C, Si 2+ N, P, As 3+ O, S, Se 4+, 2+ F, Cl, Br, I

Fe, Co Hg, Cu Au Ag Zn

VIIIB IIB y IB IB IB IIB

3+, 2+ 2+, 1+ 3+, 1+ 1+ 2+

Metales

Grupo

 

Grupo IVA VA VIA VIIA

No. de oxidación 4+, 2+, 45+, 3+, 36+, 4+, 27+, 5+, 3+, 1+, 1-

Los metales son siempre positivos Los no metales son positivos o negativos

Tabla 7. Números de oxidación. Imagen tomada de: https://encryptedtbn1.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcR0ZxhLWZAGa_UyksDNPOBAqd74xb3rFQWwkY5M37Ol _0s71rQa

Actualmente existen y se aceptan tres tipos de nomenclatura para nombrar compuestos químicos inorgánicos, los cuales se mencionan a continuación: 

La Nomenclatura sistemática: Utilizamos los prefijos para indicar el número de átomos involucrados en el compuesto (mono, di, tri, tetra, etc.).



La Nomenclatura stock: en cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de un número de oxidación, se indica en números romanos al final y entre paréntesis.



La Nomenclatura tradicional: aquí se nombra el número de oxidación del elemento que forma el compuesto, con una serie de prefijos y sufijos:  Cuando sólo tiene una sola valencia se usa el sufijo -ico.  Cuando tiene dos valencias diferentes valencias se utiliza la de menor a mayor valencia, como se expresa abajo:  -oso  -ico  Cuando tiene tres distintas valencia es dice que se usará el de menor a mayor, a continuación mostramos lo anterior:  hipo- -oso  -oso  -ico

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia



Cuando tiene cuatro valencias, se usan de menor a mayor, como se muestra abajo:  hipo- -oso  -oso  -ico  per- -ico

Para los óxidos metálicos, de acuerdo con la nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del metal terminada en –oso o –ico, según actúe el metal con el menor o el mayor estado de oxidación. En caso de sólo actúa con un número de oxidación podemos nombrarlo con la terminación –ico, o simplemente con el nombre del metal. La nomenclatura sistemática (stock), nos dice que se debe indicar el número de oxidación del metal al final del nombre. A manera de ejemplificar, analiza la siguiente tabla 8. Ejemplos de óxidos: Iones Catión Anión

Compuesto

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura stock

Na1+

O2-

Na2O

Óxido de sodio

Óxido de sodio (I)

Ca2+

O2-

CaO

Óxido de calcio

Óxido de calcio (II)

Al3+

O2-

Al2O3

Óxido de aluminio

Óxido de aluminio (III)

Fe2+

O2-

FeO

Óxido ferroso

Óxido de fierro (II)

Fe3+

O2-

Fe2O3

Óxido férrico

Óxido de fierro (III)

Nomenclatura sistemática Monóxido de disodio Monóxido de calcio Trióxido de dialuminio Monóxido de hierro Trióxido de dihierro

Tabla 8. Ejemplos de óxidos. Imagen tomada de: http://2.bp.blogspot.com/94b_2zFIRmQ/T0vhtZOrTmI/AAAAAAAAANo/xnW1VaHABkU/s1600/Nomenclaturas.png

Cuando hay unión del oxígeno con los no metales da como resultado a los óxidos ácidos o no metálicos. Teniendo como fórmula general Y2Om, Donde: Y = es el no metal m = el número de oxidación con el que actúa. Para el caso de la nomenclatura tradicional, se nombran al igual que los metálicos, con la terminación –oso para el de menor número de oxidación e –ico, para el de mayor. Y para la nomenclatura sistemática se nombran indicando el número de átomos de oxígeno y no

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

metal combinados, o colocando entre paréntesis el número de oxidación del no metal. Por lo tanto se puede decir que cuando el oxígeno tiene valencia -2, pasa lo siguiente:

Oxígeno

Óxidos metálicos

Metal

Y cuando se unen:

Oxígeno

Óxidos no metálicos

No metal

Figura 13. Oxigeno con valencia -2. Se presentan otra clase de óxidos en los que el oxígeno actúa con un número de oxidación diferente, es decir hay excepciones, para la valencia de -1, son llamados peróxidos, debido a que en su estructura se agrupan dos oxígenos peroxo (-O-O-). Y la fórmula del anión de los peróxidos queda de la forma: O22En la nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra peróxido, seguida del nombre del metal y aplicando las mismas reglas de los óxidos, en el caso de que dicho metal tenga uno o varios estados de oxidación. La nomenclatura sistemática es semejante a la de los óxidos, se aprecia en la tabla siguiente. Iones Catión Anión

Compuesto

H1+

O22-

H2O2

Na1+ Ca2+ Cu1+ Cu2+

O22O22O22O22-

Na2O2 CaO2 Cu2O2 CuO2

Nomenclatura tradicional Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) Peróxido de sodio Peróxido de calcio Peróxido cuproso Peróxido cúprico

Nomenclatura sistemática Peróxido de hidrógeno Peróxido de sodio Peróxido de calcio Peróxido de cobre (I) Peróxido de cobre (II)

Tabla 9. Ejemplos de peróxidos. Imagen tomada de: http://webs.ono.com/tomas_mata1/inorganica/imagenes/tabla_per.JPG

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Cuando existen disoluciones acuosas de algunas moléculas que son de naturaleza ácidas, recibirán el nombre de ácidos. A este tipo de sustancias le obedece dicho nombre, debido a que en su fórmula contiene el elemento hidrógeno (H1+). Existen dos tipos de estos compuestos: ácidos hidrácidos y ácidos oxiácidos. Para los ácidos hidrácidos contienen hidrógeno y otro elemento no metálico. Cuando se asigna el nombre de un ácido de este tipo, primero se indica la palabra ácido y después la raíz del segundo elemento más la terminación hídrico. Observa la siguiente : Iones Catión Anión H1+ Cl1H1+ Br1H1+ I1H1+ S2H1+ CN1-

Compuesto

Nomenclatura sistemática

HCl HBr HI H2S HCN

Ácido clorhídrico Ácido bromhídrico Ácido yodhídrico Ácido sulfhídrico Ácido cianhídrico

Tabla 10. Ejemplos de algunos hidrácidos. Imagen tomada de: http://webs.ono.com/tomas_mata1/inorganica/imagenes/tabla_per.JPG

Los oxiácidos además de hidrógeno y otro elemento también pueden contienen oxígeno, por lo que se identifican mediante la fórmula del oxianión. Un oxianión es un ión poliatómico que contiene oxígeno, como se muestra en la siguiente tabla: Ión NO21NO31MnO41ClO1ClO21ClO31ClO41S2O32CrO42Cr2O22-

Nombre Nitrito Nitrato Permanganato Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Tiosulfato Cromato Dicromato

Ión BrO31IO31IO41CH3CO21CO32SO32SO42PO33PO43AsO43-

Nombre Bromato Yodato Peryodato Acetato Carbonato Sulfito Sulfato Fosfito Fosfato Arseniato

Tabla 11. Ejemplos de oxiániones. Tomada de: http://webs.ono.com/tomas_mata1/inorganica/imagenes/tabla_per.JPG

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Cuando hay presencia de hidrógeno, entonces el nombre del oxiácido empieza por la palabra ácido seguida por la raíz del anión. Si el sufijo del anión es -ato, se cambia por – ico; cuando el anión termina en –ito, cambia por –oso. Observa la tabla 12. Ejemplos de oxiácidos. Iones Catión Anión H1+ ClO1H1+ ClO31H1+ NO31H1+ NO21H1+ SO42-

Compuesto HClO HClO3 HNO3 HNO2 H2SO4

Nomenclatura sistemática Ácido hipocloroso Ácido clórico Ácido nítrico Ácido nitroso Ácido sulfúrico

Tabla 12. Ejemplos de oxiácidos. Imagen tomada de: http://webs.ono.com/tomas_mata1/inorganica/imagenes/tabla_per.JPG

Algo importante que no debemos olvidar que los compuestos que contienen hidrógeno se denominan ácidos solamente cuando están en disolución acuosa, a temperatura ambiente y presión estándar, pero cuando el HCl , se encuentra en forma de gas, recibe el nombre de cloruro de hidrógeno, y al momento que se disuelve en agua, se convierte en ácido clorhídrico.

Ión hidrógeno

no metal

Ácidos hidrácidos

Oxianión

Ácidos oxiácidos

Y cuando

Ión hidrógeno

Figura 14. Compuestos ácidos.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Aquí también el hidrógeno tiene sus excepciones y es cuando el hidrógeno trabaja con un número de oxidación 1-, estos son llamados hidruros y se componen del ión hidruro y un metal. El nombre de estos compuestos inicia con la palabra hidruro y terminan con el nombre del metal. Ver la Tabla 13. Ejemplos de hidruros.

Iones Catión Anión

Na1+ K1+ Ca2+ Cu1+ Cu2+

H1H1H1H1H1-

Compuesto

NaH KH CaH2 CuH CuH2

Nomenclatura sistemática

Hidruro de sodio Hidruro de potasio Hidruro de calcio Hidruro de cobre (I) Hidruro de cobre (II)

Tabla 13. Ejemplos de hidruros. Imagen tomada de: http://lh5.ggpht.com/BTzsurAa55I/Tm0CIw7QW_I/AAAAAAAABic/aB4BkFjLY_s/hidruros%252520metalicos%25255B5 %25255D.gif?imgmax=800

Ahora veamos otro grupo. Los hidróxidos son sustancias que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua, observa el siguiente ejemplo: CaO + H2O → Ca(OH)2 Aprecia el resultado que se localiza pasando la flecha de reacción contiene el grupo OH1-, el cual recibe el nombre de ión hidróxido. La característica de estas sustancias es alcalina o básica, por lo que también se les conoce como bases. La fórmula de las bases se compone del catión metálico y el anión hidróxido. Se nombran con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal, (Universidad Autónoma de Yucatán, 2003) de acuerdo con las reglas establecidas por la nomenclatura funcional y sistemática, queda de la siguiente forma. Tal y como se muestra en la tabla 14.Ejemplos de hidróxidos. Iones Catión Anión

Compuesto

Na1+

OH1-

NaOH

Ca2+

OH1-

Ca(OH)2

Al3+

OH1-

Al(OH)3

Nomenclatura tradicional Hidróxido de sodio Hidróxido de calcio Hidróxido de aluminio

Nomenclatura stock Hidróxido de sodio Hidróxido de calcio Hidróxido de aluminio

Universidad Abierta y a Distancia de México

Nomenclatura sistemática Hidróxido de sodio Dihidróxido de calcio Trihidróxido de aluminio

Química La materia

Fe2+

OH1-

Fe(OH)2

Hidróxido ferroso

Fe3+

OH1-

Fe(OH)3

Hidróxido férrico

Hidróxido de hierro (II) Hidróxido de hierro (III)

Dihidróxido de hierro Trihidróxido de hierro

Tabla 14. Ejemplos de hidróxidos. Imagen tomada de: https://encryptedtbn3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcQbJHI7jrlMJ_CDPkiSANpiSpSLnq4Dl45wtyJA0E7_U52lc2 -I

Cuando combinamos metales con no metales, el resultado son sales son compuestos, y se pueden clasificar en dos tipos a estos compuestos: sales binarias (haluros) y oxisales. Para las sales binarias o haluros resultan de la combinación de los iones del grupo VII A de los halógenos y algunos del grupo VI A, con metales. El nombre se inicia con el prefijo del no metal y la terminación –uro, y concluye con el nombre del metal, de acuerdo con la nomenclatura funcional y sistemática. Veamos los siguientes ejemplos de sales binarias, se muestran en la tabla 15. Ejemplos de sales binarias: Iones Catión Anión

Compuesto

Na1+

F1-

NaF

Ca2+

I1-

CaI2

Al3+

S2-

Al2S3

Fe2+

Cl1-

Fe(Cl)2

Cloruro ferroso

Fe3+

Br1-

Fe(Br)3

Bromuro férrico

Nomenclatura tradicional Fluoruro de sodio Yoduro de calcio Sulfuro de aluminio

Nomenclatura stock Fluoruro de sodio Yoduro de calcio Sulfuro de aluminio Cloruro de hierro (II) Bromuro de hierro (III)

Nomenclatura sistemática Fluoruro de sodio Diyoduro de calcio Trisulfuro de dialuminio Dicloruro de hierro Tribromuro de hierro

Tabla 15. Ejemplos de sales binarias. Imagen tomada de: http://webs.ono.com/tomas_mata1/inorganica/imagenes/tabla_per.JPG

Las oxisales son el producto de combinar de un metal con un oxianión. Es como sustituir el hidrógeno de los oxiácidos por metales. Este tipo de compuestos también se llaman sales neutras. Para nombrar a las oxisales o sales neutras, basta con identificar al oxianión y escribir su nombre seguido del nombre del metal, de acuerdo con lo establecido por la nomenclatura sistemática. Tal y como se observa en la Tabla 16. Ejemplos de oxisales. Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Iones Catión Anión Na1+ ClO1K1+ ClO31Ca2+ NO31Cu1+ NO21Cu2+ SO42-

Compuesto

Nomenclatura sistemática

NaClO KClO3 Ca(NO3)2 CuNO2 CuSO4

Hipoclorito de sodio Clorato de potasio Nitrato de calcio Nitrito de cobre (I) Sulfato de cobre (II)

Tabla 16. Ejemplos oxisales. Imagen tomada de. http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1165/html/Sales_acidas.jpg

Hay una posibilidad de que la sustitución de hidrógenos en un oxiácido no sea total, por lo tanto da como resultado la formación de una sal ácida. Para las sales ácidas se nombran como sales neutras, anteponiendo el prefijo hidrógenoo dihidrógeno, de acuerdo con el número de hidrógenos retenidos. Observa la Tabla 17. Ejemplos de sales ácidas. Iones Catión Anión Na1+ HCO31K1+ HSO41Ca2+ HSO31Fe2+ H2PO41Fe3+ HPO42-

Compuesto

Nomenclatura sistemática

NaHCO3 KHSO4 Ca(SO3)2 Fe(H2PO4)2 Fe2(HPO4)3

Hidrógeno carbonato de sodio Hidrógeno sulfato de potasio Hidrógeno sulfito de calcio Dihidrógeno fosfato de hierro (II) Hidrógeno fosfato de hierro (III)

Tabla 17. Ejemplos de sales ácidas.

Ahora que ya sabes cómo se formaron los compuestos químicos y la forma de nombrarlos de acuerdo con la IUPAC, viene otro tema interesante y esencial para tu profesión y campo laboral: el balance de reacciones químicas.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

2.3. Balanceo de reacciones Para abordar el tema de balance de reacciones, es importante que recuerdes que es una ecuación química, la ecuación química es la representación de lo que va a suceder entre los reactivos para dar nuevos productos, y se hace mediante símbolos, donde se representan a los elementos que al unirse forman compuestos y sustancias con características bien definidas. Una vez que se escribe la reacción química, es importante cuidar los siguientes detalles: los reactivos van estar en equivalencia con los productos, es decir, el mismo número de cada elemento que tengamos en la izquierda, será lo mismo que en el lado derecho de la ecuación química. Por ejemplo: Si tenemos la siguiente ecuación química:

Figura 15. Ecuación química. Imagen tomada de: https://encryptedtbn3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcQjvfv1F8KiltFAyiHY5U2KtJEXq1yExWaYx2d7Krnt0VLPIX 6Icg

Observa que de lado izquierdo están los reactivos, están de color verde, los cuales son hidrógeno más oxígeno, que al reaccionar nos va a producir agua, color azul, pero analiza que hay un dos antes del hidrógeno y antes del agua, estos son llamados coeficientes estequiométricos y se obtienen de utilizar algún método para balancear, los cuales los estudiaremos en los siguientes subtemas, también puedes observar que hay unos subíndices, que son obtenidos de balancear por cargas, para el caso del hidrógenos y el oxígeno son moléculas diatómicas y el dos de en medio de la molécula de agua es por la carga del oxígeno, para que de esta manera la suma de carga de cero debemos cruzar las cargas, veamos la forma de cruzar valencias. H+ O2- = H2O

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

El ión H+ y el ión O2-, al sumar estas cargas, la suma no da cero, por lo que tendremos que cruzar las valencias y ahora si hacemos la suma si da cero, por lo tanto esta eléctricamente neutra.

2.3.1. Definición de balanceo de reacciones Recordemos un poco que los compuestos químicos se representan por medio de fórmulas químicas, cuya estructura está conformada por elementos, a través de un símbolo, claro, sin olvidar que al unir los átomos de los elementos, dará como resultado un compuesto, donde este va estar representado por la unión de los símbolos en cuestión. Bien dicho lo anterior, tenemos que al momento de juntar dos o más compuestos, obtendremos una serie de productos, una vez completa se hace necesario realizar el balance tanto de la materia como la energía. Lo anterior se describe de una forma sencilla, en la Figura 16. Interpretación de una ecuación química.

Figura 16. Interpretación de una ecuación química. Imagen tomada de: http://1.bp.blogspot.com/_IVijlECpkAk/SW-m5agtKAI/AAAAAAAAA2c/Dk46E0nsSWc/image22.png

Por lo tanto, una ecuación química o lo que es lo mismo una reacción química, contiene la información necesaria de las cantidades de reactivos y productos que participan en el proceso. Pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas, es decir, en la nanoescala o bien en términos de gramos, moles o litros, en la macroescala. Entonces, en la ecuación química (Cardenas, 2005) se escriben los reactivos a la izquierda, es decir antes de la flecha de reacción y los productos a la derecha después de la flecha de reacción, dicha flecha indica el sentido de la reacción. También se pueden indicar las condiciones de la reacción, también llamada condiciones de trabajo (temperatura, luz, presión, etc.), el estado físico tanto de reactivos como de productos (g gas, l líquido, s sólido y ac acuoso), tal y como se muestra en siguiente imagen:

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Figura 17. Estructura de una ecuación química. Imagen tomada de: https://encryptedtbn0.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcR3nPvG3LWDaAwgbhmdJNmHTKpC8_lxh4Kr9wVrWyG5JVBbPcEJzcmstY

Entonces, podemos decir que todas las reacciones químicas se rigen por la ley de la conservación de la materia, por lo que en términos generales la cantidad en masa de reactivos será la misma de productos. Es por eso que toda reacción química deberá tener un balance de masa, esto se logra mediante la realización del balanceo, en el que la cantidad de elementos presentes en los reactivos deberá ser el mismo en los productos, no importando la especie química en la que se encuentren. En la siguiente Figura 18. Conservación de la materia puedes analizar que cada elemento se conserva y en ningún modo se pierde.

Figura 18. Conservación de la materia.

Recapitulando, entonces tenemos reactivos que dan productos, pero entonces existen varios tipos de reacciones, mismas que vamos a describir a continuación.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

2.3.2. Tipos de reacciones En nuestro entorno suceden una gran variedad de reacciones químicas, por ejemplo, al comer una deliciosa hamburguesa, encender la estufa, la fotosíntesis, la botella de agua que llevamos a todas partes, la respiración, la producción de metano, entre otras. Todas ellas llevan ciertas transformaciones que resultan de gran interés para comprender qué está sucediendo a nuestro alrededor. Las reacciones químicas se han clasificado, para su estudio, en cuatro tipos: Síntesis, Descomposición, Desplazamiento y Metátesis o doble desplazamiento. Las reacciones de síntesis (Picado & Alvarez, 2008)se presentan cuando dos o más sustancias, elementos o compuestos se combinan y forman un sólo producto, por ejemplo: C + O2 → CO2 Ca0 + H2O → Ca(OH)2 Para el caso de las reacciones de descomposición sucede lo contrario que en la de síntesis, es decir, un compuesto da lugar a más elementos o compuestos. 2Hg0 → 2Hg + O2 2KClO3 → 2KCl + 302 En el caso de las reacciones de desplazamiento, un elemento sustituye a otro en un compuesto. Zn + CuS04 → ZnSO4 + Cu 2Fe + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2 Y finalmente en las reacciones de metátesis o doble desplazamiento, es cuando dos elementos de compuestos diferentes se intercambian. AgNO3 + NaCI → NaNO3 + AgCl Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S Ahora bien, ya viste como se forman las reacciones químicas, entonces notaste que necesitamos realizar un balance. Existen métodos para hacerlo, empezaremos por el método de ensayo y error.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

2.3.3. Balance por ensayo y error Las ecuaciones químicas que represente un proceso químico deben estar debidamente balanceadas, es decir, debe cumplir con la ley de la conservación de la materia. Eso implica que el número total de átomos de un elemento A, a la izquierda de la flecha debe ser igual al número total de átomos del elemento A, a la derecha de la flecha. Dicho balanceo puede efectuarse de varias formas: por tanteo o ensayo y error, por el método algebraico y por oxidación-reducción. Para el método de ensayo y error o tanteo, se analiza la ecuación para determinar si el número de átomos de un elemento a la izquierda es igual a la derecha de la flecha; cuando no lo es se colocan de manera arbitraria coeficientes y se vuelve a checar; si siguen siendo diferentes, colocamos otros coeficientes y checamos hasta que sean iguales. Cabe señalar, que en este proceso y en otros no se deben cambiar los subíndices, ya que al colocar un coeficiente antes de una fórmula sólo cambia la cantidad y no la identidad de la sustancia. También hay otro punto importante que recordar: cuando el valor del coeficiente es uno, no se coloca debido a que está implícito. Para especificar, veamos un ejemplo: Balancear la siguiente ecuación: CH4(g) + O2(g) →

H2O(g)

+ CO2(g)

1. Primero se analiza el número de átomos de cada especie tanto en reactivos como productos, para determinar cual requiere ser ajustado. Reactivos CH4(g) + O2(g)

→

Productos H2O(g) + CO2(g)

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 2

= ≠ ≠

Átomos de C: 1 Átomos de H: 2 Átomos de O: 3

2. Como podrás observar los átomos de hidrógeno y oxígeno son los que requieren ser balanceados, para ello en primer lugar se coloca un coeficiente 2 a la molécula del agua para tratar de balancear al hidrógeno, y revisamos nuevamente la ecuación: Reactivos CH4(g) + O2(g)

→

Productos 2H2O(g) + CO2(g)

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 2

= = ≠

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 4

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

3. Cuando el carbono e hidrógeno han sido balanceados, ahora necesitamos balancear el oxígeno, para ello escribimos el coeficiente 2 a la molécula de oxígeno y debemos de revisar la ecuación: Reactivos

Productos

CH4(g) + 2O2(g)

→

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 4

= = =

2H2O(g)

+ CO2(g)

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 4

4. Posteriormente revisamos la ecuación completa y corroboramos que todos los elementos se encuentren iguales tanto antes como después de la flecha de reacción. Por lo tanto, la ecuación anteriormente balanceada indica lo siguiente: que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono. Proporcionaremos otro ejemplo: C2H5OH(l) + O2(g)

→

H2O(g)

+ CO2(g)

1. Analizamos la ecuación, para determinar las especies que necesitan balancearse. Reactivos

Productos

C2H5OH(l) + O2(g)

→

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 3

≠ ≠ =

H2O(g)

+ CO2(g)

Átomos de C: 1 Átomos de H: 2 Átomos de O: 3

2. Colocamos el coeficiente 2 al dióxido de carbono para balancear al elemento carbono: Reactivos

Productos

C2H5OH(l) + O2(g)

→

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 3

= ≠ ≠

Universidad Abierta y a Distancia de México

H2O(g)

+ 2CO2(g)

Átomos de C: 2 Átomos de H: 2 Átomos de O: 5

Química La materia

3. Ahora colocamos un coeficiente 3 al compuesto agua para balancear los hidrógenos: Reactivos

Productos

C2H5OH(l) + O2(g)

→

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 3

= = ≠

3H2O(g)

+ 2CO2(g)

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 7

4. Y para finalizar, colocamos un coeficiente 3 a la molécula de oxígeno ahora balanceamos los oxígenos: Reactivos

Productos

C2H5OH(l) + 3O2(g)

→

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 7

= = =

3H2O(g)

+ 2CO2(g)

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6 Átomos de O: 7

Balancear la ecuación no es tarea fácil para el método de tanteo, debido a que nos llevaría tiempo balancear, por lo que tendremos que usar otra herramienta el método algebraico, que consiste en colocar letras en la parte literal a cada uno de los compuestos o elementos que participan en la reacción, para después plantear una ecuación algebraica para cada uno de los elementos. Posteriormente se elige una de las letras, preferentemente la que proporcione mayor respuesta a los otros coeficientes, para asignarle un valor numérico que sea arbitrario. Finalmente, se resuelven las ecuaciones y se sustituyen las literales por los valores obtenidos. Para especificar analicemos el siguiente ejemplo: Si queremos balancear por el método algebraico la siguiente ecuación: KOH + Cl2 → KClO3 + H2O + KCl 1. Primero colocamos letras (coeficientes) a cada uno de las sustancias participantes: AKOH + BCl2 → CKClO3 + DH2O + EKCl 2. Planteamos una ecuación para cada elemento: Para K: Para O:

A = C + E A = 3C + D

(1) (2)

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química

La materia

Para H: Para Cl:

A = 2D 2B = C + E

(3) (4)

3. Observamos que la letra A es la que más se repite en las ecuaciones y le asignamos un valor de 2. Si sustituimos el valor de 2 en la ecuación 3, conoceremos el valor de D: A = 2D

(3)

4. Despejando D y sustituyendo el valor de A, tendremos: D = A/2 = 2/2 = 1,

D = 1

5. Sustituir los valores de A y D en la ecuación 2, para conocer el valor de C: A = 3C + D

(2)

Sustituyendo tendremos: 2 = 3C + 1 6. Despejando C, tendremos que: 3C = 2 - 1 3C = 1 C = 1/3 7. De la ecuación 1 despejamos E y sustituimos los valores de A y C: A E E E

= C + E = A - C = 2 - 1/3 = 5/3

(1)

8. Finalmente de la ecuación 4 despejamos B y sustituimos los valores de C y E 2B = C + E (4) 2B = 1/3 + 5/3 = 6/3 B = 6/6 = 1 Con base a lo anterior los valores de los coeficientes son: A = 1, B = 1, C = 1/3, D = 1 y E = 5/3, por lo que la ecuación quedaría de la siguiente forma: Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

2KOH + 1Cl2 → 1/3KClO3 + 1H2O + 5/3KCl Lo recomendable es que los coeficientes de las ecuaciones sean números enteros y para ello nuestra ecuación la multiplicamos por 3 y de esta manera eliminamos los denominadores, y la ecuación balanceada queda de la siguiente manera: 6KOH + 3Cl2 → 1KClO3 + 3H2O + 5KCl

2.3.4. Balanceo redox La oxidación (Burns, 2000)es un cambio químico en donde un átomo pierde electrones, es decir se generan iones con carga positiva, lo que hace que en la reacción química un átomo aumenta su número de oxidación, por ejemplo. Al0

- 3e- (electrones) → Al3+

Cuando ocurre una oxidación, también hay una reducción, siempre van juntas; este tipo de reacciones se conocen como redox. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo gana electrones, es decir, se generan iones con carga negativa, por lo que hace que la reacción química en la que un átomo disminuye su número de oxidación. O20 + 4e- (electrones) →

2 O2-

Cabe señalar que la oxidación y la reducción son procesos que ocurren de forma simultánea, ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Al0

+ O20

→ Al2O3

Entonces, cuando una especie química se oxida, es decir que pierde electrones, se dice que es un agente reductor porque hace que la otra especie se reduzca; y viceversa, si una especie se reduce se dice que es un agente oxidante, logrando que la otra especie se oxide. Al0 - 3e- → Al3+ O20 + 4e- → 2 O2-

Se oxida (agente reductor) Se reduce (agente oxidante)

Es importante conocer cuál es la especie que se oxidará y cual se reducirá, debemos de recordar los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción, el número de oxidación es la carga que cada elemento adquiere al ganar o perder Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

electrones al combinarse químicamente con otro, ahora entenderás que le pasa a nuestro organismo con la contaminación, forman iones que se juntan con otros elementos que no son productivos en nuestro organismo empezando a degenerar, lo mismo sucede con el oxígeno, si el que respiramos a diario, entra en nuestro organismo y empieza el proceso redox, por eso es recomendable consumir antioxidantes. Hay algunas reglas básicas para establecer los estados de oxidación de los elementos, las cuales son: 1. Los elementos en estado libre tendrán un número de oxidación igual a cero, tanto en estado atómico como molecular, por ejemplo; Al, N2, H2, Cl2, Fe, entre otros. 2. Los elementos del grupo IA de la tabla periódica tienen un número de oxidación 1+, con su debida excepción en el caso de los hidruros el hidrógeno trabaja con 1-. 3. Los elementos del grupo IIA tendrán un número de oxidación igual a 2+. 4. El oxígeno en la mayor parte de los compuestos trabaja con un número de oxidación de 2-, aunque en los peróxidos su número de oxidación será de 1-. 5. Los halógenos cuando no están combinados con oxígeno tienen un número de oxidación igual a 1-. 6. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la suma será igual a la carga del ión. Para ejemplificar lo anterior, veamos lo siguiente: NaCl CO2 H2O KClO3

Na1+Cl1C4+O22H21+O2K1+Cl5+O32-

(1+) + (1-) = 0 (4+) + 2(2-) = 0 2(1+) + (2-) = 0 (1+) + (5+) + 3(2-) = 0

Analiza la suma de los números de oxidación de los elementos involucrados es y debe ser igual a cero. Las reacciones en las que intervienen procesos de oxidación y reducción, son difíciles de balancear por método del tanteo, es mejor aplicar el método redox, recuerda que para balancear por dicho método es necesario que existan dos partes: un elemento que se oxide (donar electrones) y el que se reduce (acepta electrones). Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Para balancear por el método de balanceo por oxido-reducción, consideramos el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan, los cuales han de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se gana o se pierde debe ser igual. Es necesario realizar los siguientes pasos, para especificar proporcionamos un ejemplo: 1. Escribir la ecuación química completa, es decir, con reactivos y productos de forma correcta. MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O 2. Escribe sobre cada elemento el número de oxidación correspondiente. 4+ 21+ 1MnO2 + HCl →

2+ 1MnCl2 +

0 Cl2 +

1+ 2H2O

3. Hay que separar los elementos que se oxidan y reducen, escribiendo las dos medias reacciones que se originen: 4+ 2+ Mn → Mn se oxida (agente reductor) 10 Cl → Cl2

se reduce (agente oxidante)

4. Balancear el número de átomos y se suman o restan los electrones, según se oxide o reduzca el elemento. 4+ 2+ Mn + 2e-→ Mn 10 2Cl - 2 e- → Cl2 5. Igualamos el número de electrones en ambas semirreacciones, multiplicando toda la semirreacción. 4+ 2+ Mn + 2e → Mn

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

10 2Cl - 2 e- → Cl2 6. Al sumar las dos semirreacciones, se elimina el número de electrones 14+ 0 2+ 2Cl + Mn → Cl2 + Mn 7. Finalmente se colocan los coeficientes resultantes en la ecuación original, sin alterar las fórmulas de los compuestos o elementos involucrados. MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O 8. Si alguna especie que no haya sufrido cambio, se balancea al final por el método del tanteo. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Veamos otro ejemplo, Fe + CO2 → Fe2O3 + C Los números de oxidación de cada elemento son: 0 4+ 2Fe + CO2 →

3+ 20 Fe2O3 + C

Los elementos cambian de número de oxidación, se separan en dos semirreacciones: 0 Fe

→

4+ C →

3+ Fe 0 C

Indicar quién se oxida y quién se reduce, sumando o restando los electrones de acuerdo al proceso señalado: 0 Fe + 3e4+

→

3+ Fe se oxida (agente reductor) 0

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

4 e- →

C se reduce (agente oxidante)

Se iguala el número de electrones en ambas semirreacciones: 0 (Fe + 3e4+ (C -

0 4Fe + 12e4+ 3C

→

3+ Fe) 4

→

0 C) 3

3+ → 4Fe

0 12e- → 3C

Sumar ambas semirreacciones, eliminando los electrones: 0 4+ 3+ 0 4Fe + 3C → 4Fe + 3C Colocan los coeficientes en la ecuación original, quedando de la siguiente manera: 4Fe + 3CO2 → 2Fe2O3 + 3C Para el caso del hierro como ya existen 2 en la fórmula, sólo se multiplica por 2. Excelente, aprendiste como balancear reacciones químicas, por ahora lo que queda que hagas son ejercicios para el dominio de los temas. Siguiendo con el temario a continuación estudiaremos estequiometria, tema que también lo ocupamos en todas partes, principalmente en los laboratorios.

2.4. Estequiometría La estequiometria surge desde que Lavoisier, en 1789, estableció lo que actualmente se conoce como ley de la conservación de la materia, y la podemos definir como el procedimiento químico-matemático por el cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Proviene de la etimología del griego stoicheion, que significa primer principio o elemento y metron que significa medida.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

La estequiometria (Benson, 2000) es una herramienta necesaria e indispensable para la resolución de diversos problemas como la determinación de la concentración de algún elemento o compuestos en una determinada muestra, por ejemplo: una muestra de sangre, la medición del metano en la atmósfera, los minerales en el suelo, entre otras. Permite predecir las cantidades de cualquiera de las sustancias involucradas en una reacción o proceso químico, ya sea en reactivos o productos. A continuación veremos los usos de la estequiometria, para ello definamos lo que es el mol y como determinar la masa molecular de un compuesto.

2.4.1. Mol y masa molecular Actualmente conocemos que los átomos son tan pequeños que no sería posible trabajar con ellos, esa es la razón por lo que se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible su trabajo. (Burns, 2000) Esta unidad es definida por el Sistema Internacional de Unidades como mol, y es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos de carbono 12. El número de átomos o moléculas en un mol es 6.023x1023, que se conoce con el nombre de número de Avogadro, siendo éste un número tan grande que no podríamos contar esa cantidad de átomos. Pero, el mol es un conjunto de entidades químicas, como lo es una docena (12) o decena (10) de cualquier objeto. Por lo tanto un Mol es la cantidad de sustancia que contiene 6.023 x 10 23 entidades químicas, es decir átomos, átomos-gramos, etc. También se conoce como unidad de masa atómica (uma) e indica la masa de un mol de átomos de carbono 12. La uma de un elemento es exactamente igual a su masa atómica, en el caso del carbono 12 es 12g. Entonces, la masa atómica de un elemento es la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento. Por ejemplo: el Cl pesa 35.5 uma y por tanto 35.5 g, esto es, que por cada 23 g hay un mol de átomos de cloro. Por lo anterior, conociendo la cantidad de sustancia, podemos determinar el número de mol y de átomos que se están trabajando, como se muestra en la siguiente tabla 18. Relación mol, masa atómica y número de átomos para el aluminio.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Mol de aluminio 1.0 2.0 0.5

Átomos de aluminio 6.023x1023 1.204x1024 3.011x1023

Gramos de aluminio 27.0 54.0 13.5

Tabla 18. Relación mol, masa atómica y número de átomos para el aluminio.

Para el caso de moléculas y compuestos, se menciona a la masa molecular, que se determina al sumar las masas atómicas de cada elemento que integran a la sustancia, por ejemplo la masa molecular del agua es 18g/mol, pero veamos cómo se determinó esta cantidad: La fórmula del agua es H2O, lo que nos indica que contiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Las masas atómicas del hidrógeno y oxígeno son 1 y 16 g, respectivamente. Al multiplicar las masas atómicas de cada elemento por la cantidad de átomos en la molécula y sumarlos, nos resulta la masa molecular: Masa molecular del H2O = 2(masa atómica del H) + (masa molecular del O) Masa molecular del H2O = 2(1g) + 16 g Masa molecular del H2O = 18 g/mol No olvides las unidades, con ellas puedes realizar diversas conversiones, es decir cambiar los gramos a kilogramos o miligramos y con la mol, puedes cambiar a milimoles.

2.4.2. Relación mol-mol Lo más importante en el tema de la estequiometria es tener la fórmula escrita de manera correcta, para que después se puedan hacer todos los cálculos pertinentes, de lo contrario habrá errores. Una vez correcta la fórmula proseguimos a entender que pasa con la relación mol-mol, es decir, conocer cuántas moles de un reactivo reaccionan con otro, para determinar el número de mol de un producto (Cardenas, 2005). Ejemplo. En la reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O Nos indica que un mol de NaOH reacciona con un mol de HCl para producir un mol de NaCl y un mol de H2O.

Universidad Abierta y a Distancia de México

QuĂmica La materia

Solo por recordar los nĂşmeros que se encuentran delante de los reactivos o productos se llaman coeficientes estequiomĂŠtricos, y nos indican el nĂşmero de mol de cada especie involucrada en la reacciĂłn, los cuales pueden obtenerse de balancear la reacciĂłn por algĂşn mĂŠtodo. Para el caso de la reacciĂłn de formaciĂłn del agua: 2H2 + O2 â&#x2020;&#x2019; 2H2O 2 mol de hidrĂłgeno reaccionan con 1 mol de oxĂgeno para producir dos mol de agua. Una vez que la ecuaciĂłn quĂmica este correctamente balanceada, podemos determinar cuantitativamente la cantidad en mol de un reactivo o producto, requerido para un proceso. Por ejemplo, ÂżcuĂĄntos mol de hidrĂłgeno se formarĂĄn a partir de 5.0 mol de litio al reaccionar con el agua?, segĂşn la siguiente reacciĂłn: Li + H2O â&#x2020;&#x2019; LiOH + H2 Lo primero que debemos hacer es balancear la ecuaciĂłn, para cumplir con la ley de la conservaciĂłn de la materia, por lo que la reacciĂłn queda asĂ: 2Li + 2H2O â&#x2020;&#x2019; 2LiOH + H2 SegĂşn la reacciĂłn, 2 mol de litio reaccionan con 2 mol de agua para producir 2 mol de hidrĂłxido de litio y mol de hidrĂłgeno, con lo cual podemos establecer la siguiente relaciĂłn: 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ť2 2 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??żđ?&#x2018;&#x2013;

x 5 mol Li = 2.5 mol de H

Lo que nos indica que con 5 mol de litio obtendremos 2.5 mol de hidrĂłgeno. Continuando veremos la relaciĂłn masa-mol.

2.4.3. RelaciĂłn masa-mol En muchas ocasiones se requiere conocer la masa de un reactivo o producto, y para ello se utiliza la relaciĂłn masa-mol. En este tipo de estequiometria se determina la masa molecular de la sustancia de la que se requiere conocer su masa (Benson, 2000).

Universidad Abierta y a Distancia de MĂŠxico

QuĂmica La materia

Por ejemplo, ÂżcuĂĄntos gramos de sulfuro ferroso se obtendrĂĄn al hacer reaccionar 3.5 mol de hierro? de acuerdo a la siguiente reacciĂłn: Fe + S â&#x2020;&#x2019; FeS La reacciĂłn esta balanceada y por tanto nos indica que un mol de hierro reacciona con un mol de azufre para producir un mol de sulfuro ferroso, y podemos establecer la siguiente relaciĂłn: 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??šđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2020; 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??šđ?&#x2018;&#x2019;

x 3.5 mol Fe = 3.5 mol FeS

Sin embargo cada mol de FeS tiene una masa de 88 g, por lo que la masa obtenida serĂĄ: 88 đ?&#x2018;&#x201D; đ??šđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2020; đ??źđ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??šđ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2020;

x 3.5 mol FeS = 308 g

Por tanto, partiendo de 3.5 mol de Fe se obtendrĂĄn 308 g de FeS. En este caso las relaciones masa-mol nos sirven para conocer la cantidad de reactivos o productos involucrados en un proceso en el que se conocen los mol de alguna de las especies quĂmicas de interĂŠs. Sin embargo, en nuestro mundo las cantidades de materia no se manejan en mol, sino en masa, por eso veremos a continuaciĂłn la relaciĂłn masamasa.

2.4.4. RelaciĂłn masa-masa En el campo laboral no trabajamos con mol, sino con gramos y sus derivados, entonces la relaciĂłn estequiomĂŠtrica usada es masa-masa. Analiza lo siguiente: ÂżCuĂĄntos gramos de cloruro de calcio se obtendrĂĄn al hacer reaccionar 200 g de Ca? De acuerdo a la siguiente reacciĂłn: HCl(ac) + Ca(s) â&#x2020;&#x2019; CaCl2(ac) + H2(g) Al igual que en las otras relaciones estequiomĂŠtricas, recuerda que lo primero es balancear la ecuaciĂłn. 2HCl(ac) + Ca(s) â&#x2020;&#x2019; CaCl2(ac) + H2(g)

Universidad Abierta y a Distancia de MĂŠxico

QuĂmica La materia

Esto nos indica que 2 mol de ĂĄcido clorhĂdrico reaccionan con 1 mol de calcio para producir 1 mol de cloruro de calcio y un mol de hidrĂłgeno. Con ello podemos establecer la siguiente relaciĂłn: 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;2 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x17D; x 40đ?&#x2018;&#x201D; đ??śđ?&#x2018;&#x17D; 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x17D;

110đ?&#x2018;&#x201D; đ??śđ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;2

x 1 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x17D;đ??śđ?&#x2018;&#x2122;2 x 200g Ca = 55O g de CaCl2

En este caso las relaciones estequiomĂŠtricas se manejan en mol, los cuales son transformados a masa mediante el cĂĄlculo de la masa molecular. Esta Ăşltima relaciĂłn es de gran importancia, ya que de manera cotidiana manejamos cantidades mĂĄs tangibles, como lo son el gramo y kilogramo. En el mundo microscĂłpico el mol es de gran utilidad, para comprender las interacciones entre las molĂŠculas y los ĂĄtomos, pero en el mundo macroscĂłpico la cantidad en masa resulta ser mĂĄs comprensible. Con lo visto hasta este momento damos por terminada la unidad 2. Te sugerimos continues con la unidad 3.

Recursos para tu ruta de aprendizaje Consulta el siguiente link, para conocer mĂĄs de la nomenclatura inorgĂĄnica: http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/IEQTE/nomen_inorg.pdf

En este documento, encontrarĂĄs los principales iones tanto positivos como negativos, asĂ como sus nombres.

Actividades La elaboraciĂłn de las actividades estarĂĄ guiada por tu docente en lĂnea, mismo que te indicarĂĄ, a travĂŠs de la PlaneaciĂłn del docente en lĂnea, la dinĂĄmica que tĂş y tus compaĂąeros (as) llevarĂĄn a cabo, asĂ como los envĂos que tendrĂĄn que realizar. Para el envĂo de tus trabajos usarĂĄs la siguiente nomenclatura: QUI_U2_A1_XXYZ, donde QUI corresponde a las siglas de la asignatura, U2 es la unidad de conocimiento, A1 es el nĂşmero de actividad, el cual debes sustituir considerando la actividad que se realices, XX son las primeras letras de tu nombre, y la primera letra de tu apellido paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

Universidad Abierta y a Distancia de MĂŠxico

Química La materia

Autorreflexiones Para la parte de autorreflexiones debes responder las Preguntas de Autorreflexión indicadas por tu docente en línea y enviar tu archivo. Cabe recordar que esta actividad tiene una ponderación del 10% de tu evaluación. Para el envío de tu autorreflexión utiliza la siguiente nomenclatura: QUI _U2_ATR _XXYZ, donde QUI corresponde a las siglas de la asignatura, U2 es la unidad de conocimiento, XX son las primeras letras de tu nombre, y la primera letra de tu apellido paterno y Z la primera letra de tu apellido materno.

Cierre de la unidad En la unidad 2 estudiaste varios temas interesantes e importantes para tu vida profesional, debido a que todo lo que hemos analizado lo emplearás siempre. Recordemos que las reacciones químicas son la parte fundamental de todo, debido a que revelan qué reactivos y productos están involucrados, qué tipo de enlaces, las valencias de cada elemento, los coeficientes estequiométricos y la estequiometria. Todo lo anterior se hace necesario para el mejor entendimiento de lo que está sucediendo químicamente en las reacciones. Te invitamos a pasar a la siguiente y última unidad.

Fuentes de consulta

Baldor, F. (2003). Nomenclatura química inorgánica. México: Ediciones. Benson, S. (2000). Cálculos químicos. Limusa. Burns, R. (2000). Fundamentos de química. México: Pearson.

Universidad Abierta y a Distancia de México

Química La materia

Cardenas, A. (2005). Química 2. México: Umbral. Gray, H. (2003). Electrones y enlaces químicos. España: Reverté. Guillespie, D. (2002). Introducción a la mecánica cuántica. España: Reverté. International Union of Pure and Applied Chemistry. (s.f.). Recuperado el 27 de 12 de 2014, de International Union of Pure and Applied Chemistry: http://www.iupac.org/ Patiño Olivares, A. (2007). Introducción a la Ingeniería Química (Balances de Masa y Energía) . México DF: Universidad Iberoamericana. Picado, A., & Alvarez, M. (2008). Química 1. Costa Rica: Universidad Estatal a Distancia. Richard, F. M., & Ronald, R. W. (2004). Principios Elementales de los Procesos Químicos. México DF: Limusa Wiley. Rincón, L. (2005). Enlace químico. Venezuela: Escuela Venezolana para la enseñanza de la química. Seese, W. (2005). Química. California: Reverté. Universidad Autónoma de Yucatán. (2003). Nomenclatura. México: Coordinación general de desarrollo académico.

Universidad Abierta y a Distancia de México