Número de Oxidación
Fórmula y nomenclatura de compuestos inorgánicos
Óxidos
Óxidos metálicos o básicos
Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación
Óxidos de metales que actún con más de un estado de oxidación
Óxidos no metálicos o ácidos
Hidróxidos
Ácidos Oxigenados u Oxácidos
Compuestos binarios del Hidrógeno
Hidrácidos
Aniones
Sales
Peróxidos
Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso
Masas Moleculares
Composición centesimal
Reacción Química y Ecuación Química
Reactivo limitante

PROBLEMAS CAPITULO III
PROPUESTA EXPERIMENTAL

EJERCICIOS INTERACTIVOS

Objetivos:

Calcular números o estados de oxidación.

Escribir las fórmulas químicas de compuestos inorgánicos sencillos.

Reconocer los distintos tipos de sustancias.

Nombrar sustancias inorgánicas sencillas utilizando diferentes nomenclaturas.

Comprender el significado de la ecuación química

Resolver problemas estequiométricos.

La caparazón de este molusco se debe a la reacción de precipitación entre los iones calcio, que el organismo fue secretando, y los iones carbonato presentes en el agua.

El color del mismo se debe a impurezas de hierro que fueron capturadas cuando el sólido se iba formando

I.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

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

v Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

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

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.

Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.

De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.

Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:

• En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0. Por ejemplo: Au^o, Cl₂^o, S₈^o.

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

• El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.

• En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.

Por ejemplo:

Na^{+1 (Carga del ión)} +1 (Número de oxidación)

S^-2 -2 (Número de oxidación)

Al⁺³ +3 (Número de oxidación)

v Recordemos que los elementos de los grupos I_A (1) y II_A (2) forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VII_A (17) y VI_A(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.

v La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

Por ejemplo:

a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na₂SO₃, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2

+1 X -2

Na₂ S O₃

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

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:

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

2 + X - 6 = 0

X = + 4

+1 +4 -2

Na₂ S O₃

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

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr₂O₇⁼ nos basaremos en el O: -2

X ^_2

(Cr₂ O₇)^-2

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

resolviendo, encontramos que X = + 6

+6 ^_2

(Cr₂ O₇)^-2

Autoevaluación 1:

Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO₄.

Elige la respuesta correcta:

a) K = +2; O = -2; Mn = +6

b) K = +1; O = -2; Mn = +7

c) K = +1; O = -1; Mn = +3

Ver resultado

II.- FORMULA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

En la primera parte de esta asignatura se determinaron los números de oxidación de los átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahora invertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrá deducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.

Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primer término, a excepción de algunas especies que por su difundido uso se mantienen con la formulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH_3; del ión amonio, NH₄⁺; del metano, CH₄. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en uso, aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aún sin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o en el caso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.

II.- 1.- Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

a) Óxidos metálicos o básicos:

a₁) Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación:

Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término el grupo IA (1) o de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por encima de la estructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la fórmula química, se debe recordar que la sumatoria de los números de oxidación debe ser cero. En este caso se necesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos será: Li₂O, Na₂O, K₂O, etc., y en general, será M₂O siempre que el metal actúe como +1.

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente escritas se denominarán respectivamente óxido de litio, óxido de sodio y óxido de potasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla de nomenclatura con fórmula.

Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones en el último nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su óxido será: MgO, CaO, BaO, etc., y en general, será MO. Como ejercitación, nombre los óxidos escritos anteriormente.

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

a₂) Óxidos de metales que actúan con más de un estado de oxidación:

En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO y Fe₂O₃ respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamarían óxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está refiriendo. Eso es incorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente preciso como para que no quepa la pregunta “¿cuál?” . ¿Cómo se subsana? Utilizando la siguiente regla:

En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro (III).

¿Cuál es la fórmula del óxido de manganeso (IV)?

En primer término se escriben los elementos que forman la sustancia: MnO, y nos ayudamos con los números de oxidación, –2 para el oxígeno y +4 para el Mn, indicado por los números romanos; luego haremos que la sumatoria de los números de oxidación sea cero, quedando: MnO₂.

Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan con más de un estado de oxidación (G IIIA (13) al VIA (16)). Ejemplo: PbO se denomina óxido de plomo (II)

Resumiendo: la nomenclatura que hemos utilizado en a₁ (no es necesario aclarar el número de oxidación) y a₂ (es indispensable aclarar el número de oxidación) se denomina nomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la de uso más frecuente para los compuestos metálicos.

b) Óxidos no metálicos o ácidos:

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cada elemento y los más usados son:

Prefijo	mono	di	tri	tetra	penta	hexa	hepta	octa	nona	deca
Número de átomos	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10

La regla para nombrarlos es:

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con

las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO₂ se nombra dióxido de carbono y no dióxido de monocarbono.

Por ejemplo:

N₂O monóxido de dinitrógeno

P₄O₁₀ decóxido de tetrafósforo

Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta nomenclatura; inténtelo con: dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido de dinitrógeno.

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

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo oso cuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe₂O_3, óxido férrico, igualmente el SO₂ se denomina óxido sulfuroso y el SO₃, óxido sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números de oxidación.

II.- 2.- Hidróxidos

Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH^- o ion hidroxilo combinado con un catión.

Si simbolizamos a un catión metálico como M ⁺ⁿ, la fórmula general será: M(OH)_n. Se denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).

Por ejemplo:

Mg(OH)₂ Hidróxido de magnesio

Fe(OH)₃ Hidróxido de hierro (III)

Cuando el NH₃ se disuelve en agua, se encuentran en solución OH^- y NH₄⁺ por lo que habitualmente se lo denomina hidróxido de amonio y se lo formula NH₄OH.

La regla para nombrar a los hidróxidos es:

II.- 3.- Ácidos Oxigenados u Oxácidos

Pueden representarse por la fórmula general H_x A O_y donde A representa a un no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metal de transición).

Existen dos nomenclaturas:

a) La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de la terminación oso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que trabajaremos son:

Grupo IV A (14)	Grupo V A (15)	Grupo VI A (16)
H2CO3 ácido carbónico	HNO2 ácido nitroso	H2SO3 ácido sulfuroso
*	HNO3 ácido nítrico	H2SO4 ácido sulfúrico
*	H3PO3 ácido fosforoso	*
*	H3PO4 ácido fosfórico	*

En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula general H X O_n donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I.

¿Podría Ud. justificar por qué X no representa al F?

El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estado de oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone el prefijo hipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designado con ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.

En general:

Por ejemplo:

HBrO ácido hipobromoso

HClO₂ ácido cloroso

HIO₃ ácido yódico

HClO₄ ácido perclórico

b)La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación en números romanos.

En general:

Ejemplos:

H₂SO₃ ácido trioxosulfúrico (IV)

H₂SO₄ ácido tetraoxosulfúrico (VI)

¿Cuál es la fórmula del ácido tetraoxosilícico (IV)? Pondremos los símbolos de los elementos: HSiO, luego utilizamos el subíndice 4 para el oxígeno quedándonos H_xSiO₄ y finalmente a través del número de oxidación del silicio dado en la nomenclatura (IV), se puede calcular el número de átomos de H:

1.X + 4 – 8 = 0, por lo tanto, X = 4 , quedando así la fórmula H₄SiO₄.

Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientemente habitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso (funcional o clásica) y no ácido oxoclórico (I) (sistemática).

II.- 4.- Compuestos binarios del Hidrógeno

a) Los compuestos de hidrógeno con metales son los llamados hidruros.

En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo, correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será MH_n, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidruro:

Ejemplos:

KH hidruro de potasio

CuH hidruro de cobre (I)

b) El hidrógeno también forma compuestos con los no metales.

En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan

Los elementos del grupo VII A (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX, donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de Hidrógeno, Cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H₂S, cuyo nombre es Sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH₃ y PH_3, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada anteriormente). Dé la nomenclatura sistemática de estas especies.

II.- 5.- Hidrácidos

Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a denominarse Hidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Las sustancias del inciso 4 pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico, ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico.

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

II.- 6.- Aniones

Los ácidos, como hemos visto, generan H⁺ en solución acuosa, originando simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como Hidrógenos se hayan cedido.

Se denominan con los siguientes sufijos:

a) Anión de hidrácido

Por ejemplo:

F^- Fluoruro, S⁼ Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá perder un solo protón, originando el anión HS^-, y para denominarlo hay que añadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno sulfuro.

b) Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de oso por ito si se trabaja con la funcional.

Veamos a continuación algunos ejemplos y complete los espacios vacíos:

Anión	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
NO3^-	Nitrato	Trioxonitrato (V)
NO2^-	Nitrito	Dioxonitrato (III)
ClO^-	Hipoclorito	Oxoclorato (I)
ClO2^-	Clorito	Dioxoclorato (III)
ClO3^-
ClO4^-

En resumen:

En resumen:	Ácido	Anión
Sin oxígeno	-----hídrico	------uro
Con oxígeno	-------ico	------ato
	-------oso	------ito

Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.

Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes aniones hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para indicar el número de hidrógenos que aún contienen.

Veamos los siguientes ejemplos y complete los espacios vacíos.

Anión	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
H2PO4^-	Dihidrógenofosfato	Dihidrógenotetraoxofosfato (V)
HPO4^-2	Hidrógenofosfato	Hidrógenotetraoxofosfato (V)
HSO4^-	Hidrógenosulfato	Hidrógenotetraoxosulfato (VI)
HSO3^-
HCO3^-

II.- 7.- Sales

Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión generalmente metálico.

Se denominan

Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH₄⁺ denominado amonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas reglas dadas.

Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la sistemática como ejercitación.

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

II.- 8.- Peróxidos

Son compuestos binarios del oxígeno, que presentan la particularidad de que dos átomos de oxígeno se unen entre sí, lo que determina que su número de oxidación sea –1.

Se denominan sustituyendo la palabra óxido por peróxido.

Así:

Na₂O₂ Peróxido de sodio

BaO₂ Peróxido de bario

H₂O₂ Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de agua

oxigenada).

II.- 9.- Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso:

a) Oxoaniones cuyo elemento central es un metal

Anión	Nomenclatura funcional
MnO4^-	Permanganato
CrO4^-2	Cromato
Cr2O7^-2	Dicromato

b) Aniones no oxigenados

Anión	Nomenclatura funcional
CN^-	Cianuro
SCN^-	Sulfocianuro

Resumen de reacciones típicas:

III.- MASAS MOLECULARES

Con idéntico criterio a lo tratado con respecto a los átomos, podemos definir las unidades de masa moleculares con sólo cambiar el término atómico por molecular.

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

Por ejemplo:

Calculemos la M.M.R de una sustancia cuya fórmula es C₂H₆O:

M.M.R = 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46

Para las sustancias iónicas o para las macromoléculas, donde no existen las moléculas, la denominación correcta sería masa fórmula en lugar de masa molecular, ya que en su cálculo se utiliza la fórmula empírica. (Aunque esta denominación sería la más estricta, la costumbre hace que se admita la denominación de masa molecular en todos los casos).

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

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

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

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

Ahora estamos en condiciones de poder interpretar a la fórmula química con mayor profundidad, es decir desde el aspecto cuantitativo. Éste puede estudiarse según dos puntos de vista, para lo cual utilizaremos como ejemplo al CO₂:

a) Punto de vista molecular

CO2	C	O
1 molécula	1 átomo	2 átomos
44 uma	12 uma	32 uma
7,3 x 10 ^–23 g	2 x 10 ^–23 g	5,3 x 10 ^–23 g

b) Punto de vista molar

CO2	C	O
1 mol de moléculas	1 mol de átomos	2 moles de átomos
44 g	12 g	32 g
1 molécula gramo	1 átomo gramo	2 átomo gramo
6,023 x 10 ^23 moléculas	6,023 x 10 ^23 átomos	2 x 6,023 x 10 ^23 átomos
22,4 l (C.N.)	-----------	----------

Ejercicios resueltos:

1.- ¿Cuántos átomos de O hay en 8,55 g de Al₂(SO₄)₃?

M.M.: 27 x 2 + 32 x 3 + 16 x 12 = 342

Masa de la moléculagramo: 342 g

342 g de Al₂(SO₄)₃ .......................... 12 x 6,023 x 10²³ átomos de O

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

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

6,023 x 10²³ moléc.......................... 3 átomogramos de S

3 x 10²² moléc. .......................... x = 1,5 x 10 ^{- 1} átomogramos de S

3.- ¿Cuántos átomos de Al se habrán combinado con 2400 uma de O

para formar Al₂(SO₄)₃?

12 x 16 uma de O ......................... 2 átomos de Al

2400 uma de O .......................... x = 25 átomos de Al

Autoevaluación 2:

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

a) 4 x 10²³

b) 12

c) 0,68

d) 3,3 x 10²²

Ver resultado

III.- 1.- Composición centesimal

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

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

18 g de H₂O ............................ 16 g de O

100 g de H₂O ............................. x = 88,9 g de O

18 g de H₂O ............................. 2 g de H

100 g de H₂O ............................. x = 11,1 g de H

La fórmula centesimal del agua será entonces: 88,9 % de O y 11,1 % de H. Se podría alegar que teniendo el porcentaje del O, el del H podría calcularse por una simple diferencia. Ello es correcto, pero el efectuar todos los cálculos por separado y luego sumarlos, servirá de verificación de que no se han cometido errores, ya sea de planteo o de cálculo, lo que pasaría inadvertido en caso de calcular la masa del último elemento por diferencia.

a) Fórmula mínima o empírica: se denomina así a la fórmula que indica la relación numérica que guardan los elementos, expresada mediante el menor número entero posible de los átomos de cada uno.

b) Fórmula molecular: se denomina así a la verdadera fórmula de la sustancia.

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

Fórmula molecular = n x fórmula mínima

donde n es un número entero mayor o igual a 1, según el caso considerado, e indica cuántas veces se repite la fórmula mínima en la molecular.

Anteriormente calculamos la composición centesimal de una sustancia, conociendo su fórmula química; este proceso puede ser invertido, es decir que si se conoce la composición centesimal, se puede determinar la fórmula mínima.

Por ejemplo:

Se sabe que una sustancia está constituida por un 43,6% de P y 56,4 % de O, y se desea conocer su F.M.. Podremos efectuar el siguiente razonamiento suponiendo que partimos de 100 g de muestra:

31 g de P ........................ 1 átomogramo P

43,6 g de P ........................ x = 1,41 átomogramos de P

16 g de O ........................ 1 átomogramo de O

56,4 g de O ...................... x = 3,53 átomogramos de O

La proporción de átomos de los distintos elementos en una sustancia es la misma que la de átomogramos; por consiguiente en este compuesto se encontrarán 1,41 átomos de P por cada 3,53 átomos de O. Sin embargo, la proporción debe guardar una relación de números enteros, ya que de otra forma mantiene un sentido matemático, pero no físico, ya que los átomos no pueden fraccionarse en una sustancia. Si dividimos a todos los átomogramos (para no romper la relación, es decir no cambiar la composición centesimal) por el más pequeño, se obtiene:

Para y para el

Aún no se ha logrado la proporción de números enteros, pero si multiplicamos ambos valores por 2, obtendremos que la F.M. será P₂O₅. La fórmula de la sustancia podría ser:

P₂O₅, P₄O₁₀ , P₆O₁₅ , P₈O₂₀ etc.

Por lo tanto para poder determinarla unívocamente se debe disponer de un dato adicional como por ejemplo saber que en 0,25 moles de la sustancia hay 1,506 x 10²⁴ átomos de O. Podremos plantear entonces :

0,25 moles de la sust. ....................... 1,506 x 10²⁴ átomos de O

1 mol de la sust. ......................... x = 6,024 x 10²⁴ átomos de O

Esa cantidad de átomos son los que se encuentran en 10 átomogramos, lo que indica que la fórmula será la segunda: P₄O₁₀ .

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

Masa Molecular = n x Masa de la fórmula mínima

Entonces: 284 = n x (31 x 2 + 16 x 5) = n x 142

de donde n = 2, es decir que la fórmula mínima se encontrará repetida 2 veces en la molecular: (P₂O₅) x 2 = P₄O₁₀

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

La masa molecular del ácido cítrico es 192,13, y está compuesto por 37,51% de C, 58,29 % de O y 4,20 % de H. Determinar sus fórmulas mínima y molecular.

100 g de sustancia ...................... 37,51 g de C

192,13 g de sust. ...................... x = 72,07 g de C ,

(1 mol) ....................... 6 átomogramos de C

Encontramos que en un mol de la sustancia hay 6 átomogramos de C, o lo que es lo mismo, que en una molécula hay 6 átomos de C. Trabajando con idéntico criterio para los otros elementos determinaremos que la fórmula química es C₆H₈O₇, y de ella podemos deducir la fórmula mínima, que en este caso será coincidente con la fórmula química.-

Autoevaluación 3:

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

a) CH
b) C₅H₁₂
c) C₁₄H₁₄

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IV.- REACCIÓN QUÍMICA Y ECUACIÓN QUÍMICA

La reacción química es un proceso durante el cuál unas sustancias se transforman en otras mediante la ruptura y/o creación de enlaces. En otras palabras, lo que ocurre es un intercambio de átomos. Para representar este fenómeno se hace uso de la ecuación química.

Las sustancias reaccionantes se denominan reactivos, y se escriben del lado izquierdo mediante sus respectivas fórmulas, separadas por el signo más; las sustancias que se obtienen se denominan productos de la reacción, o más comúnmente productos, y se escriben del lado derecho mediante sus respectivas fórmulas, también separadas por el signo más. Entre reactivos y productos se intercala una flecha que indica el sentido de la reacción. El orden de escritura de la ecuación es, en primer término bien formulados, los reactivos y los productos:

CO + O₂ ® CO₂

Ésta expresión no es cuantitavivamente correcta, debido a que no respeta la ley de conservación de la masa. En otros términos, por lo dicho anteriormente, deben existir tantos átomos de cada elemento al principio como al final de la reacción, lo que se explícita mediante el uso de coeficientes delante de las fórmulas, proceso que se denomina balanceo, ajuste o equilibrio. Estos coeficientes son siempre números enteros y mantienen la menor proporción; en el ejemplo que estamos considerando, los mismos serán:

2 CO + O₂ ® 2 CO₂

Esta expresión puede ser interpretada desde dos puntos de vista, tal como se vio anteriormente, aplicándolo a cada especie que aparece en la ecuación:

a) Punto de vista molecular

2 moléc. + 1 moléc ® 2 moléc.

2 x 28 uma + 32 uma ® 2 x 44 uma

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

b) Punto de vista molar

2 moles CO +	1 mol O2 ®	2 moles CO2
2 x 28 g	32 g ®	2 x 44 g
2 moléc-gramo	1 moléc-gramo ®	2 moléc-gramo
2 x 22,4 litros	22,4 litros ®	2 x 22,4 litros
2 x 6,023 x 10^23moléc.	6,023 x 10^23 moléc®	2 x 6,023 x 10^23 moléc.

En realidad, la ecuación posee un sentido más amplio, ya que no sólo nos indica que 2 moles de CO reaccionan con 1 mol de O₂, sino que se necesita el doble de moles de CO, sea cuál sea la cantidad considerada, que de moles de O₂ . Y con idéntico criterio, se van a obtener tantos moles de CO₂ como moles de CO hayan reaccionado, o, si consideramos el otro reactivo, se obtendrá el doble de moles de producto que los moles de O₂ que han reaccionado. Por esta razón los cálculos estequiométricos pueden resolverse fácilmente utilizando reglas de 3 simple, en las cuales el primer renglón es la lectura de la ecuación en las unidades pedidas, o bien utilizando el sistema de proporciones o cualquier otro método algebraico.

Por ejemplo:

N₂ + 3 H₂ ¾¾® 2 NH₃

Calculemos los gramos de H₂ que reaccionarán con 0,12 moles de N₂:

Según la interpretación molar:

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

1 mol de N₂ ® 3 x 2 g H₂ (por la ecuación)

0,12 moles de N₂ ® x = 0,72 g H₂

b) Calcule la masa de NH₃ a obtener en g cuando reaccionan 3,01 x 10²² moléculas de H₂ :

3 mol de H₂ ® 2 moles de NH₃ (ecuación)

3 x 6,02 x 10₂₃ moléc. H₂ ® 2 x 17 g NH₃ (ecuación)

3,01 x 10²³ moléc. H₂ ® x = 5,66 g NH₃

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

1 mol de N₂ ® 3 moles de H₂ (ecuación)

6,02 x 10²³ moléc. N₂ ® 3 x 6,02 x 10²³ moléc. H₂ (ecuación)

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

IV.- 1.- Reactivo limitante

En los ejemplos anteriores se hace mención de uno solo de los reactivos, interpretándose que del o de los otros reactivos se dispone cantidad suficiente. Si los reactivos se encuentran exactamente en cantidades estequiométricas, el sistema final solo contendrá productos, ya que se habrán agotados los reactivos simultáneamente.

En el caso de que se haga mención a más de un reactivo lo primero que debe determinarse es si se encuentran o no guardando la relación estequiométrica. En el primer caso los cálculos de productos obtenidos se podrá efectuar con cualquiera de los reactivos. Pero si los reactivos no guardan relación estequiométrica, uno de ellos se encontrará en menor cantidad que la necesaria para que el otro reactivo se transforme en su totalidad. Por ese motivo a este reactivo que está en menor proporción que el otro se lo denomina reactivo en defecto o reactivo limitante (limita el desarrollo de la reacción).

Por ejemplo:

¿Cuántos gramos de CO₂ se obtienen cuando se mezclan 3 moles de CO con 60 g de O₂?

2 mol CO ® 32 g de O₂

3 mol CO ® x = 48 g de O₂

Esto significa que para que reaccionen completamente los 3 moles de CO, se requieren 48 g de O₂; en otras palabras de los 60 g de O₂ iniciales reaccionan solamente 48 g, quedando 12 g sin reaccionar. Por esta razón se dice que el O₂ es el reactivo en exceso, mientras que el CO es el reactivo en defecto o limitante, ya que es el que determina las cantidades de producto obtenido.

A idénticas conclusiones se llega efectuando el cálculo efectuando el cálculo en base al O₂:

32 g O₂ ® 2 mol de CO

60 g de O₂ ® x = 3,75 mol CO

Según este cálculo los 60 g de O₂ requieren 3,75 moles de CO, pero solo se disponte inicialmente de 3 moles, lo que determina que el CO se consume en su totalidad.

El cálculo de obtención de CO₂ debe realizarse entonces en base al reactivo limitante:

2 mol de CO ® 2x 44 g CO₂

3 mol de CO ® x = 132 g de CO₂

Nótese que en estos casos al final de la reacción no solo se encontrarán los productos, sino que también se encontrará el reactivo en exceso en una cantidad igual a la cantidad inicial menos la cantidad que reaccionó; en este caso 132 g de CO₂ y 12 g de O₂ .

Autoevaluación 4:

Dada la reacción (sin balancear):

H₃PO₄ + Ca(OH)₂ ® Ca₃(PO₄)₂ + H₂O

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

a) 27,9

b) 46,5

c) 4,6

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PROBLEMAS CAPITULO III
PROPUESTA EXPERIMENTAL

EJERCICIOS INTERACTIVOS