![Problemas al final del capítulo:
Practique su habilidad y conocimiento
de los conceptos resolviendo los
problemas que se encuentran al final de
cada capítulo.
110 CAPÍTULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
Masa atómica
Preguntas de repaso
3.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesa-
ria la introducción de dicha unidad?
3.2 ¿Cuál es la masa (en uma) del átomo de carbono-12? ¿Por
qué la masa del carbono aparece como 12.01 uma en la
tabla periódica de la segunda de forros de este libro?
3.3 Explique de manera clara el significado del enunciado “la
masa atómica del oro es 197.0 uma”.
3.4 ¿Qué información se necesita para calcular la masa ató-
mica promedio de un elemento?
Problemas
3.5 Las masas atómicas de 35
Cl (75.53%) y 37
Cl (24.47%) son
34.968 uma y 36.956 uma, respectivamente. Calcule la
masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre
paréntesis indican la abundancia relativa.
3.6 Las masas atómicas de 6
Li y 7
Li son 6.0151 uma y 7.0160
uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de
estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es
6.941 uma.
3.7 ¿Cuál es la masa (en gramos) de 13.2 uma?
3.8 ¿Cuántas uma existen en 8.4 g?
Número de Avogadro y masa molar
Preguntas de repaso
3.9 Defina el término “mol”. ¿Cuál es la unidad para el mol en
los cálculos? ¿Qué tiene en común el mol con el par, la
docena y la gruesa? ¿Qué representa el número de Avo-
gadro?
3.10 ¿Qué es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las uni-
dades comúnmente utilizadas para masa molar?
Problemas
3.11 La población mundial es aproximadamente de 65 mil mi-
llones. Suponga que cada persona sobre la Tierra participa
en un proceso de contar partículas idénticas a una rapidez
de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría
contar 6.0 × 1023
partículas? Suponga años de 365 días.
3.12 El espesor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Con-
sidere que cierto libro tiene el número de Avogadro de
hojas; calcule el grosor de dicho libro en años-luz. (Suge-
rencia: Vea el problema 1.47 para la definición de año-
luz.)
3.13 ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?
3.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6.00 ×
109
(6 mil millones) de átomos de Co?
3.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4 g de
Ca?
3.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au?
3.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno
de los siguientes elementos? a) Hg, b) Ne.
3.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno
de los siguientes elementos? a) As, b) Ni.
3.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 × 1012
átomos de
plomo (Pb)?
3.20 ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 g de cobre
(Cu)?
3.21 ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos:
1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de
cromo?
3.22 ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2
átomos de plomo o 5.1 × 10–23
moles de helio.
Masa molecular
Problemas
3.23 Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las
siguientes sustancias: a) CH4, b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e)
NaI, f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2.
3.24 Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sus-
tancias: a) Li2CO3, b) CS2, c) CHCl3 (cloroformo), d)
C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f)
Mg3N2.
3.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de
él tienen una masa de 152 g.
3.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en
0.334 g de C2H6?
3.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g del
azúcar glucosa (C6H12O6).
3.28 La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como
fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H
en 1.68 × 104
g de urea.
3.29 Las feromonas son un tipo especial de compuestos secre-
tadas por las hembras de muchas especies de insectos con
el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona
tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la
cantidad de esta feromona secretada por un insecto hem-
bra es de alrededor de 1.0 × 10–12
g. ¿Cuántas moléculas
hay en esta cantidad?
3.30 La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas mo-
léculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a di-
cha temperatura?
Espectrometría de masas
Preguntas de repaso
3.31 Describa cómo funciona un espectrómetro de masas.
3.32 Describa cómo podría determinar la abundancia isotópica
de un elemento a partir de su espectro de masas.
Preguntas y problemas
17 17
3 3
111Preguntas y problemas
Problemas
3.33 El carbono tiene dos isótopos estables, 12
C y 13
C, en tanto
que el flúor tiene sólo un isótopo estable, 19
F. ¿Cuántas
señales esperaría observar en el espectro de masas del ion
positivo de CF+
? Suponga que dicho ion no se rompe en
fragmentos más pequeños.
3.34 El hidrógeno tiene dos isótopos estables, 1
H y 2
H, en tanto
que el azufre tiene cuatro isótopos estables, 32
S, 33
S, 34
S y
36
S. ¿Cuántas señales esperaría observar en el espectro de
masas del ion positivo sulfuro de hidrógeno H2S+
? Su-
ponga que el ion no se descompone en fragmentos más
pequeños.
Composición porcentual y fórmulas químicas
Preguntas de repaso
3.35 Utilice el amoniaco (NH3) para explicar el significado de
la composición porcentual en masa de un compuesto.
3.36 Describa cómo el conocimiento de la composición por-
centual en masa de un compuesto desconocido puede ayu-
dar a su identificación.
3.37 ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el tér-
mino fórmula empírica?
3.38 Si conocemos la fórmula empírica de un compuesto, ¿cuál
otra información adicional necesitamos para determinar
su fórmula molecular?
Problemas
3.39 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2.
Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O
en el SnO2.
3.40 Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3)
como anestésico de inhalación a pesar de ser también una
sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y
el corazón. Calcule la composición porcentual en masa de
este compuesto.
3.41 El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfume-
ría, en especial en jabones y cosméticos. Su fórmula mo-
lecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual
en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) ¿Cuántas
moléculas de alcohol cinámico están presentes en una
muestra de 0.469 g?
3.42 Todas las sustancias que aparecen a continuación se utili-
zan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación
del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de
nitrógeno, de acuerdo con su composición porcentual en
masa?
a) Urea (NH2)2CO
b) Nitrato de amonio, NH4NO3
c) Guanidina, HNC(NH2)2
d) Amoniaco, NH3
3.43 La alicina es el compuesto responsable del olor caracterís-
tico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la
siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4%; H:
6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica.
¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es aproxi-
madamente de 162 g?
3.44 El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del
esmog. Está formado por C, H, N y O. Determine la com-
posición porcentual de oxígeno y la fórmula empírica, a
partir de la siguiente composición porcentual en masa:
19.8% de C, 2.50% de H y 11.6% de N. ¿Cuál es su fór-
mula molecular si su masa molar es aproximadamente de
120 g?
3.45 La fórmula de la herrumbre se puede representar como
Fe2O3. ¿Cuántas moles de Fe están presentes en 24.6 g del
compuesto?
3.46 ¿Cuántos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccio-
nar completamente con 246 g de mercurio (Hg) para for-
mar HgS?
3.47 Calcule la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará
completamente con 20.4 g de aluminio (Al) para formar
yoduro de aluminio (AlI3).
3.48 Frecuentemente se agrega fluoruro de estaño(II) (SnF2) a
los dentífricos como un ingrediente para evitar las caries.
¿Cuál es la masa de F en gramos que existe en 24.6 g de
este compuesto?
3.49 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues-
tos que tiene la siguiente composición? a) 2.1% de H,
65.3% de O y 32.6% de S, b) 20.2% de Al y 79.8% de
Cl.
3.50 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues-
tos que tiene la siguiente composición? a) 40.1% de C,
6.6% de H y 53.3% de O, b) 18.4% de C, 21.5% de N y
60.1% de K.
3.51 El agente antiaglutinante agregado a la sal de Morton es el
silicato de calcio, CaSiO3. Este compuesto puede absorber
hasta 2.5 veces su masa en agua y sigue conservando su
textura de polvo fino. Calcule la composición porcentual
de CaSiO3.
3.52 La fórmula empírica de un compuesto es CH. Si la masa
molar de este compuesto es aproximadamente de 78 g,
¿cuál será su fórmula molecular?
3.53 La masa molar de la cafeína es 194.19 g. ¿Cuál es la fór-
mula molecular de la cafeína, C4H5N2O o bien
C8H10N4O2?
3.54 Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), un po-
tenciador de sabor de alimentos, es el causante del “sín-
drome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores
de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composi-
ción porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H,
37.85% de O, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál será su
fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente
de 169 g?
Reacciones químicas y ecuaciones químicas
Preguntas de repaso
3.55 Utilice la formación de agua a partir de hidrógeno y oxí-
geno para explicar los siguientes términos: reacción quí-
mica, reactivo, producto.
6 6
9
4
16 1616
16
1 1
xxviii
00_FRONT MATTER.indd 28 12/22/09 6:06:27 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-29-320.jpg?cb=1729464304)
![111.4 clasificación de la materia
Los químicos distinguen varios subtipos de materia con base en su composición y pro-
piedades. La clasificación de la materia incluye sustancias, mezclas, elementos y compuestos,
además de los átomos y moléculas, que estudiaremos en el capítulo 2.
Sustancias y mezclas
una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propie-
dades distintivas. Son ejemplos de ello el agua, amoniaco, azúcar de mesa (sacarosa), oro y
oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar según su
aspecto, color, sabor y otras propiedades.
una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que éstas conservan sus
propiedades. algunos ejemplos familiares de ello son el aire, las bebidas gaseosas, la leche
y el cemento. Las mezclas no poseen composición constante. Por tanto, las muestras de aire
obtenidas en distintas ciudades probablemente diferirán en su composición a causa de diferen-
cias de altitud, contaminación atmosférica, etcétera.
Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. cuando se disuelve una cucharada
de azúcar en agua, se obtiene una mezcla homogénea, en la que la composición de la mezcla
es uniforme. Sin embargo, al mezclar arena con virutas de hierro, tanto una como las otras se
mantienen separadas (figura 1.4). En tal caso, se habla de una mezcla heterogénea porque su
composición no es uniforme.
cualquier mezcla, sea homogénea o heterogénea, se puede formar y luego separar por
medios físicos en sus componentes puros sin cambiar la identidad de tales componentes. así
pues, el azúcar se puede recuperar de una disolución acuosa al calentar esta última y evaporarla
por completo. La condensación del vapor permite recuperar el agua. En cuanto a la separación
de la mezcla hierro-arena, es posible usar un imán para separar las virutas de hierro, ya que el
imán no atrae a la arena misma [figura 1.4b)]. Después de la separación, los componentes de
la mezcla tendrán la misma composición y propiedades que al principio.
Elementos y compuestos
Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. un elemento es una sustancia que no se
puede separar en otras más sencillas por medios químicos. Hasta la fecha se han identificado
117 elementos. La mayoría de ellos se encuentran de manera natural en la Tierra. Los otros se
han obtenido por medios científicos mediante procesos nucleares, que son tema del capítulo
23 de este texto.
a) b)
Figura 1.4 a) La mezcla con-
tiene virutas de hierro y arena.
b) Un imán permite separar las
virutas de hierro de la mezcla.
Esta misma técnica se usa en
mayor escala para separar hierro
y acero de objetos no magné-
ticos, como aluminio, vidrio y
plásticos.
01_CHAPTER 01.indd 11 12/20/09 11:53:42 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-42-320.jpg?cb=1729464304)
![34 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio
1.47 a fin de que un avión caza despegue de un portaaviones,
debe alcanzar una rapidez de 62 m/s. calcule esa rapidez
en millas por hora (mph).
1.48 El contenido “normal” de plomo de la sangre humana es
de unas 0.40 partes por millón (es decir, 0.40 g de plomo
por millón de gramos de sangre). Se considera peligroso
que alcance un valor de 0.80 partes por millón (ppm).
¿cuántos gramos de plomo contienen 6.0 3 103
g de san-
gre (la cantidad promedio en un adulto) si el contenido de
plomo es de 0.62 ppm?
1.49 Efectúe las conversiones siguientes: a) 1.42 años luz a
millas (un año luz es una medición astronómica de longi-
tud, a saber, la que recorre la luz en un año, o 365 días; la
rapidez de la luz es de 3.00 3 108
m/s); b) 32.4 yd a cen-
tímetros, c) 3.0 3 1010
cm/s a pies/s.
1.50 Realice las conversiones siguientes: a) 185 nm a metros,
b) 4 500 000 000 de años (aproximadamente, la edad de la
Tierra) a segundos (suponga que hay 365 días en un año);
c) 71.2 cm3
a m3
, d) 88.6 m3
a litros.
1.51 El aluminio es un metal ligero (densidad = 2.70 g/cm3
)
usado en la construcción de aviones, líneas de transmisión
de alto voltaje, latas para bebidas y laminados. ¿cuál es su
densidad en kg/m3
?
1.52 La densidad del amoniaco gaseoso bajo ciertas condicio-
nes es 0.625 g/L. calcule su densidad en g/cm3
.
Problemas adicionales
1.53 Proporcione una afirmación cuantitativa y otra cualitativa
acerca de cada una de las siguientes sustancias: a) agua; b)
carbono; c) hierro; d) hidrógeno gaseoso; e) sacarosa azú-
car de caña); f ) sal de mesa (cloruro de sodio); g) mercu-
rio; h) oro, i) aire.
1.54 indique cuáles de las afirmaciones siguientes describen
propiedades físicas y cuáles propiedades químicas: a) el
hierro tiende a oxidarse; b) el agua pluvial de regiones
industrializadas tiende a ser ácida; c) las moléculas de
hemoglobina son de color rojo; d) cuando se deja un vaso
con agua al sol, el agua desaparece gradualmente, e) du-
rante la fotosíntesis las plantas convierten el dióxido de
carbono de la atmósfera en moléculas más complejas.
1.55 En 2008 se produjeron en Estados unidos casi 95 mil mi-
llones de lb de ácido sulfúrico. convierta dicha cantidad a
toneladas.
1.56 En la determinación de la densidad de una barra metálica
rectangular, un estudiante realiza las mediciones siguien-
tes: 8.53 cm de longitud, 2.4 cm de anchura, 1.0 cm de
altura y 52.7064 g de masa. calcule la densidad del metal
con el número correcto de cifras significativas.
1.57 calcule la masa de lo siguiente: a) una esfera de oro con
radio de 10.0 cm [el volumen de una esfera con radio r es
V = (4/3)πr3
; la densidad del oro es de 19.3 g/cm3
]; b) un
cubo de platino con longitud de sus lados de 0.040 mm (la
densidad del platino es de 21.4 g/cm3
), c) 50.0 mL de eta-
nol (densidad del etanol = 0.798 g/mL).
1.58 un tubo cilíndrico de vidrio de 12.7 cm de longitud se
llena con mercurio. La masa del mercurio necesario para
llenarlo es de 105.5 g. calcule el diámetro interno del
tubo. (Densidad del mercurio = 13.6 g/mL).
1.59 El procedimiento siguiente se usa para determinar el vo-
lumen de un matraz. Se pesa el matraz seco y luego se
pesa lleno de agua. Si las masas del matraz vacío y el
matraz lleno son 56.12 g y 87.39 g, respectivamente, y la
densidad del agua es de 0.9976 g/cm3
, calcule el volumen
del matraz en cm3
.
1.60 La rapidez del sonido en el aire a la temperatura ambiente
es de unos 343 m/s. calcule esta rapidez en millas por
hora. (1 mi = 1 609 m.)
1.61 una pieza de plata metálica (ag) con un peso de 194.3 g
se coloca en una probeta graduada que contiene 242.0 mL
de agua. ahora, el volumen del agua es de 260.5 mL. a
partir de estos datos, calcule la densidad de la plata.
1.62 El experimento descrito en el problema 1.61 es una forma
poco exacta a la vez que conveniente para calcular la den-
sidad de algunos sólidos. Describa un experimento similar
que le permita medir la densidad del hielo. De manera
específica, ¿cuáles serían los requerimientos del líquido
usado en el experimento?
1.63 una esfera de plomo tiene una masa de 1.20 3 104
g y su
volumen es de 1.05 3 103
cm3
. calcule la densidad del
plomo.
1.64 El litio es el metal menos denso que se conoce (densidad:
0.53 g/cm3
). ¿cuál es el volumen que ocupan 1.20 3 103
g de litio?
1.65 Los termómetros clínicos de uso común en los hogares de
Estados unidos permiten mediciones con exactitud
de ± 0.1°F, y el que usan los médicos, la exactitud es de
± 0.1°c. En grados celsius, exprese el porcentaje de error
esperado de cada uno de estos termómetros en la medición
de la temperatura corporal de una persona que tiene
38.9°c.
1.66 La vainillina (usada para dar sabor al helado de vainilla y
otros alimentos) es una sustancia cuyo aroma es detecta-
ble por la nariz humana en cantidades muy pequeñas. El
límite de umbral es de 2.0 3 10−11
g por litro de aire. Si el
precio actual de 50 g de vainillina es de 112 dólares, deter-
mine el costo para que el aroma de vainillina sea detecta-
ble en un hangar para aviones, con volumen de 5.0 3 107
pies3
.
1.67 ¿cuál es la temperatura en la que el valor numérico en un
termómetro de grados celsius es igual al de un termóme-
tro de grados Fahrenheit?
1.68 Suponga que se crea una nueva escala de temperatura, en
la que el punto de fusión del etanol (–117.3°c) y su punto
de ebullición (78.3°c) se toman como 0°S y 100°S, res-
pectivamente, donde S es el símbolo de la nueva escala de
temperatura. Derive una ecuación que relacione un valor
de esta escala con un valor de la escala celsius. ¿Qué lec-
tura daría este termómetro a 25°c?
1.69 un adulto en reposo precisa casi 240 mL de oxígeno puro/
min y tiene una frecuencia respiratoria de 12 veces por
minuto. Si el aire inhalado contiene 20% de oxígeno en
volumen, y el exhalado 16%, ¿cuál es el volumen de aire
01_CHAPTER 01.indd 34 12/20/09 11:55:08 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-65-320.jpg?cb=1729464304)
![37Respuestas a los ejercicios de práctica
1.99 a un cajero bancario se le pide que arme juegos de un
dólar cada uno en monedas para los clientes. cada juego
está compuesto de tres monedas de 25 centavos, una mo-
neda de cinco centavos y dos monedas de 10 centavos
cada una. Las masas de las monedas son: 5.645 g para la
de 25 centavos, 4.967 g para la de cinco centavos y 2.316 g
para la de 10 centavos. ¿cuál es el número máximo de
juegos que pueden armarse a partir de 33.871 kg de mone-
das de 25 centavos, 10.432 kg de monedas de cinco centa-
vos y 7.990 kg de monedas de 10 centavos? ¿cuál es la
masa total (en gramos) de esta colección de monedas?
1.100 una probeta graduada está llena con aceite mineral hasta
la marca de 40.00 mL. Las masas de la probeta antes y
después de la adición del aceite mineral son de 124.966 g
y 159.446 g, respectivamente. En un experimento aparte,
una pelota de metal que tiene una masa de 18.713 g se
coloca en la probeta y de nuevo se llena con aceite mineral
hasta la marca de 40.00 mL. La masa combinada de la
pelota y el aceite mineral es de 50.952 g. calcule la densi-
dad y el radio de la pelota. [El volumen de una esfera de
radio r es (4/3)πr3
].
1.101 un químico del siglo xix preparó una sustancia descono-
cida. En términos generales, ¿piensa usted que sería más
difícil demostrar que se trata de un compuesto o de un
elemento? Explique su respuesta.
1.102 El bronce es una aleación de cobre (cu) y estaño (Sn).
calcule la masa de un cilindro de bronce que tiene un
radio de 6.44 cm y una longitud de 44.37 cm. La compo-
sición del bronce es de 79.42% de cu y 20.58% de Sn y
las densidades del cu y del Sn son 8.94 g/cm3
y 7.31
g/cm3
, respectivamente. ¿Qué puede inferirse de este
cálculo?
1.103 Suponga que se le proporciona un líquido. Describa bre-
vemente los pasos que realizaría para demostrar que se
trata de una sustancia pura o de una mezcla homogénea.
1.104 un químico mezcla dos líquidos, a y B, para formar una
mezcla homogénea. Las densidades de los líquidos son
2.0514 g/mL para a y 2.6678 g/mL para B. cuando deja
caer un pequeño objeto dentro de la mezcla, descubre que
éste queda suspendido en el líquido, es decir, que ni flota
ni se hunde. Si la mezcla se compone de 41.37% de a y
58.63% de B, en volumen, ¿cuál es la densidad del metal?
¿Puede emplearse este procedimiento, en general, para
determinar las densidades de los sólidos? ¿Qué considera-
ciones se obtienen al aplicar este método?
1.105 Tums es un remedio popular para la indigestión ácida. una
tableta ordinaria contiene carbonato de calcio además de
otras sustancias inertes. cuando se ingiere, reacciona con
el ácido gástrico (ácido clorhídrico) del estómago para li-
berar dióxido de carbono gaseoso. cuando una tableta de
1.328 g reaccionó con 40.00 mL de ácido clorhídrico
(densidad: 1.140 g/mL), el dióxido de carbono gaseoso se
liberó y la solución resultante pesó 46.699 g. calcule el
número de litros de dióxido de carbono gaseoso liberado
si su densidad es de 1.81 g/L.
1.106 una botella de vidrio con capacidad de 250 mL se llenó
con 242 mL de agua a 20°c y se cerró bien. Se dejó toda
la noche en el exterior, cuando la temperatura era de –5°c.
Prediga lo que sucederá. La densidad del agua a 20°c es
de 0.998 g/cm3
y la del hielo a –5°c es de 0.916 g/cm3
.
Problemas especiales
Respuestas a los ejercicios de práctica
1.1 96.5 g. 1.2 341 g. 1.3 a) 621.5°F; b) 78.3°c, y c) –196°c.
1.4 a) Dos; b) cuatro; c) tres; d) dos; e) tres o dos. 1.5 a) 26.76 L;
b) 4.4 g; c) 1.6 × 107
dm2
; d) 0.0756 g/mL; e) 6.69 × 104
m.
1.6 2.36 lb. 1.7 1.08 × 105
m3
. 1.8 0.534 g/cm3
.
01_CHAPTER 01.indd 37 12/20/09 11:55:13 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-68-320.jpg?cb=1729464304)
![74 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones
Problemas adicionales
2.61 Se encontró que una muestra de un compuesto de uranio
pierde masa en forma gradual. Explique qué le está suce-
diendo a dicha muestra.
2.62 ¿En cuál de los siguientes pares son más parecidas las dos
especies en cuanto a propiedades químicas? Explique. a)
1
1H y 1
1H+
, b) 14
7N y 14
7N3–
, c) 12
6c y 13
6c.
2.63 un isótopo de un elemento metálico tiene un número de
masa de 65 y tiene 35 neutrones en su núcleo. El catión
derivado de dicho isótopo tiene 28 electrones. Escriba el
símbolo de este catión.
2.64 un isótopo de un elemento no metálico tiene un número
de masa de 127 y tiene 74 neutrones en su núcleo. El anión
derivado de dicho isótopo tiene 54 electrones. Escriba el
símbolo de este anión.
2.65 Determine las fórmulas moleculares y empíricas de los
compuestos siguientes. (Las esferas negras son carbonos y
las grises hidrógeno.)
2.66 ¿Qué resulta erróneo o ambiguo en el enunciado “cuatro
moléculas de Nacl”?
2.67 Se conocen los siguientes sulfuros de fósforo: p4S3, p4S7 y
p4S10. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las propor-
ciones múltiples?
2.68 ¿cuáles de las siguientes especies son elementos, cuáles
son moléculas pero no compuestos, cuáles son compues-
tos pero no moléculas, y cuáles son compuestos y molécu-
las? a) SO2, b) S8, c) cs, d) N2O5, e) O, f) O2, g) O3, h)
cH4, i) KBr, j) S, k) p4, l) LiF.
2.69 En la siguiente tabla se indica el número de electrones,
protones y neutrones de los átomos o iones de algunos
elementos. conteste lo siguiente: a) ¿cuáles de las espe-
cies son neutras? b) ¿cuáles están cargadas negativa-
mente? c) ¿cuáles tienen carga positiva? d) ¿cuáles son
los símbolos convencionales de todas las especies?
Átomo o ion
del elemento A B C D E F G
Número de electrones 5 10 18 28 36 5 9
Número de protones 5 7 19 30 35 5 9
Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 10
2.70 Identifique los elementos representados por los siguientes
símbolos y dé el número de protones y neutrones en cada
caso: a) 20
10X, b) 63
29X, c) 107
47X, d) 182
74X, e) 203
84X, f) 234
94X.
2.71 Explique por qué los aniones son siempre más grandes
que los átomos de donde se derivan, mientras que los ca-
tiones son siempre más pequeños que los átomos de los
cuales se derivan. (Sugerencia: considere la atracción
electrostática entre protones y electrones.)
2.72 a) Describa el experimento de Rutherford y cómo se des-
prendió de él la estructura del átomo. ¿cómo pudo estimar
el número de protones en un núcleo a partir de la disper-
sión de las partículas α? b) considere el átomo 23
Na. Dado
que el radio y la masa del núcleo son 3.04 × 10−15
m y
3.82 × 10−23
g, respectivamente, calcule la densidad del
núcleo en g/cm3
. El radio de un átomo 23
Na es 186 pm.
calcule la densidad del espacio ocupado por los electro-
nes en el átomo de sodio. ¿Sus resultados apoyan el mo-
delo atómico de Rutherford? [El volumen de una esfera de
radio r es (4/3)πr3
.]
2.73 ¿Qué resulta erróneo con respecto al nombre (entre parén-
tesis) de cada uno de los siguientes compuestos: a) Bacl2
(dicloruro de bario), b) Fe2O3 [óxido de hierro(II)], c)
csNO2 (nitrato de cesio), d) Mg(HcO3)2 [bicarbonato de
magnesio(II)]?
2.74 ¿Qué resulta erróneo con respecto a la fórmula química de
los siguientes compuestos: a)(NH3)2cO3 (carbonato de
amonio), b) caOH (hidróxido de calcio), c) cdSO3 (sul-
furo de cadmio), d) ZncrO4 (dicromato de zinc)?
2.75 complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:a) b) c) d)
Símbolo 54
26Fe2+
protones 5 79 86
Neutrones 6 16 117 136
Electrones 5 18 79
carga neta −3 0
2.76 a) ¿cuáles elementos forman más fácilmente compuestos
iónicos? b) ¿cuáles elementos metálicos es más probable
que formen cationes con diferentes cargas?
2.77 Escriba la fórmula del ion más común que se deriva de
cada una de las siguientes especies: a) Li, b) S, c) I, d) N,
e) Al, f) cs, g) Mg.
2.78 ¿cuál de los siguientes símbolos proporciona mayor in-
formación del átomo: 23
Na o 11Na? Explique.
2.79 Escriba las fórmulas químicas y los nombres de los ácidos
que forman los elementos del grupo 7A. Haga lo mismo
para los elementos de los grupos 3A, 4A, 5A y 6A.
2.80 De los 117 elementos que se conocen sólo dos son líqui-
dos a temperatura ambiente (25°c). ¿cuáles son? (Suge-
rencia: uno de ellos es un metal muy conocido y el otro es
un elemento del grupo 7A.)
2.81 considere los gases nobles (los elementos del grupo 8A):
4
2He, 20
10Ne, 40
18Ar, 84
36Kr y 132
54Xe, a) determine el número de
protones y neutrones en el núcleo de cada átomo, y b) de-
termine la proporción entre neutrones y protones en el
núcleo de cada átomo. Describa si se observa alguna ten-
02_CHAPTER 02.indd 74 12/20/09 12:32:04 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-105-320.jpg?cb=1729464304)
![76 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones
2.96 En la página 43 se señaló que la masa y la energía son
aspectos alternos de una sola entidad denominada masa-
energía. La relación entre estas dos cantidades físicas está
representada por la famosa ecuación de Einstein, E = mc2
,
donde E es energía, m es masa y c es la rapidez de la luz.
En un experimento de combustión, se encontró que 12.096
g de moléculas de hidrógeno combinadas con 96.000 g de
moléculas de oxígeno forman agua y liberan 1.715 × 103
kJ de calor. calcule el cambio de masa correspondiente en
este proceso e indique si la ley de la conservación de la
masa se aplica para procesos químicos ordinarios. (Suge-
rencia: La ecuación de Einstein se puede utilizar para cal-
cular el cambio en la masa como resultado del cambio en
la energía. 1 J = 1 kg m2
/s2
y c = 3.00 × 108
m/s.)
2.97 Dibuje todas las fórmulas estructurales posibles para los
siguientes hidrocarburos: cH4, c2H6, c3H8, c4H10 y
c5H12.
2.98 a) Suponiendo que los núcleos son esféricos, muestre que
su radio r es proporcional a la raíz cúbica del número de
masa (A). b) En general, el radio de un núcleo está dado
por r = r0A1/3
, donde r0 es una constante de proporcionali-
dad dada por 1.2 × 10−15
. calcule el volumen del núcleo
7
3Li. c) Si el radio de un átomo de Li es 152 pm, calcule la
fracción del volumen atómico que ocupa el núcleo. ¿Su
resultado apoya el modelo atómico de Rutherford?
2.99 Dibuje dos fórmulas estructurales diferentes con base en
la fórmula molecular c2H6O. ¿Se puede obtener más de
un compuesto con la misma fórmula molecular basada en
la teoría atómica de Dalton?
2.100 El etano y el acetileno son dos hidrocarburos gaseosos.
Los análisis químicos señalan que en una muestra de
etano, 2.65 g de carbono se combinan con 0.665 g de hi-
drógeno, y en una muestra de acetileno, 4.56 g de carbono
se combinan con 0.383 g de hidrógeno. a) ¿Estos resulta-
dos están de acuerdo con la ley de las proporciones múlti-
ples? b) Escriba fórmulas moleculares lógicas para dichos
compuestos.
2.101 un cubo de platino (pt) tiene un borde con una longitud de
1.0 cm. a) calcule el número de átomos de pt en el cubo.
b) Los átomos tienen forma esférica. por tanto, los átomos
de pt en el cubo no podrán llenar todo el espacio disponi-
ble. Si sólo 74% del espacio al interior del cubo está ocu-
pado por átomos de pt, calcule el radio en picométros de
un átomo de pt. La densidad del pt es 21.45 g/cm3
y la
masa de un solo átomo de pt es 3.240 × 10–22
g. [El volu-
men de una esfera de radio r es (4/3)πr3
].
2.102 un ion monoatómico tiene una carga de +2. El núcleo del
átomo del que se deriva tiene un número de masa de 55. Si
el número de neutrones en el núcleo es 1.2 veces el nú-
mero de protones, ¿cuál será el nombre y símbolo del ele-
mento?
2.103 En el siguiente crucigrama 2 × 2, cada letra debe ser co-
rrecta en cuatro formas: en el recuadro mismo, horizontal,
vertical y diagonal. cuando se solucione el problema, los
cuatro espacios inferiores contendrán los símbolos super-
puestos de 10 elementos. utilice letras mayúsculas en
cada recuadro. Sólo hay una solución correcta.*
1 2
3 4
Horizontal
1-2: Símbolo de dos letras de un metal utilizado en tiempos
antiguos
3-4: Símbolo de dos letras de un metal que entra en combus-
tión con el aire y se encuentra en el grupo 5A
Vertical
1-3: Símbolo de dos letras para un metaloide
2-4: Símbolo de dos letras para un metal del que se componen
las monedas estadounidenses
Recuadros individuales
1: un no metal colorido
2: un no metal gaseoso incoloro
3: un elemento que colorea de verde los fuegos artificiales
4: un elemento que tiene usos medicinales
Diagonal
1-4: Símbolo de dos letras de un elemento que se utiliza en la
electrónica
2-3: Símbolo de dos letras para un metal utilizado con el Zr en
la fabricación de alambres para imanes de superconduc-
ción
problemas especiales
* Reproducido con la autorización de S. J. cyvin de university of Trondheim (Noruega). Este crucigrama apareció en Chemical & Engineering News, el 14 de
diciembre de 1987 (p. 86) y en Chem Matters, octubre de 1988.
02_CHAPTER 02.indd 76 12/20/09 12:32:06 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-107-320.jpg?cb=1729464304)
![813.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento
Las masas atómicas de muchos elementos se han determinado con exactitud con cinco o
seis cifras significativas. Sin embargo, para los propósitos de este libro, utilizaremos masas
atómicas con cuatro cifras significativas (vea la tabla de masas atómicas en la cubierta interior
de este libro). Con fines de simplicidad, omitiremos la palabra “promedio” cuando abordemos
el tema de las masas atómicas de los elementos.
El cobre, un metal conocido desde épocas remotas, se utiliza en cables eléctricos y en
monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas de sus dos isótopos estables, 63
Cu (69.09%) y
65
Cu (30.91%) son 62.93 uma y 64.9278 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica
promedio del cobre. Los porcentajes entre paréntesis indican sus abundancias relativas.
Estrategia Cada isótopo contribuye a la masa atómica del cobre de acuerdo con su
abundancia natural. Si se multiplica la masa de un isótopo por su abundancia fraccional (no
porcentual), se obtiene la contribución a la masa atómica promedio de ese isótopo en
particular.
Solución El primer paso consiste en convertir los porcentajes en fracciones. Así, 69.09% se
convierte en 69.09/100 o 0.6909 y 30.91% en 30.91/100 o 0.3091. Una vez que se ha
encontrado la contribución de cada isótopo a la masa atómica promedio, se suman todas las
contribuciones y se obtiene la masa atómica promedio:
(0.6909)(62.93 uma) + (0.3091)(64.9278 uma) = 63.55 uma
Verificación La masa atómica promedio debe ubicarse entre dos masas isotópicas; por tanto,
la respuesta es lógica. Obsérvese que debido a que hay más isótopos de 63
Cu que de 65
Cu, la
masa atómica promedio está más cercana a 62.93 uma que a 64.9278 uma.
Ejercicio de práctica Las masas atómicas de los dos isótopos estables de boro, 10
B
(19.78%) y 11
B (80.22%), son 10.0129 uma y 11.0093 uma, respectivamente. Calcule la masa
atómica promedio del boro.
EjEmplo 3.1
29
29
29 29
5
5
63.55 uma
Cobre.
Problemas similares: 3.5, 3.6.
El adjetivo que se forma a partir del
sustantivo mol es “molar”.
Revisión de conceptos
Explique el hecho de que las masas atómicas de algunos de los elementos como el
flúor, listado en la tabla periódica, no tengan un valor promedio como la del carbono.
[Sugerencia: La masa atómica de un elemento se basa en la masa promedio de sus
isótopos estables (no radiactivos).]
3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento
Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos.
Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza
para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se
manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por con-
siguiente, conviene tener una unidad especial para referirse a una gran cantidad de átomos.
Esta idea no es nueva; por ejemplo, el par (2 objetos), la docena (12 objetos) y la gruesa (144
objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden a los átomos y a las moléculas en
moles.
En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elemen-
tales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o 0.012
kg) del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina
03_CHAPTER 3.indd 81 12/20/09 4:56:59 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-112-320.jpg?cb=1729464304)
![873.3 Masa molecular
Por último, es importante mencionar que para los compuestos iónicos como el NaCl y
MgO que no contienen unidades moleculares discretas, utilizamos el término masa fórmula.
La unidad fórmula del NaCl consiste en un ion Na+
y un ion Cl−
. Así, la masa fórmula del
NaCl es la masa de una unidad fórmula:
masa fórmula de NaCl = 22.99 uma + 35.45 uma
= 58.44 uma
y su masa molar es de 58.44 g.
1 mol CH4
16.04 g CH4
Ahora escribimos
1 mol CH4
6.07 g CH4 × =
16.04 g CH4
Por tanto, hay 0.378 moles de CH4 en 6.07 g de CH4.
Verificación ¿Los 6.07 g de CH4 serán menos que 1 mol de CH4? ¿Cuál es la masa de 1
mol de CH4?
Ejercicio de práctica Calcule el número de moles de cloroformo (CHCl3) en 198 g de
cloroformo.
¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25.6 g de urea [(NH2)2CO] que se utiliza
como fertilizante, como alimento para animales y en la elaboración de polímeros? La masa
molar de la urea es 60.06 g.
Estrategia Se pide que encontremos el número de átomos de hidrógeno en 25.6 g de urea.
No es posible convertir directamente los gramos de urea en átomos de hidrógeno. ¿Cómo se
debe usar la masa molar y el número de Avogadro en este cálculo? ¿Cuántas moles de H hay
en 1 mol de urea?
Solución Para calcular el número de átomos de H, primero debemos convertir los gramos de
urea a moles de urea mediante la masa molar de la urea. Esta parte es similar al ejemplo 3.2.
La fórmula molecular de la urea muestra que hay cuatro moles de átomos de H en 1 mol de
molécula de urea, así que la razón molar es 4:1. Por último, si conocemos el número de moles
de átomos de H, podemos calcular su número mediante el número de Avogadro. Necesitamos
dos factores de conversión: la masa molar y el número de Avogadro. Podemos combinar las
siguientes conversiones
gramos de urea → moles de urea → moles de H → átomos de H
en una ecuación:
25.6 g (NH2)2CO ×
1 mol (NH2)2CO
×
4 mol H
×
6.022 × 1023
átomos de H
60.06 g (NH2)2CO 1 mol (NH2)2CO 1 mol H
=
Verificación ¿La respuesta parece lógica? ¿Cuántos átomos de H habría en 60.06 g de urea?
Ejercicio de práctica ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de isopropanol (alcohol para
fricción), C3H8O?
EjEmplo 3.7
0.378 mol CH4
1.03 × 1024
átomos de H
Problema similar: 3.26.
Urea.
Problemas similares: 3.27, 3.28.
Observe que la masa combinada de un ion
Na+
y un ion Cl−
es igual a la masa
combinada de un átomo de Na y un átomo
de Cl.
03_CHAPTER 3.indd 87 12/20/09 4:57:12 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-118-320.jpg?cb=1729464304)
![92 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas
El hecho de que podamos determinar la fórmula empírica de un compuesto conociendo su
composición porcentual, nos permite identificar experimentalmente los compuestos. El proce-
dimiento es el siguiente. Primero, el análisis químico nos indica el número de gramos de cada
elemento presente en determinada cantidad del compuesto. Después, las cantidades en gramos
de cada elemento las convertimos a número de moles. Por último, determinamos la fórmula
empírica del compuesto haciendo uso del método del ejemplo 3.9.
Como muestra específica, consideremos el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema
en un aparato como el que se muestra en la figura 3.6, se forma dióxido de carbono (CO2) y
agua (H2O). Debido a que el gas del aparato no contiene carbono ni hidrógeno, se concluye
que tanto el carbono (C) como el hidrógeno (H) estaban presentes en el etanol y que también
podría haber oxígeno (O). (El oxígeno molecular se agregó en el proceso de combustión, pero
parte del oxígeno puede también provenir de la muestra original de etanol.)
Las masas de CO2 y de H2O producidas pueden determinarse al medir el aumento en
la masa de los absorbentes de CO2 y H2O, respectivamente. Suponga que en un experimento la
combustión de 11.5 g de etanol produjo 22.0 g de CO2 y 13.5 g de H2O. Podemos calcular
la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de etanol como sigue:
masa de C = 22.0 g CO2 3
1 mol CO2
3
1 mol C
3
12.01 g C
44.01 g CO2 1 mol CO2 1 mol C
= 6.00 g C
masa de H = 13.5 g H2O 3
1 mol H2O
3
2 mol H
3
1.008 g H
18.02 g H2O 1 mol H2O 1 mol H
= 1.51 g H
Así, 11.5 g de etanol contienen 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrógeno. El resto debe ser
oxígeno, cuya masa es
masa de O = masa de la muestra – (masa de C + masa de H)
= 11.5 g – (6.00 g + 1.51 g)
= 4.0 g
Revisión de conceptos
Sin hacer cálculos detallados, estime si la composición porcentual en masa del Sr es
mayor o menor que la del O en el nitrato de estroncio [Sr(NO3)2].
Figura 3.6 Aparato para
determinar la fórmula empírica
del etanol. Los absorbentes son
sustancias que pueden retener
agua y dióxido de carbono, res-
pectivamente.
Calor
O2 no consumido
Absorbente de
H2O
Absorbente de
CO2
EtanolO2
03_CHAPTER 3.indd 92 12/20/09 4:57:28 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-123-320.jpg?cb=1729464304)
![98 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
siete zapatos, 7
2 O2 de moléculas de O2 será igual a 7 átomos de O. tal y como la siguiente tabla
lo muestra, la ecuación se encuentra ahora balanceada:
Reactivos Productos
C (2) C (2)
H (6) H (6)
O (7) O (7)
Sin embargo, en general preferimos expresar los coeficientes con números enteros en lugar de
fraccionarios. Por tanto, multiplicamos toda la ecuación por 2 para convertir 2
7
en 7:
2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O
El conteo final es
Reactivos Productos
C (4) C (4)
H (12) H (12)
O (14) O (14)
Observe que los coeficientes utilizados para hacer el balanceo de la última ecuación constitu-
yen el conjunto de números enteros más pequeño posible.
En el ejemplo 3.12 continuamos aplicando el procedimiento para el balanceo de ecuacio-
nes químicas.
Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa protectora
de óxido de aluminio (Al2O3). Esta capa evita que el aluminio siga reaccionando con el
oxígeno; ésta es la razón por la cual no sufren corrosión los envases de aluminio que se
utilizan en las bebidas. [En el caso del hierro, la herrumbre u óxido de hierro(III) que se
forma es demasiado poroso para proteger al hierro metálico que queda debajo, por lo que la
corrosión continúa.] Escriba una ecuación balanceada para la formación del Al2O3.
Estrategia Recuerde que la fórmula de un elemento o compuesto no puede alterarse cuando
se balancea una ecuación química. La ecuación se balancea cuando se colocan los coeficientes
adecuados delante de las fórmulas. Siga el procedimiento que se señala en la página 96.
Solución La ecuación sin balancear es la siguiente
Al + O2 → Al2O3
En una ecuación balanceada, el número y tipos de átomos que se encuentran en cada lado de
la ecuación deben ser los mismos. En la ecuación anterior se observa que hay un átomo de Al
en el lado de los reactivos y dos átomos de Al del lado del producto. Los átomos de Al se
pueden balancear si colocamos un coeficiente 2 a la izquierda de Al del lado de los reactivos.
2Al + O2 → Al2O3
Hay dos átomos de O en el lado izquierdo y tres átomos de O en el lado derecho de la
ecuación. Esta desigualdad de átomos de O puede eliminarse mediante un coeficiente de 2
3
antes del O2 del lado de los reactivos.
2Al + 2
3
O2 → Al2O3
Ésta es una ecuación balanceada. No obstante, las ecuaciones por lo general se balancean con
el conjunto más pequeño de coeficientes de números enteros, los cuales se obtienen al
multiplicar ambos lados de la ecuación por 2.
(2Al + 2
3
O2 → Al2O3)
o
(continúa)
EjEmplo 3.12
4Al + 3O2 → 2Al2O3
03_CHAPTER 3.indd 98 12/20/09 4:57:34 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-129-320.jpg?cb=1729464304)
![104 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
Si se inicia con 4 moles de CO, observamos que el número de moles de CH3OH que se pro-
duce es
1 mol CH3OH
4 moles de CO 3 = 4 moles CH3OH
1 mol CO
y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es
1 mol CH3OH
4 moles de H2 3 = 3 moles CH3OH
2 moles H2
Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, debe ser el reactivo limitante. Por
tanto, el CO es el reactivo en exceso.
En los cálculos estequiométricos en los que hay un reactivo limitante, el primer paso con-
siste en determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante. Una vez que se ha identificado
éste, el resto del problema se puede resolver como se estudió en la sección 3.8. En el siguiente
ejemplo se muestra este procedimiento.
La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:
2NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1 142 g de CO2. a) ¿Cuál de los dos
reactivos es el reactivo limitante? b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará. c) ¿Cuánto
del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?
a) Estrategia El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante
debido a que limita la cantidad de producto que se puede formar. ¿Cómo se calcula la
cantidad de producto a partir de la cantidad de reactivo? Lleve a cabo este cálculo con cada
reactivo, después compare los moles de producto, (NH2)2CO, que se formaron con las
cantidades dadas de NH3 y CO2 para determinar cuál de los dos es el reactivo limitante.
Solución Realizamos dos cálculos separados. Comenzamos con los 637.2 g de NH3,
calculamos el número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el NH3
reaccionara de acuerdo con las siguientes conversiones:
gramos de NH3 → moles de NH3 → moles de (NH2)2CO
La combinación de estas conversiones en un solo paso se escribe
1 mol NH3 1 mol (NH2)2CO
moles de (NH2)2CO = 637.2 g NH3 3 3
17.03 g NH3 2 moles NH3
= 18.71 moles (NH2)2CO
En segundo lugar, para 1 142 g de CO2, las conversiones son
gramos de CO2 → moles de CO2 → moles de (NH2)2CO
(continúa)
EjEmplo 3.15
(NH2)2CO
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![109términos básicos
1. Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica
(uma), una unidad relativa que se basa en un valor exacta-
mente de 12 para el isótopo carbono-12. La masa atómica
dada para los átomos de un elemento particular por lo gene-
ral es el promedio de la distribución de los isótopos natura-
les de ese elemento. La masa molecular de una molécula es
la suma de las masas atómicas de los átomos que la consti-
tuyen. tanto la masa atómica como la masa molecular se
pueden determinar con exactitud mediante un espectróme-
tro de masas.
2. Un mol es el número de Avogadro (6.022 × 1023
) de áto-
mos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gra-
mos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente
igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y con-
tiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los
elementos), de moléculas (en el caso de sustancias molecu-
lares) o de las unidades fórmula más simples (en el caso de
compuestos iónicos).
3. La composición porcentual en masa de un compuesto es el
porcentaje en masa de cada elemento presente. Si conoce-
mos la composición porcentual en masa de un compuesto,
podemos deducir su fórmula empírica, y también su fór-
mula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.
en agua, así que se debe convertir primero en dihidrógenofos-
fato de calcio [Ca(H2PO4)2], que sí es soluble en agua:
2Ca5(PO4)3F(s) + 7H2SO4(ac) →
3Ca(H2PO4)2(ac) + 7CaSO4(ac) +
2HF(g)
Para obtener un rendimiento máximo, la fluorapatita se establece
como el reactivo limitante en esta reacción.
Las reacciones que se han analizado para la preparación
de fertilizantes parecen relativamente simples; sin embargo,
se han hecho grandes esfuerzos para mejorar los rendimientos
mediante el cambio en las condiciones como temperatura y pre-
sión, entre otras. Los químicos industriales por lo general llevan
a cabo reacciones prometedoras primero en los laboratorios y
después las prueban en instalaciones piloto antes de producirlas
de manera masiva.
Ecuaciones básicas
Resumen de conceptos
términos básicos
4. Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se
representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias
que experimentan un cambio, los reactivos, se escriben del
lado izquierdo, y las sustancias que se forman, o productos,
aparecen del lado derecho de la flecha. Las ecuaciones quí-
micas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de la
conservación de la masa. El número de átomos de cada tipo
de cada elemento en los reactivos y en los productos debe
ser el mismo.
5. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los produc-
tos y reactivos en las reacciones químicas. Los cálculos es-
tequiométricos se realizan de manera óptima si expresan
tanto las cantidades conocidas como las desconocidas en
términos de moles y después, si es necesario, se convierten
en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que
está presente en la menor cantidad estequiométrica; limita
la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de
producto que se obtiene en una reacción (rendimiento real)
puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendi-
miento teórico). La relación de los dos multiplicada por 100
se expresa como el porcentaje de rendimiento.
Cantidad estequiométrica,
p. 103
Composición porcentual
en masa, p. 89
Ecuación química, p. 94
Estequiometría, p. 99
Porcentaje de rendimiento,
p. 106
Producto, p. 95
Reacción química, p. 94
Reactivo, p. 95
Reactivo en exceso, p. 103
Reactivo limitante, p. 103
Rendimiento real, p. 106
Rendimiento teórico,
p. 106
Unidad de masa atómica
(uma), p. 80
composición porcentual de un elemento =
n × masa molar del elemento
× 100% (3.1)
masa molar del compuesto
rendimiento real
% de rendimiento = × 100% (3.4)
rendimiento teórico
Masa atómica, p. 80
Masa molar (m), p. 82
Masa molecular, p. 85
Método del mol, p. 99
Mol, p. 81
Número de Avogadro (NA), p. 82
03_CHAPTER 3.indd 109 12/20/09 4:57:53 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-140-320.jpg?cb=1729464304)
![110 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
Masa atómica
Preguntas de repaso
3.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesa-
ria la introducción de dicha unidad?
3.2 ¿Cuál es la masa (en uma) del átomo de carbono-12? ¿Por
qué la masa del carbono aparece como 12.01 uma en la
tabla periódica de la segunda de forros de este libro?
3.3 Explique de manera clara el significado del enunciado “la
masa atómica del oro es 197.0 uma”.
3.4 ¿Qué información se necesita para calcular la masa ató-
mica promedio de un elemento?
Problemas
3.5 Las masas atómicas de 35
Cl (75.53%) y 37
Cl (24.47%) son
34.968 uma y 36.956 uma, respectivamente. Calcule la
masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre
paréntesis indican la abundancia relativa.
3.6 Las masas atómicas de 6
Li y 7
Li son 6.0151 uma y 7.0160
uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de
estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es
6.941 uma.
3.7 ¿Cuál es la masa (en gramos) de 13.2 uma?
3.8 ¿Cuántas uma existen en 8.4 g?
Número de Avogadro y masa molar
Preguntas de repaso
3.9 Defina el término “mol”. ¿Cuál es la unidad para el mol en
los cálculos? ¿Qué tiene en común el mol con el par, la
docena y la gruesa? ¿Qué representa el número de Avo-
gadro?
3.10 ¿Qué es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las uni-
dades comúnmente utilizadas para masa molar?
Problemas
3.11 La población mundial es aproximadamente de 65 mil mi-
llones. Suponga que cada persona sobre la tierra participa
en un proceso de contar partículas idénticas a una rapidez
de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría
contar 6.0 × 1023
partículas? Suponga años de 365 días.
3.12 El espesor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Con-
sidere que cierto libro tiene el número de Avogadro de
hojas; calcule el grosor de dicho libro en años-luz. (Suge-
rencia: Vea el problema 1.47 para la definición de año-
luz.)
3.13 ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?
3.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6.00 ×
109
(6 mil millones) de átomos de Co?
3.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4 g de
Ca?
3.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au?
3.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno
de los siguientes elementos? a) Hg, b) Ne.
3.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno
de los siguientes elementos? a) As, b) Ni.
3.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 × 1012
átomos de
plomo (Pb)?
3.20 ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 g de cobre
(Cu)?
3.21 ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos:
1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de
cromo?
3.22 ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2
átomos de plomo o 5.1 × 10–23
moles de helio.
Masa molecular
Problemas
3.23 Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las
siguientes sustancias: a) CH4, b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e)
NaI, f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2.
3.24 Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sus-
tancias: a) Li2CO3, b) CS2, c) CHCl3 (cloroformo), d)
C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f)
Mg3N2.
3.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de
él tienen una masa de 152 g.
3.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en
0.334 g de C2H6?
3.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g del
azúcar glucosa (C6H12O6).
3.28 La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como
fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H
en 1.68 × 104
g de urea.
3.29 Las feromonas son un tipo especial de compuestos secre-
tadas por las hembras de muchas especies de insectos con
el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona
tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la
cantidad de esta feromona secretada por un insecto hem-
bra es de alrededor de 1.0 × 10–12
g. ¿Cuántas moléculas
hay en esta cantidad?
3.30 La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas mo-
léculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a di-
cha temperatura?
Espectrometría de masas
Preguntas de repaso
3.31 Describa cómo funciona un espectrómetro de masas.
3.32 Describa cómo podría determinar la abundancia isotópica
de un elemento a partir de su espectro de masas.
Preguntas y problemas
17 17
3 3
03_CHAPTER 3.indd 110 12/20/09 4:57:54 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-141-320.jpg?cb=1729464304)
![113Preguntas y problemas
3.67 El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se
obtiene mediante la reacción entre hidrógeno y nitró-
geno.
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de
NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos de N2 entraron en
reacción para producir esta cantidad de NH3?
3.68 Considere la combustión del butano (C4H10):
2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)
En una reacción particular se hicieron reaccionar 5.0 mo-
les de C4H10 con un exceso de O2. Calcule el número de
moles de CO2 formado.
3.69 La producción anual de dióxido de azufre, como resultado
de la combustión del carbón, de combustibles fósiles, de
los escapes de los automóviles y otras fuentes es, aproxi-
madamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación
para la reacción es
S(s) + O2(g) → SO2(g)
¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los
materiales originales produce esta cantidad de SO2?
3.70 Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de
sodio o hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO3) se libera
dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que
se esponjen las galletas, las donas y el pan. a) Escriba una
ecuación balanceada para la descomposición de dicho
compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcule
la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g
de CO2.
3.71 Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con áci-
dos, se desprende un gas mortalmente venenoso, el cia-
nuro de hidrógeno (HCN). La ecuación es la siguiente:
KCN(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + HCN(g)
Calcule la cantidad de HCN en gramos que se formará si
una muestra de 0.140 g de KCN se trata con un exceso de
HCl.
3.72 La fermentación es un proceso químico complejo que se
utiliza en la elaboración de los vinos, en el que la glucosa
se convierte en etanol y dióxido de carbono:
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
glucosa etanol
Si se comienza con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima
cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá
por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0.789
g/mL.)
3.73 Cada unidad de sulfato de cobre(II) está asociada a cinco
moléculas de agua en el compuesto cristalino sulfato de
cobre(II) pentahidratado (CuSO4T5H2O). Cuando este
compuesto se calienta en aire por encima de 100°C pierde
las moléculas de agua y también su color azul:
CuSO4 T 5H2O → CuSO4 + 5H2O
Si quedan 9.60 g de CuSO4 después de calentar 15.01 g
del compuesto azul, calcule el número de moles de H2O
que había originalmente en el compuesto.
3.74 Durante muchos años, la recuperación del oro, es decir, la
separación del oro de otros materiales, implicó el uso de
cianuro de potasio:
4Au + 8KCN + O2 + 2H2O → 4KAu(CN)2 + 4KOH
¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se
necesita para extraer 29.0 g (alrededor de una onza) de
oro?
3.75 La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calenta-
miento, en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcule
cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de
1.0 kg de piedra caliza.
3.76 El óxido nitroso (N2O) también se llama “gas hilarante”.
Se puede preparar a partir de la descomposición térmica
de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua.
a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. b)
¿Cuántos gramos de N2O se formarán si se utilizan 0.46
moles de NH4NO3 para la reacción?
3.77 El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara
mediante la reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfú-
rico:
2NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(ac)
¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1.00 × 105
kg de (NH4)2SO4?
3.78 Un método común para la preparación de oxígeno gaseoso
en el laboratorio utiliza la descomposición térmica de clo-
rato de potasio (KClO3). Suponiendo que la descomposi-
ción es completa, calcule el número de gramos de O2
gaseoso que se obtendrán a partir de 46.0 g de KClO3.
(Los productos son KCl y O2.)
Reactivo limitante
Preguntas de repaso
3.79 Defina reactivo limitante y reactivo en exceso. ¿Cuál es la
importancia del reactivo limitante para la predicción de la
cantidad de producto que se obtiene en una reacción?
¿Puede haber reactivo limitante en el caso de que sólo
haya un reactivo presente?
3.80 Proporcione un ejemplo de la vida diaria que ejemplifique
el concepto de reactivo limitante.
Problemas
3.81 Considere la siguiente reacción
2A + B → C
a) En el siguiente diagrama que representa la reacción,
¿cuál reactivo es el limitante, A o B? b) Suponga una re-
acción completa y dibuje una representación con modelos
moleculares de las cantidades de reactivos y productos
que se obtienen después de la reacción. El arreglo atómico
en C es ABA.
03_CHAPTER 3.indd 113 12/20/09 4:57:59 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-144-320.jpg?cb=1729464304)
![116 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
relación entre la señal más alta (el isótopo más abundante)
y la más baja (el isótopo menos abundante) se incremen-
taba gradualmente con el tiempo. Suponiendo que el es-
pectrómetro de masas funciona normalmente, ¿cuál se
podría pensar que fuera la causa de este cambio?
3.102 El sulfato de aluminio hidratado [Al2(SO4)3TxH2O] con-
tiene 8.10% en masa de Al. Calcule x, es decir, el número
de moléculas de agua asociadas a cada unidad de
Al2(SO4)3.
3.103 El gas mostaza (C4H8Cl2S) es un gas venenoso que se
utilizó durante la Primera Guerra Mundial y posterior-
mente se prohibió su uso. Causa la destrucción general de
los tejidos corporales, resultado de la aparición de ampo-
llas. No hay un antídoto efectivo contra éste. Calcule la
composición porcentual en masa de los elementos del gas
mostaza.
3.104 El quilate es la unidad de masa que utilizan los joyeros.
Un quilate es exactamente igual a 200 mg. ¿Cuántos áto-
mos de carbono están presentes en un diamante de 24 qui-
lates?
3.105 Una barra de hierro pesó 664 g. Después de que la barra se
deja a la intemperie durante un mes, exactamente una oc-
tava parte del hierro se ha convertido en herrumbre
(Fe2O3). Calcule la masa final del hierro y de la herrum-
bre.
3.106 Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M
representa al metal. Una muestra de 39.46 g del compuesto
se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno
para eliminar el oxígeno en forma de moléculas de agua.
Al final quedan 31.70 g del metal. Si el O tiene una masa
atómica de 16.00 uma, calcule la masa atómica de M e
identifique el elemento.
3.107 Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de
ácido sulfúrico (H2SO4) para formar sulfato de zinc
(ZnSO4) e hidrógeno molecular (H2). a) Escriba una ecua-
ción balanceada para la reacción. b) Si se obtienen 0.0764
g de H2 a partir de 3.86 g de la muestra, calcule el porcen-
taje de pureza de la muestra. c) ¿Qué suposiciones debe
hacer en el inciso b)?
3.108 Una de las reacciones que se llevan a cabo en un alto
horno donde el mineral de hierro se convierte en hierro
fundido, es
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Suponga que se obtienen 1.64 × 103
kg de Fe a partir de
una muestra de 2.62 × 103
kg de Fe2O3. Suponiendo que
la reacción llegue a completarse, ¿cuál es el porcentaje de
pureza del Fe2O3 en la muestra original?
3.109 El dióxido de carbono (CO2) es el compuesto gaseoso
principal responsable del calentamiento del planeta (efecto
invernadero). La combustión de los combustibles fósiles
es la causa principal del incremento de la concentración
de CO2 en la atmósfera. El dióxido de carbono también es
el producto final del metabolismo (vea el ejemplo 3.13).
Utilizando la glucosa como ejemplo de un alimento, cal-
cule la producción anual de CO2 en gramos, suponiendo
que cada persona consume 5.0 × 102
g de glucosa al día.
La población mundial es de 6 500 millones y hay 365 días
por año.
3.110 Los carbohidratos son compuestos que contienen carbono,
hidrógeno y oxígeno, en los que la relación entre el hidró-
geno y el oxígeno es 2:1. Cierto carbohidrato contiene
40.0% en masa de carbono. Calcule la fórmula empírica y
la fórmula molecular del compuesto si su masa molar
aproximada es de 178 g.
3.111 ¿En dónde hay mayor cantidad de masa: en 0.72 g de O2 o
en 0.0011 moles de clorofila (C55H72MgN4O5)?
3.112 El análisis de un cloruro metálico XCl3 mostró que con-
tiene 67.2% en masa de Cl. Calcule la masa molar de X e
identifique al elemento.
3.113 La hemoglobina (C2952H4664N812O832S8Fe4) es el transpor-
tador de oxígeno en la sangre. a) Calcule su masa molar.
b) En promedio, un adulto tiene alrededor de 5.0 L de san-
gre. Cada mililitro de sangre contiene aproximadamente
5.0 × 109
eritrocitos, o células rojas de la sangre y cada
una de estas células contiene alrededor de 2.8 × 108
molé-
culas de hemoglobina. Calcule la masa de moléculas de
hemoglobina en gramos que tiene un adulto, en promedio.
3.114 La mioglobina almacena oxígeno para los procesos meta-
bólicos en los músculos. Su análisis químico muestra que
contiene 0.34% en masa de Fe. ¿Cuál es la masa molar de
la mioglobina? (sólo hay un átomo de Fe por molécula).
3.115 Calcule el número de cationes y aniones en cada uno de
los siguientes compuestos: a) 8.38 g de KBr, b) 5.40 g de
Na2SO4, c) 7.45 g de Ca3(PO4)2.
3.116 Una mezcla de NaBr y Na2SO4 contiene 29.96% de Na en
masa. Calcule el porcentaje en masa de cada compuesto
en la mezcla.
3.117 La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la
reacción del ácido salicílico con el anhídrido acético:
C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2
ácido anhídrido aspirina ácido
salicílico acético acético
a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0.400
g de aspirina (aproximadamente el contenido de una ta-
bleta), en caso de que el anhídrido acético se presente en
exceso? b) Calcule la cantidad de ácido salicílico necesa-
ria si sólo 74.9% de ácido salicílico se convierte en aspi-
rina. c) En un experimento, 9.26 g de ácido salicílico se
hicieron reaccionar con 8.54 g de anhídrido acético. Cal-
cule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de
rendimiento si sólo se producen 10.9 g de aspirina.
3.118 Calcule la composición porcentual en masa de todos los
elementos del fosfato de calcio [Ca3(PO4)2], principal
constituyente de los huesos.
3.119 La lisina, un aminoácido esencial en el cuerpo humano,
contiene C, H, O y N. En un experimento, la combustión
completa de 2.175 g de lisina produjo 3.94 g de CO2 y
1.89 g de H2O. En un experimento diferente, 1.873 g de
lisina produjeron 0.436 g de NH3. a) Calcule la fórmula
empírica de la lisina. b) La masa molar aproximada de la
lisina es de 150 g. ¿Cuál es su fórmula molecular?
03_CHAPTER 3.indd 116 12/20/09 4:58:11 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-147-320.jpg?cb=1729464304)
![118 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas
51.36 g de este compuesto en un aparato como el que se
muestra en la figura 3.6, se produjeron 55.90 g de CO2 y
28.61 g de H2O. Determine la fórmula empírica del adi-
tivo de la gasolina.
3.139 Debido a su efecto nocivo para la atmósfera, reciente-
mente se reemplazó el compuesto de plomo descrito en el
problema 3.138 por el metil ter-butil éter (un compuesto
de C, H y O), que mejora la eficiencia de la gasolina. (A
partir de 1999 también se suspendió el uso de este com-
puesto, ya que es un contaminante del agua potable.)
Cuando se queman 12.1 g de este compuesto en un apa-
rato como el que se muestra en la figura 3.6, se forman
30.2 g de CO2 y 14.8 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empí-
rica de dicho compuesto?
3.140 Suponga que se tiene un cubo hecho de magnesio metá-
lico (Mg), cuyos lados miden 1.0 cm. a) Calcule el nú-
mero de átomos de Mg en el cubo. b) Los átomos tienen
una forma esférica. En consecuencia, los átomos de Mg en
dicho cubo no pueden llenar todo el espacio. Si sólo 74%
del interior del cubo está ocupado por átomos de Mg, cal-
cule el radio de un átomo de Mg, en picómetros. (La den-
sidad del Mg es de 1.74 g/cm3
y el volumen de una esfera
de radio r es de 3
4
πr3
.)
3.141 Cierta muestra de carbón contiene 1.6% en masa de azu-
fre. Cuando se quema el carbón, el azufre se convierte en
dióxido de azufre. Para evitar la contaminación del aire, el
dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para
formar sulfito de calcio (CaSO3). Calcule la masa de CaO
(en kilogramos) que necesita diariamente una planta de
energía que utiliza 6.60 × 106
kg de carbón al día.
3.142 El aire es una mezcla de muchos gases. Sin embargo, para
calcular su “masa molar” sólo necesitamos considerar a
sus tres componentes principales: nitrógeno, oxígeno y
argón. Si consideramos que un mol de aire a nivel del mar
está formado por 78.08% de nitrógeno, 20.95% de oxí-
geno y 0.97% de argón, ¿cuál es la masa molar del aire?
3.143 La longitud de los lados de un dado es de 1.5 cm. a) ¿Cuál
es el volumen de un mol de dados? b) Suponiendo que un
mol de dados se puede empacar de tal forma que hagan
contacto unos con otros, formando pilas de capas que cu-
bran totalmente la superficie terrestre, calcule la altura, en
metros, del espesor de la capa. [El radio (r) terrestre es de
6 371 km y el área de una esfera es de 4πr2
.]
3.144 El siguiente método es una forma rudimentaria pero efec-
tiva para calcular la magnitud del número de Avogadro
utilizando ácido esteárico (C18H36O2). Cuando se agrega
ácido esteárico al agua, sus moléculas se quedan en la su-
perficie y forman una monocapa, es decir, la capa tiene
sólo una molécula de espesor. El área medida de la sec-
ción transversal de cada molécula de ácido esteárico es de
0.21 nm2
. En un experimento se encontró que se necesita-
ron 1.4 × 10-4
g de ácido esteárico para formar la mono-
capa sobre el agua, en un recipiente de 20 cm de diámetro.
Con base en estas mediciones, ¿cuál es el número de Avo-
gadro? (el área de un círculo de radio r es πr2
).
3.145 El octano (C8H18) es uno de los componentes de la gaso-
lina. Su combustión completa produce CO2 y H2O. La
combustión incompleta produce CO y H2O, lo que no sólo
reduce la eficiencia del motor que utiliza el combustible,
sino que también es tóxico. En cierta prueba, se quemó
1.000 galón de octano en un motor. La masa total de CO,
CO2 y H2O que se produjo fue de 11.53 kg. Calcule la
eficiencia del proceso, es decir, calcule la fracción de oc-
tano que se convierte en CO2. La densidad del octano es
de 2.650 kg/galón.
3.146 Industrialmente, el hidrógeno gaseoso se prepara por la
reacción del propano gaseoso (C3H8) con vapor a una tem-
peratura alrededor de 400°C. Los productos son monóxido
de carbono (CO) e hidrógeno gaseoso (H2). a) Escriba una
ecuación balanceada para la reacción. b) ¿Cuántos kilo-
gramos de H2 se pueden obtener a partir de 2.84 × 103
kg
de propano?
3.147 Una reacción que tiene 90% de rendimiento se puede con-
siderar como un experimento exitoso. Sin embargo, en la
síntesis de moléculas complejas como la clorofila y mu-
chos fármacos anticancerígenos, muchas veces un quí-
mico tiene que realizar síntesis de múltiples etapas. ¿Cuál
será el porcentaje de rendimiento de una síntesis de ese
tipo, si se trata de una reacción de 30 etapas con 90% de
rendimiento en cada una de ellas?
3.148 Identifique lo erróneo o ambiguo en cada una de las si-
guientes expresiones.
a) NH4NO2 es el reactivo limitante en la reacción
NH4NO2(s) → N2(g) + 2H2O(l)
b) Los reactivos limitantes en la reacción mostrada aquí
son NH3 y NaCl.
NH3(ac) + NaCl(ac) + H2CO3(ac) →
NaHCO3(ac) + NH4Cl(ac)
Problemas especiales
3.149 a) Para moléculas con masas moleculares pequeñas la es-
pectrometría de masas se puede utilizar para identificar
sus fórmulas. Para ilustrar este punto, identifique la molé-
cula que tal vez sea responsable de la observación de una
señal en un espectro de masas en: 16 uma, 17 uma, 18 uma
y 64 uma. b) Observe que hay (entre otras) dos moléculas
que quizá den origen a una señal en 44 uma, digamos,
C3H8 y CO2. En tales casos, un químico quizá trate de
buscar otras señales generadas cuando las moléculas se
fragmenten en el espectrómetro. Por ejemplo, si un quí-
mico ve una señal en 44 uma y otra en 15 uma, ¿qué mo-
lécula estará produciendo la señal 44 uma? ¿Por qué?
03_CHAPTER 3.indd 118 12/20/09 4:58:44 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-149-320.jpg?cb=1729464304)
![1234.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas
* H2So4 tiene dos iones H+
ionizables.
†
El agua pura es un electrólito extremadamente débil.
En la tabla 4.1 se muestran ejemplos de electrólitos fuertes, electrólitos débiles y no elec-
trólitos. Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio, yoduro de potasio (KI) y nitrato de
calcio [Ca(No3)2], son electrólitos fuertes. Es interesante observar que los líquidos del cuerpo
humano contienen muchos electrólitos fuertes y débiles.
El agua es un disolvente de compuestos iónicos muy eficaz. Aunque el agua es una mo-
lécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el
átomo de o). Estas regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por lo que es un di-
solvente polar. Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se
destruye la red tridimensional de iones del sólido. Los iones Na+
y Cl–
se separan mediante la
hidratación, proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de
manera específica. Cada ion Na+
se rodea de varias moléculas de agua con su polo negativo
orientado hacia el catión. De igual manera, cada ion Cl−
está rodeado por varias moléculas
de agua con su polo positivo orientado hacia este anión (figura 4.2). La hidratación ayuda a
estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes se combinen con los aniones.
Los ácidos y las bases también son electrólitos.Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico
(HCl) y el ácido nítrico (HNo3), son electrólitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan
completamente en agua. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en
agua, forma iones H+
y Cl–
hidratados:
HCl H ClH o2
( ) ( ) ( )g ac ac → ++ −
En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se separan en iones H+
y Cl–
hidra-
tados. Así, cuando escribimos HCl(ac), entendemos que es una disolución que únicamente
tiene iones H+
(ac) y Cl–
(ac) y que no hay moléculas de HCl hidratadas. Por otro lado, ciertos
ácidos como el ácido acético (CH3CooH), que le confiere el sabor al vinagre, no se ionizan
por completo, es decir, son electrólitos débiles. La ionización del ácido acético la representa-
mos como
CH CooH CH Coo H3 3( ) ( ) ( )ac ac ac
− +
+
TABLA 4.1 Clasificación de solutos en disolución acuosa
Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito
HCl CH3CooH (NH2)2Co (urea)
HNo3 HF CH3oH (metanol)
HClo4 HNo2 C2H5oH (etanol)
H2So4* NH3 C6H12o6 (glucosa)
NaoH H2o†
C12H22o11 (sacarosa)
Ba(oH)2
Compuestos iónicos
Figura 4.2 Hidratación de los
iones Na+
y Cl–
.
CH3CooH
+ –
04_CHAPTER 04.indd 123 12/21/09 12:24:35 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-154-320.jpg?cb=1729464304)
![124 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
donde CH3Coo–
es el ion acetato. El término ionización lo utilizamos para describir la se-
paración de ácidos y bases en iones. Cuando escribimos la fórmula del ácido acético como
CH3CooH, indicamos que el protón ionizable está en el grupo CooH.
La ionización del ácido acético se escribe con doble flecha para indicar que la reacción
es reversible, es decir, la reacción puede suceder en ambos sentidos. Inicialmente, varias
moléculas de CH3CooH se separan en iones CH3Coo–
y H+
. Con el tiempo, algunos iones
CH3Coo–
y H+
vuelven a combinarse para formar moléculas de CH3CooH. Finalmente, se
llega a un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan con la misma rapidez con la que
vuelven a combinarse los iones. A este estado químico, en el que no se observa cambio neto
alguno (aunque a nivel molecular continúa la actividad) se le llama equilibrio químico. El
ácido acético es, entonces, un electrólito débil porque su ionización en agua es incompleta.
En contraste, en una disolución de ácido clorhídrico los iones H+
y Cl–
no tienden a volver a
combinarse para formar HCl molecular. Por tanto, se utiliza una sola flecha para indicar que
su ionización es completa.
Existen diferentes tipos de equilibrio
químico. En el capítulo 14 estudiaremos de
nuevo este importante tema.
Revisión de conceptos
Los diagramas siguientes muestran tres compuestos disueltos en agua: a) AB2, b) AC2
y c) AD2. ¿Cuál es el electrólito más fuerte y cuál el más débil? (Por simplicidad, las
moléculas de agua no se muestran.)
a) b) c)
4.2 Reacciones de precipitación
La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se carac-
teriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. un precipitado es un sólido
insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general
participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución acuosa de ni-
trato de plomo [Pb(No3)2] a una disolución acuosa de yoduro de potasio (KI), se forma un
precipitado amarillo de yoduro de plomo (PbI2):
Pb(No3)2(ac) + 2KI(ac) ⎯→ PbI2(s) + 2KNo3(ac)
El nitrato de potasio queda en disolución. La figura 4.3 muestra el progreso de esta reacción.
La reacción anterior es un ejemplo de una reacción de metátesis (también se denomina
reacción de doble desplazamiento), una reacción que implica el intercambio de partes entre
dos compuestos. (En este caso, los cationes en los dos compuestos intercambian aniones, de
manera que Pb2+
termina con el I–
como PbI2 y K+
termina con No3
–
como KNo3.) Como ve-
remos más adelante, las reacciones de precipitación analizadas en este capítulo son ejemplos
de reacciones de metátesis.
04_CHAPTER 04.indd 124 12/21/09 12:24:50 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-155-320.jpg?cb=1729464304)
![126 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas
La ecuación que describe la precipitación del yoduro de plomo(II) de la página 124 se deno-
mina ecuación molecular porque las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas
las especies existieran como moléculas o entidades completas. una ecuación molecular es útil
porque aclara la identidad de los reactivos [es decir, nitrato de plomo(II) y yoduro de potasio].
Si quisiéramos llevar a cabo esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que
deberíamos utilizar. Sin embargo, una ecuación molecular no describe con exactitud lo que en
realidad está sucediendo en la disolución.
Como se señaló antes, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan
por completo en los cationes y aniones que los componen. Por ello, para que las ecuaciones
se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus
iones. Así, en la reacción entre yoduro de potasio y nitrato de plomo(II) escribiríamos:
Pb No K I PbI2
32 2 2+ − + −
+ + + →( ) ( ) ( ) ( )
ac ac ac ac 22 32 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ −
K No
En el ejemplo 4.1 se aplican las reglas de solubilidad descritas en la tabla 4.2.
Figura 4.4 Aparición de algu-
nos precipitados. De izquierda
a derecha: CdS, PbS, Ni(OH)2 y
Al(OH)3.
Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: a) sulfato de plata
(Ag2So4), b) carbonato de calcio (CaCo3), c) fosfato de sodio (Na3Po4).
Estrategia Aunque no es necesario memorizar las solubilidades de los compuestos, debe
tener presentes las siguientes reglas útiles: todos los compuestos iónicos que contienen
cationes de metales alcalinos, el ion amonio y los iones nitrato, bicarbonato y clorato son
solubles. Para otros compuestos será necesario recurrir a la tabla 4.2.
Solución a) De acuerdo con la tabla 4.2, el Ag2So4 es insoluble.
b) Éste es un carbonato y el Ca es un metal del grupo 2A; por tanto, el CaCo3 es insoluble.
c) El sodio es un metal alcalino (grupo 1A), por tanto el Na3Po4 es soluble.
Ejercicio de práctica Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o
insolubles; a) CuS, b) Ca(oH)2, c) Zn(No3)2.
EjEmpLo 4.1
Problemas similares: 4.19, 4.20.
04_CHAPTER 04.indd 126 12/21/09 12:25:19 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-157-320.jpg?cb=1729464304)
![1274.2 Reacciones de precipitación
Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies di-
sueltas como iones libres. Para saber si se puede formar un precipitado a partir de esta diso-
lución, primero combinamos el catión y el anión de los diferentes compuestos; es decir, PbI2
y KNo3. De acuerdo con la tabla 4.2, PbI2 es un compuesto insoluble y KNo3 es soluble. Por
tanto, el KNo3 disuelto permanece en disolución al separarse los iones K+
y No3
–
, los cuales
se denominan iones espectadores, o iones que no participan en la reacción global. Debido a
que los iones espectadores aparecen en ambos lados de una ecuación, se pueden eliminar de
la ecuación iónica
Pb NO K I PbI2
32 2 2+ − + −
+ + + →( ) ( ) ( ) ( )
ac ac ac ac 22 32 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ −
K NO
Por último, escribimos la ecuación iónica neta, que sólo muestra las especies que realmente
participan en la reacción:
Pb I PbI2
22+ −
+ →( ) ( ) ( )ac ac s
En otro ejemplo, observamos que cuando se agrega una disolución acuosa de cloruro de
bario (BaCl2) a una disolución de sulfato de sodio (Na2So4), se forma un precipitado blanco
(figura 4.5). Si se analiza como una reacción de metátesis, los productos son BaSo4 y NaCl.
En la tabla 4.2 observamos que sólo el BaSo4 es insoluble, por tanto escribimos la ecuación
molecular para esta reacción así
BaCl Na So BaSo NaCl2 2 4 4 2( ) ( ) ( ) ( )ac ac s ac+ → +
La ecuación iónica para la reacción es
Ba Cl Na So BaSo2
4
2
2 2+ − + −
+ + + →( ) ( ) ( ) ( )ac ac ac ac 44 2 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ −
Na Cl
Al cancelar los iones espectadores (Na+
y Cl–
) en ambos lados de la ecuación, obtenemos la
ecuación iónica neta
Ba So BaSo2
4
2
4
+ −
+ →( ) ( ) ( )ac ac s
Los siguientes cuatro pasos resumen el procedimiento para escribir ecuaciones iónicas y
ecuaciones iónicas netas:
1. Escriba una ecuación molecular balanceada para la reacción, mediante las fórmulas correc-
tas para los compuestos iónicos de reactivos y productos. Con base en la tabla 4.2, decida
cuál de los productos es insoluble y por tanto aparecerá como un precipitado.
2. Escriba la ecuación iónica de la reacción. El compuesto que no aparece como precipitado
debe presentarse como iones libres.
3. Identifique y cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación para escribir
la ecuación iónica neta de la reacción.
4. Verifique que las cargas y número de átomos estén balanceados en la ecuación iónica neta.
Estos pasos se aplican en el ejemplo 4.2.
Prediga lo que sucede cuando una disolución de fosfato de potasio (K3Po4) se mezcla con una
disolución de nitrato de calcio [Ca(No3)2]. Escriba una ecuación iónica neta para la reacción.
(continúa)
EjEmpLo 4.2
Figura 4.5 Formación del preci-
pitado de BaSO4.
Precipitado formado por la reacción entre
K3PO4(ac) y Ca(NO3)2(ac).
04_CHAPTER 04.indd 127 12/21/09 12:25:31 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-158-320.jpg?cb=1729464304)
![128 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
Estrategia Es aconsejable escribir primero la ecuación sin balancear, de acuerdo con la
información proporcionada
K PO Ca NO3 4 3 2( ) ( ) ( ) ?ac ac+ →
¿Qué sucede cuando los compuestos iónicos se disuelven en el agua? ¿Qué iones se forman a
partir de la disociación de K3Po4 y Ca(No3)2? ¿Qué sucede cuando los cationes se encuentran
con los aniones en disolución?
Solución En disolución, el K3Po4 se disocia en iones K+
y Po4
3–
y el Ca(No3)2 se disocia en
iones Ca2+
y No3
–
. De acuerdo con la tabla 4.2, los iones de calcio (Ca2+
) y los iones fosfato
Po4
3–
formarán un compuesto insoluble, el fosfato de calcio [Ca3(Po4)2], en tanto que el otro
producto, KNo3, es soluble y permanece en disolución. Por tanto, es una reacción de
precipitación. Seguiremos paso a paso el procedimiento que se acaba de describir.
Paso 1: La ecuación molecular balanceada para esta reacción es
2K2Po4(ac) + 3Ca(No3)2(ac) ⎯→ Ca3(Po4)2(s) + 6KNo3(ac)
Paso 2: Para escribir la ecuación iónica, los compuestos solubles se muestran como iones
disociados:
6 2 3 6
6
4
3 2
3K PO Ca NO
K
+ − + −
+ + + →( ) ( ) ( ) ( )ac ac ac ac
++ −
+ +( ) ( ) ( ) ( )ac ac s6 3 3 4 2NO Ca PO
Paso 3: Al cancelar los iones espectadores (K+
y No3
–
) en cada lado de la ecuación,
obtenemos la ecuación iónica neta:
3 22
4
3
3 4 2Ca PO Ca PO+ −
+ →( ) ( ) ( ) ( )ac ac s
Paso 4: observe que debido a que primero balanceamos la ecuación molecular, la ecuación
iónica neta queda balanceada en términos del número de átomos en ambos lados de
la ecuación, y la cantidad de cargas positivas (+6) y negativas (–6) en el lado
izquierdo es la misma.
Ejercicio de práctica Prediga el precipitado que se forma al mezclar una disolución de
Al(No3)3 con una disolución NaoH. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción.
Problemas similares: 4.21, 4.22.
Revisión de conceptos
¿Cuál de los diagramas siguientes describe fielmente la reacción entre Ca(No3)2(ac) y
Na2Co3(ac)? Por simplicidad, sólo se muestran los iones Ca2+
(amarillo) y Co2–
3 (azul).
b)a) c)
En la sección Química en acción de la página 129, se estudian algunos problemas prácti-
cos relacionados con las reacciones de precipitación.
04_CHAPTER 04.indd 128 12/21/09 12:27:02 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-159-320.jpg?cb=1729464304)
![129
q u í m i c a
en acción
Los depósitos de los calentadores casi obstruyen por completo esta tubería
de agua caliente. Estos depósitos están compuestos en su mayor parte por
CaCO3 y un poco de MgCO3.
Una reacción de precipitación indeseable
La piedra caliza (CaCo3) y la dolomita (CaCo3 · MgCo3),
dispersas en la superficie de la tierra, con frecuencia ingre-
san a los mantos acuíferos. De acuerdo con la tabla 4.2, el car-
bonato de calcio es insoluble en agua. No obstante, en presencia
del dióxido de carbono disuelto (de la atmósfera), el carbonato
de calcio se convierte en bicarbonato de calcio soluble
[Ca(HCo3)2]:
CaCo Co H o3 2 2( ) ( ) ( )s ac l+ + →
Ca H2
2+
+( )ac CCo3
−
( )ac
donde HCo3
–
es el ion bicarbonato.
El agua que contiene iones Ca2+
, Mg2+
, o ambos, se co-
noce como agua dura, y el agua que carece de estos iones se
denomina agua blanda. El agua dura no es adecuada para usos
domésticos ni industriales.
Cuando el agua que contiene iones de Ca2+
y HCo3
–
se
calienta o se lleva a ebullición, la reacción de disolución se in-
vierte para producir el precipitado CaCo3
Ca HCo2
32+ −
+ →( ) ( )ac ac
CaCo Co H o23 2( ) ( ) ( )s ac l+ +
y se libera dióxido de carbono gaseoso:
Co Co2 2( ) ( )ac g →
El carbonato de calcio sólido que se forma de esta manera es el
principal componente de los depósitos que se acumulan en los
calentadores de agua, tuberías y cafeteras. una delgada capa de
depósito reduce la transferencia de calor y la eficacia y durabi-
lidad de los calentadores de agua, tuberías y aparatos. En las
tuberías domésticas de agua caliente el flujo del agua se puede
restringir o bloquear por completo. un método sencillo que los
plomeros utilizan para remover estos depósitos es agregar una
pequeña cantidad de ácido clorhídrico, el cual reacciona con el
CaCo3 (y por tanto disuelve):
CaCo HCl3 2( ) ( )s ac+ →
CaCl H o Co2 2 2( ) ( ) ( )ac l g+ +
De esta forma, CaCo3 se convierte en CaCl2 soluble.
4.3 Reacciones ácido-base
Los ácidos y las bases son tan comunes como la aspirina y la leche de magnesia, aunque
mucha gente desconozca sus nombres químicos: ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido
de magnesio (leche de magnesia). Además de ser la base de muchos productos medicinales y
domésticos, la química de ácidos y bases es importante en los procesos industriales y es fun-
damental en los sistemas biológicos. Antes de estudiar las reacciones ácido-base, necesitamos
conocer las propiedades de los ácidos y de las bases.
Propiedades generales de ácidos y bases
En la sección 2.7 definimos a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar
iones H+
y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones oH–
. El quí-
04_CHAPTER 04.indd 129 12/21/09 12:27:09 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-160-320.jpg?cb=1729464304)
![132 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
En la tabla 4.1 se muestra que el hidróxido de sodio (NaoH) y el hidróxido de bario
[Ba(oH)2] son electrólitos fuertes. Esto significa que en disolución están completamente io-
nizados:
NaoH Na oH
Ba oH
H o
H o
( ) ( ) ( )
( ) ( )
s ac ac
s
2
2
2
→ +
+ −
→→ ++ −
Ba oH2
2( ) ( )ac ac
El ion oH–
puede aceptar un protón en la siguiente forma:
H oH H o+ −
+ →( ) ( ) ( )ac ac l2
Por tanto, el ion oH–
es una base de Brønsted.
El amoniaco (NH3) se clasifica como base de Brønsted porque puede aceptar un ion H+
(figura 4.8):
NH H o NH oH3 2 4( ) ( ) ( ) ( )ac l ac ac+ ++ −
El amoniaco es un electrólito débil (y por tanto una base débil) porque sólo una pequeña
fracción de las moléculas de NH3 disueltas reacciona con agua para formar los iones NH4
+
y
oH–
.
La base fuerte que más se utiliza en el laboratorio es el hidróxido de sodio. Es barata y
soluble. (De hecho, todos los hidróxidos de metales alcalinos son solubles.) La base débil que
más se utiliza en el laboratorio es la disolución acuosa de amoniaco, a la que en ocasiones se
llama erróneamente hidróxido de amonio, ya que no hay evidencia que demuestre la existencia
de la especie NH4oH. todos los elementos del grupo 2A forman hidróxidos del tipo M(oH)2,
donde M denota un metal alcalinotérreo. De estos hidróxidos, sólo el Ba(oH)2 es soluble. Los
hidróxidos de magnesio y de calcio se utilizan en medicina y en la industria. Los hidróxidos
de otros metales, como Al(oH)3 y Zn(oH)2 son insolubles y se utilizan como bases.
En el ejemplo 4.3 se clasifican las sustancias como ácidos o bases de Brønsted.
OH2
NH3 H2O +
4NH
+
+
34
34
+
+
Figura 4.8 Ionización del amoniaco en agua para formar el ion amonio y el ion hidróxido.
Observe que esta botella de amoniaco
acuoso está etiquetada erróneamente.
Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Brønsted: a) HBr,
b) No2
–
, c) HCo3
–
.
Estrategia ¿Qué caracteriza a un ácido de Brønsted? ¿Contiene al menos un átomo de H?
Salvo el amoniaco, la mayoría de las bases de Brønsted que usted encontrará hasta esta etapa
son aniones.
Solución a) Sabemos que HCl es un ácido. Debido a que tanto el Br como el Cl son
halógenos (grupo 7A), esperamos que el HBr, al igual que el HCl, se ionicen en agua como
sigue:
HBr H Br( ) ( ) ( )ac ac ac→ ++ −
Por tanto, HBr es un ácido de Brønsted.
(continúa)
EjEmpLo 4.3
04_CHAPTER 04.indd 132 12/21/09 12:27:25 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-163-320.jpg?cb=1729464304)
![138 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han
oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el
hidrógeno y el azufre en los ejemplos anteriores, se han oxidado. El cloro y el oxígeno se han
reducido, por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. observe
que la suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y –1) es cero. Asimismo,
si se añaden cargas en el S (+4) y en los dos átomos de o [2 × (–2)], el total es cero. La razón de
esto es que las moléculas de HCl y So2 son neutras y por tanto las cargas se deben cancelar.
En este texto utilizamos las siguientes reglas para asignar el número de oxidación:
1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número
de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, o2 y P4 tiene el mismo nú-
mero de oxidación: cero.
2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número
de oxidación es igual a la carga del ion. Entonces, el ion Li+
tiene un número de oxidación
de +1; el ion Ba2+
, +2; el ion Fe3+
, +3; el ion I–
, –1; el ion o2–
, –2; y así sucesivamente.
todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1; y todos los metales
alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio
tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno es –2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo,
Mgo y H2o), pero en el peróxido de hidrógeno (H2o2) y en el ion peróxido (o2
2–
) es –1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales
en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de
oxidación es –1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. Los otros halóge-
nos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones
halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en
los oxiácidos y oxianiones (vea la sección 2.7), tienen números de oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe
ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los ele-
mentos debe ser igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4
+
, el
número de oxidación del N es –3 y el del H es +1. Por tanto, la suma de los números de
oxidación es –3 + 4(+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion.
7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el número de oxidación
del o en el ion superóxido, o2
–
es – 1
2
.
En el ejemplo 4.4 aplicamos estas reglas para asignar números de oxidación.
Asigne el número de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos y en el
ion: a) Li2o, b) HNo3, c) Cr2o7
2–
.
Estrategia En general, seguimos las reglas que se mencionaron para asignar números de
oxidación. Recuerde que todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y
que en la mayoría de los casos el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 y el oxígeno
un número de oxidación de –2 en sus compuestos.
Solución a) De acuerdo con la regla 2, observamos que el litio tiene número de oxidación de
+1 (Li+
) y el oxígeno tiene número de oxidación de –2 (o2–
).
b) Ésta es la fórmula del ácido nítrico que, en disolución, forma un ion H+
y un ion No3
–
. De
la regla 4 observamos que el H tiene un número de oxidación de +1, por tanto, el otro
grupo (el ion nitrato) debe tener un número de oxidación neto de –1. Puesto que el oxígeno
EjEmpLo 4.4
(continúa)
04_CHAPTER 04.indd 138 12/21/09 12:28:02 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-169-320.jpg?cb=1729464304)
![1394.4 Reacciones de oxidación-reducción
tiene un número de oxidación de –2, y si usamos x para representar el número de
oxidación del nitrógeno, entonces el ion nitrato se puede escribir como
[N(x)
o3
(2–)
]–
de manera que
x + 3(–2) = –1
o
x = +5
c) De la regla 6 vemos que la suma de los números de oxidación en el ion dicromato Cr2o7
2–
debe ser –2. Sabemos que el número de oxidación del o es –2, así que todo lo que resta es
determinar el número de oxidación del Cr, al cual llamaremos y. El ion dicromato se puede
escribir como
[Cr2
(y)
o7
(2–)
]2–
así que 2(y) + 7(–2) = –2
o y = +6
Verificación En cada caso, ¿la suma de los números de oxidación de todos los átomos es
igual a la carga neta de las especies?
Ejercicio de práctica Asigne números de oxidación a todos los elementos del compuesto y
del ion siguientes: a) PF3, b) Mno4
–
.
Problemas similares: 4.47, 4.49.
No todas las reacciones de combinación
son por naturaleza redox. Lo mismo se
aplica para las reacciones de
descomposición.
En la figura 4.11 se muestran los números de oxidación conocidos de los elementos co-
munes, ordenados de acuerdo con sus posiciones en la tabla periódica. El contenido de esta
figura se puede resumir así:
• Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos, en tanto que los
elementos no metálicos pueden tener números de oxidación positivos o negativos.
• El máximo número de oxidación que puede tener un elemento de los grupos 1A al 7A
es el número de su grupo en la tabla periódica. Por ejemplo, los halógenos están en el
grupo 7A, por tanto su máximo número de oxidación posible es +7.
• Los metales de transición (grupos 1B y del 3B al 8B) por lo general tienen varios nú-
meros de oxidación posibles.
Tipos de reacciones redox
Entre las reacciones más comunes de oxidación-reducción se encuentran las reacciones de
combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento. Las reacciones de des-
proporción son un tipo más complejo y también se analizarán en esta sección.
Reacciones de combinación
una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan
para formar un solo producto. La figura 4.12 muestra algunas reacciones de combinación.
Por ejemplo,
0 0 +4 −2
S(s) + O2(g) → SO2(g)
0 0 +3 −1
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
04_CHAPTER 04.indd 139 12/21/09 12:28:05 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-170-320.jpg?cb=1729464304)
![1474.5 Concentración de las disoluciones
4.5 Concentración de las disoluciones
Para el estudio de la estequiometría en disolución necesitamos conocer la cantidad de los
reactivos presentes en una disolución y cómo controlar las cantidades de reactivos a utilizar
para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa.
La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad
dada de disolvente, o en una cantidad dada de disolución. (Para este análisis se supondrá que
el soluto es un líquido o un sólido y el disolvente es un líquido.) La concentración de una
disolución se puede expresar en muchas formas, como se verá en el capítulo 12. Aquí consi-
deraremos una de las unidades más utilizadas en química, la molaridad (M), o concentración
molar, que es el número de moles de soluto por litro de disolución. La molaridad se define
como
molaridad
moles de soluto
litros de disoluci
=
óón
(4.1)
La ecuación (4.1) también se puede expresar algebraicamente como
M
n
V
= (4.2)
donde n denota el número de moles de soluto y V es el volumen de la disolución en litros.
una disolución de glucosa (C6H12o6) 1.46 molar, escrita como C6H12o6 1.46 M, contiene
1.46 moles del soluto (C6H12o6) en un litro de disolución. Por supuesto, no siempre trabaja-
mos con volúmenes de disolución de 1 L. Por tanto, una disolución de 500 mL que contenga
0.730 moles de C6H12o6 también tiene una concentración de 1.46 M:
molaridad
0.730 mol C H O
500 mL disol
1006 12 6
= ×
0mL disol
1 L disol
C H O6 12 6=1 46. M
observe que la concentración, al igual que la densidad, es una propiedad intensiva, de manera
que su valor no depende de la cantidad de la disolución.
Es importante recordar que la molaridad se refiere sólo a la cantidad de soluto original-
mente disuelto en agua y no toma en cuenta los procesos subsecuentes, como la disociación de
una sal o la ionización de un ácido. Considere lo que sucede cuando una muestra de cloruro
de potasio (KCl) se disuelve en suficiente agua para formar una disolución 1 M:
KCl K ClH o2
( ) ( ) ( )s ac ac → ++ −
Puesto que el KCl es un electrólito fuerte, se disocia por completo en la disolución. Entonces,
una disolución de KCl 1 M contiene 1 mol de iones K+
y 1 mol de iones Cl–
; no hay unidades
de KCl presentes. La concentración de los iones puede expresarse como [K+
] = 1 M y [Cl–
]
= 1 M, donde los corchetes [ ] indican que la concentración está expresada en molaridad. En
forma similar, en una disolución de nitrato de bario [Ba(No3)2] 1 M
Ba No Ba NoH o2
( ) ( ) ( ) ( )3 2
2
32s ac ac → ++ −
tenemos que [Ba2+
] = 1 M y [No3
–
] = 2 M, pero de ninguna manera hay unidades de
Ba(No3)2.
El procedimiento para preparar una disolución de molaridad conocida es el siguiente.
Primero, el soluto se pesa con exactitud y se transfiere a un matraz volumétrico por medio de
un embudo (figura 4.18). A continuación se añade agua al matraz y se agita suavemente para
disolver el sólido. una vez que todo el sólido se ha disuelto, se añade más agua para llevar el
Tenga presente que el volumen (V) son
litros de disolución, no litros de disolvente.
También que la molaridad de una
disolución depende de la temperatura.
04_CHAPTER 04.indd 147 12/21/09 12:28:59 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-178-320.jpg?cb=1729464304)
![1494.5 Concentración de las disoluciones
En un experimento bioquímico, un químico necesita agregar 3.81 g de glucosa a una mezcla
de reacción. Calcule el volumen en mililitros de una disolución de glucosa de 2.53 M que
deberá utilizar para la adición.
Estrategia En primer lugar debemos determinar el número de moles contenidos en 3.81 g de
glucosa y después utilizar la ecuación (4.2) para calcular el volumen.
Solución A partir de la masa molar de glucosa, escribimos
3 81. g C H O
1 mol C H O
180.2 g C H O
6 12 6
6 12 6
6 12 6
× == × −
2 114 10 2
. mol C H O6 12 6
Después calculamos el volumen de la disolución que contiene 2.114 × 10–2
moles de soluto.
Al reordenar la ecuación (4.2) resulta
V
n
M
=
=
× −
2 114 10
2 53
2
.
.
mol C H O
mol C H O
6 12 6
6 12 6 LL disol
1000 mL disol
1 L disol
mL dis
×
= 8 36. ool
Verificación un litro de disolución contiene 2.53 moles de C6H12o6. Por tanto, el número de
moles en 8.36 mL o 8.36 × 10–3
L es (2.53 mol × 8.36 × 10–3
) o 2.12 × 10–2
moles. La
pequeña diferencia se debe a las distintas formas de redondeo.
Ejercicio de práctica ¿Qué volumen (en mililitros) de una disolución de NaoH 0.315 M
contiene 6.22 g de NaoH?
EjEmpLo 4.7
Dilución de disoluciones
Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén
del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones stock (de reserva) se diluyen antes de uti-
lizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos
concentrada a partir de una más concentrada.
Suponga que deseamos preparar 1 L de una disolución de KMno4 0.400 M a partir de una
disolución de KMno4 1.00 M. Para ello necesitamos 0.400 moles de KMno4. Puesto que hay
1.00 mol de KMno4 en 1 L de una disolución de KMno4 1.00 M, hay 0.400 moles de KMno4
en 0.400 L de la misma disolución:
1.00 mol
1 L disol
0.400 mol
0.400 L disol
=
Por tanto, debemos tomar 400 mL de la disolución de KMno4 1.00 M y diluirlos hasta 1 000
mL mediante la adición de agua (en un matraz volumétrico de 1 L). Este método da 1 L de la
disolución deseada de KMno4 0.400 M.
Verificación Como una estimación a grandes rasgos, la masa debe estar dada por [molaridad
(mol/L) × volumen (L) × masa molar (g/mol)] o [2 mol/L × 0.25 L × 300 g/mol] = 150 g.
Por tanto, la respuesta es razonable.
Ejercicio de práctica ¿Cuál es la molaridad de 85.0 mL de una disolución de etanol
(C2H5oH) que contiene 1.77 g de esta sustancia?
Problemas similares: 4.63, 4.66.
Observe que hemos manejado un dígito
adicional al número de las cifras
significativas para el paso intermedio.
Problema similar: 4.65.
Dos disoluciones de KMnO4 de
concentraciones diferentes.
04_CHAPTER 04.indd 149 12/21/09 12:29:10 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-180-320.jpg?cb=1729464304)
![150 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
Al efectuar un proceso de dilución, conviene recordar que al agregar más disolvente a
una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin
que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución (figura 4.19). En otras
palabras,
moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución
La molaridad se define como moles de soluto en un litro de disolución, de manera que el nú-
mero de moles de soluto está dado por [vea la ecuación (4.2)]
moles de soluto
litros de disol
volumen de d× iisol (en litros) moles de soluto=
M V n
o
MV = n
Como todo el soluto proviene de la disolución concentrada original, concluimos que n perma-
nece sin cambios; es decir,
MiVi = MfVf
moles de soluto antes de la
dilución
moles de soluto después de la
dilución
donde Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi y Vf son
los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final. Desde luego, las unidades de Vi y Vf
deben ser las mismas (mL o L) para que los cálculos funcionen. Para verificar que los resulta-
dos sean razonables, se debe asegurar que Mi > Mf y Vf > Vi.
En el ejemplo 4.8 se muestra la aplicación de la ecuación (4.3).
a) b)
Figura 4.19 La dilución de una
disolución más concentrada a) a
una menos concentrada b) no
cambia el número total de par-
tículas de soluto (18).
(4.3)
Describa cómo prepararía 5.00 × 102
mL de una disolución de H2So4 1.75 M, a partir de una
disolución concentrada de H2So4 8.61 M.
Estrategia Como la concentración de la disolución final es menor que la de la disolución
original, éste es un proceso de dilución. tenga presente que en la dilución, la concentración de
la disolución disminuye, pero el número de moles del soluto sigue siendo el mismo.
Solución Preparamos el cálculo mediante la tabulación de los datos:
Mi = 8.61 M Mf = 1.75 M
Vi = ? Vf = 5.00 × 102
mL
(continúa)
EjEmpLo 4.8
04_CHAPTER 04.indd 150 12/21/09 12:29:16 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-181-320.jpg?cb=1729464304)
![1554.7 Valoraciones ácido-base
La reacción de neutralización entre NaoH y KHP es uno de los tipos más sencillos de reac-
ciones ácido-base que se conocen. Suponga, sin embargo, que en lugar de KHP quisiéramos utili-
zar en la valoración un ácido diprótico, como el H2So4. La reacción se puede representar como
2NaoH(ac) + H2So4(ac) ⎯→ Na2So4(ac) + 2H2o(l)
Como 2 moles de NaoH ≏ 1 mol de H2So4, necesitamos el doble de NaoH para reaccionar
completamente con una disolución H2So4 de la misma concentración molar y volumen que
un ácido monoprótico como el HCl. Por otro lado, necesitaríamos el doble de HCl para neu-
tralizar una disolución de Ba(oH)2 que tuviera la misma concentración y volumen que una
disolución de NaoH, puesto que 1 mol de Ba(oH)2 produce dos moles de iones oH–
:
2HCl(ac) + Ba(oH)2(ac) ⎯→ BaCl2(ac) + 2H2o(l)
En los cálculos implicados en las valoraciones ácido-base, independientemente del ácido o de
la base que participen en la reacción, debemos tomar en cuenta que el número total de moles
de iones H+
que han reaccionado en el punto de equivalencia debe ser igual al número de
moles totales de los iones oH–
que han reaccionado.
En el ejemplo 4.11 se muestra la valoración de una disolución de NaoH con un ácido
diprótico.
¿Cuántos mililitros (mL) de una disolución de NaoH 0.610 M se necesitan para neutralizar
completamente 20.0 mL de una disolución de H2So4 0.245 M?
Estrategia Deseamos calcular el volumen de la disolución de NaoH. Con base en la
definición de molaridad [vea la ecuación (4.1)] escribimos:
L disol
mol NaOH
molaridad
=
se desea calcular
se necesita encontrar
dado
(continúa)
EjEmpLo 4.11
El volumen de la disolución de NaoH se da en el problema. Por tanto, necesitamos encontrar
el número de moles de NaoH para calcular la molaridad. En la ecuación anterior para la
reacción entre KHP y NaoH mostrada en el texto vemos que 1 mol de KHP neutraliza a
1 mol de NaoH. ¿Cuántos moles de KHP están contenidos en 0.5468 g de KHP?
Solución Primero calculamos el número de moles de KHP utilizados en la valoración:
moles de KHP g KHP
1 mol KHP
204.2 g
= ×0 5468.
KKHP
2.678 10 mol KHP= × −3
Como 1 mol de KHP ≏ 1 mol de NaoH, debe haber 2.678 × 10–3
moles de NaoH en 23.48
mL de la disolución de NaoH. Por último, calculamos la molaridad de esta disolución como
sigue:
molaridad de la disol de NaOH
mo
=
× −
2 678 10 3
. ll NaOH
mL disol
1000 mL disol
1 L diso23 48.
×
ll
mol NaOH 1 L disol= =0 1141 0 1141. . M
Ejercicio de práctica ¿Cuántos gramos de KHP se necesitan para neutralizar 18.64 mL de
una disolución de NaoH 0.1004 M?
Problemas similares: 4.85, 4.86.
El H2SO4 tiene dos protones ionizables.
04_CHAPTER 04.indd 155 12/21/09 12:29:38 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-186-320.jpg?cb=1729464304)
![156 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
Revisión de conceptos
una disolución de NaoH se mezcla con la solución ácida que se muestra en a). ¿Cuál
de los diagramas mostrados en b)-d) corresponde a uno de los siguientes ácidos: HCl,
H2So4, H3Po4? Código de color: esferas azules (iones oH–
); esferas rojas (moléculas
ácidas); esferas verdes (aniones de los ácidos). Suponga que todas las reacciones de
neutralización ácido-base se van a completar.
a) b) c) d)
4.8 Valoraciones redox
Como se mencionó antes, en las reacciones redox se transfieren electrones, en tanto que en
las reacciones ácido-base se transfieren protones. Del mismo modo en que un ácido se puede
valorar con una base, un agente oxidante se puede valorar con un agente reductor mediante
un procedimiento semejante. Así, por ejemplo, podemos añadir con cuidado una disolución
que contenga un agente oxidante a una disolución que contenga un agente reductor. El punto
de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente
oxidante.
Igual que las valoraciones ácido-base, las valoraciones redox por lo general requieren un
indicador que tenga un cambio de color nítido. En presencia de una gran cantidad de agente
En la ecuación para la reacción de neutralización que se acaba de presentar, observamos que 1
mol de H2So4 neutraliza 2 moles de NaoH. ¿Cuántos moles de H2So4 están contenidos en
20.0 mL de una disolución de H2So4 0.245 M? ¿Cuántos moles de NaoH neutralizaría esta
cantidad de H2So4?
Solución Primero calculamos el número de moles de H2So4 en 20.0 mL de la disolución:
moles de H SO
mol H SO
mL disol
2 4
2 4
=
0 245
1000
.
××
= × −
20 0
10 3
. mL disol
4.90 mol H SO2 4
De la estequiometría observamos que 1 mol de H2So4 ≏ 2 moles de NaoH. Por tanto, el
número de moles de NaoH que ha reaccionado debe ser 2 × 4.90 × 10–3
moles, o 9.80 × 10–3
moles. De la definición de molaridad [vea la ecuación (4.1)] tenemos que
o
litros de disol
moles de soluto
molaridad
vol
=
uumen de NaOH
mol NaOH
mol L
=
× −
9 80 10
0 610
3
.
. ddisol
L o 16.1 mL= 0 0161.
Ejercicio de práctica ¿Cuántos mililitros de una disolución de H2So4 1.28 M se requieren
para neutralizar 60.2 mL de una disolución de KoH 0.427 M?
Problema similar: 4.87 b), c).
No hay tantos indicadores redox como
indicadores ácido-base.
04_CHAPTER 04.indd 156 12/21/09 12:29:48 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-187-320.jpg?cb=1729464304)
![158
El volumen de la disolución de FeSo4 se proporciona en el problema. Por tanto, necesitamos
encontrar el número de moles de FeSo4 para calcular la molaridad. Según la ecuación iónica
neta, ¿cuál es la equivalencia estequiométrica entre Fe2+
y Mno4
–
? ¿Cuántos moles de KMno4
están contenidos en 16.42 mL de una disolución de KMno4 0.1327 M?
Solución El número de moles de KMno4 en 16.42 mL de disolución es
moles de KMnO
0.1327 mol KMnO
1000 mL diso
4
4
=
ll
mL
mol KMnO4
×
= × −
16 42
2 179 10 3
.
.
(continúa)
q u í m i c a
en acción
El hidróxido de magnesio se obtiene del agua del mar en estanques de sedi-
mentación en Dow Chemical Company que una vez operó en Freeport,
Texas.
metal proveniente del mar
El magnesio es un metal ligero y valioso que se usa como
material estructural, así como en aleaciones, baterías y en
síntesis química. A pesar de que la corteza terrestre es rica en
magnesio, es más económico “extraer” el metal del agua ma-
rina. El magnesio constituye el segundo catión más abundante
en el mar (después del sodio); hay aproximadamente 1.3 g de
magnesio en un kilogramo de agua marina. El proceso para ex-
traer el magnesio del agua del mar emplea los tres tipos de reac-
ciones que se analizaron en este capítulo: reacciones de
precipitación, ácido-base y redox.
En la primera etapa de la recuperación del magnesio, la
piedra caliza (CaCo3) se calienta a altas temperaturas para pro-
ducir cal viva, u óxido de calcio (Cao):
CaCo3(s) ⎯→ Cao(s) + Co2(g)
Cuando el óxido de calcio se trata con agua marina, forma hi-
dróxido de calcio [Ca(oH)2], el cual es ligeramente soluble y se
ioniza para producir iones Ca2+
y oH–
:
Cao(s) + H2o(l) ⎯→ Ca2+
(ac) + 2oH–
(ac)
El exceso de iones hidróxido provoca que se precipite el hi-
dróxido de magnesio mucho menos soluble:
Mg2+
(ac) + 2oH–
(ac) ⎯→ Mg(oH)2(s)
El hidróxido de magnesio sólido se filtra y reacciona con el
ácido clorhídrico para formar cloruro de magnesio (MgCl2):
Mg(oH)2(s) + 2HCl(ac) ⎯→ MgCl2(ac) + 2H2o(l)
Después de evaporar el agua, el cloruro de magnesio sólido se
funde en una celda de acero. El cloruro de magnesio fundido
contiene tanto iones Mg2+
como Cl–
. Mediante un proceso de-
nominado electrólisis, se hace pasar una corriente eléctrica a
través de la celda para reducir los iones Mg2+
y oxidar los iones
Cl–
. Las semirreacciones son
Mg2+
+ 2e–
⎯→ Mg
2Cl–
⎯→ Cl2 + 2e–
La reacción general es
MgCl2(l) ⎯→ Mg(l) + Cl2(g)
De esta forma se produce el magnesio metálico. El cloro ga-
seoso que se genera se puede convertir en ácido clorhídrico y
reciclarse durante el proceso.
04_CHAPTER 04.indd 158 12/21/09 12:29:58 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-189-320.jpg?cb=1729464304)
![159Resumen de conceptos
El ensayo de Química en acción, de la página 158, describe un proceso industrial que
implica los tipos de reacciones que se analizaron en este capítulo.
De la ecuación observamos que 5 moles de Fe2+
]1 mol de Mno4
–
. Por tanto, el número de
moles de FeSo4 oxidado es
moles de FeSO mol KMnO
mol F
4 4= × ×−
2 179 10
53
.
eeSO
1 mol KMnO
mol FeSO
4
4
4= × −
1 090 10 2
.
La concentración de la disolución de FeSo4, en moles de FeSo4 por litro de disolución, es
molaridad de FeSO
mol FeSO
L disol
4
4
=
=
×1 090 1. 00 2−
×
mol FeSO
25.00 mL disol
1000 mL disol
1
4
L disol
= 0 4360. M
Ejercicio de práctica ¿Cuántos mililitros de una disolución de HI 0.206 M se necesitan
para reducir 22.5 mL de una disolución de KMno4 0.374 M, de acuerdo con la ecuación
siguiente?
10HI + 2KMno4 + 3H2So4 ⎯→ 5I2 + 2MnSo4 + K2So4 + 8H2o
Problemas similares: 4.91, 4.92.
Ecuaciones básicas
molaridad
moles de soluto
litros de disoluci
=
óón
( . )4 1 Cálculo de molaridad
M
n
V
= ( . )4 2 Cálculo de molaridad
MiVi = MfVf (4.3) Dilución de disolución
Resumen de conceptos
1. Las disoluciones acuosas conducen la electricidad si los
solutos son electrólitos. Si los solutos son no electrólitos,
las disoluciones no conducirán la electricidad.
2. Las tres principales categorías de reacciones químicas que
tienen lugar en disolución acuosa son las reacciones de pre-
cipitación, las reacciones ácido-base y las reacciones de
oxidación-reducción.
3. A partir de las reglas generales acerca de las solubilidades
de los compuestos iónicos, podemos predecir si en una re-
acción se formará un precipitado.
4. Los ácidos de Arrhenius se ionizan en agua para producir
iones H+
, y las bases de Arrhenius se ionizan en agua para
producir iones oH–
. Los ácidos de Brønsted donan protones
y las bases de Brønsted los aceptan.
5. La reacción entre un ácido y una base se denomina neutra-
lización.
6. En las reacciones redox, la oxidación y la reducción siempre
ocurren de manera simultánea. La oxidación se caracteriza
por la pérdida de electrones, la reducción por la ganancia de
electrones.
7. Los números de oxidación facilitan el seguimiento de la
distribución de la carga y se asignan a todos los átomos en
un compuesto o ion de acuerdo con reglas específicas. La
oxidación se puede definir como un incremento en el nú-
mero de oxidación; la reducción se puede definir como una
disminución en el número de oxidación.
8. Muchas reacciones redox se pueden clasificar como reac-
ciones de combinación, descomposición, combustión, des-
plazamiento o desproporción.
9. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto
presente en una cantidad determinada de disolución. La mo-
laridad expresa la concentración como el número de moles
de soluto en 1 L de disolución.
04_CHAPTER 04.indd 159 12/21/09 12:30:03 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-190-320.jpg?cb=1729464304)
![163Preguntas y problemas
4.56 Clasifique las siguientes reacciones redox:
a) P4 + 10Cl2 ⎯→ 4PCl5
b) 2No ⎯→ N2 + o2
c) Cl2 + 2KI ⎯→ 2KCl + I2
d) 3HNo2 ⎯→ HNo3 + H2o + 2No
Concentración de disoluciones
Preguntas de repaso
4.57 Escriba la ecuación para calcular la molaridad. ¿Por qué
es ésta una unidad de concentración conveniente en quí-
mica?
4.58 Describa los pasos implicados en la preparación de una
disolución de concentración molar conocida utilizando un
matraz volumétrico.
Problemas
4.59 Calcule la masa de KI, en gramos, que se requiere para
preparar 5.00 × 102
mL de una disolución 2.80 M.
4.60 Describa cómo prepararía 250 mL de una disolución de
NaNo3 0.707 M.
4.61 ¿Cuántos moles de MgCl2 están presentes en 60.0 mL de
una disolución de MgCl2 0.100 M?
4.62 ¿Cuántos gramos de KoH están presentes en 35.0 mL de
una disolución 5.50 M?
4.63 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disolu-
ciones: a) 29.0 g de etanol (C2H5oH) en 545 mL de diso-
lución, b) 15.4 g de sacarosa (C12H22o11) en 74.0 mL de
disolución, c) 9.00 g de cloruro de sodio (NaCl) en 86.4
mL de disolución.
4.64 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disolu-
ciones: a) 6.57 g de metanol (CH3oH) en 1.50 × 102
mL
de disolución, b) 10.4 g de cloruro de calcio (CaCl2) en
2.20 × 102
mL de disolución, c) 7.82 g de naftaleno
(C10H8) en 85.2 mL de disolución de benceno.
4.65 Calcule el volumen en mL de disolución requerida para
tener lo siguiente: a) 2.14 g de cloruro de sodio a partir de
una disolución 0.270 M, b) 4.30 g de etanol a partir de una
disolución 1.50 M, c) 0.85 g de ácido acético (CH3CooH)
a partir de una disolución 0.30 M.
4.66 Determine los gramos de cada uno de los siguientes solu-
tos que se necesitan para preparar 2.50 × 102
mL de una
disolución 0.100 M de: a) yoduro de cesio (CsI), b) ácido
sulfúrico (H2So4), c) carbonato de sodio (Na2Co3), d) di-
cromato de potasio (K2Cr2o7), e) permanganato de pota-
sio (KMno4).
Dilución de disoluciones
Preguntas de repaso
4.67 Describa los pasos básicos implicados en la dilución de
una disolución de concentración conocida.
4.68 Escriba la ecuación que permite calcular la concentración
de una disolución diluida. Asigne las unidades a todos los
términos.
Problemas
4.69 Describa cómo se prepara 1.00 L de una disolución de
HCl 0.646 M a partir de una disolución de HCl 2.00 M.
4.70 A 25.0 mL de una disolución de KNo3 0.866 M se le
agrega agua hasta que el volumen de la disolución es de
500 mL exactos. ¿Cuál es la concentración de la disolu-
ción final?
4.71 ¿Cómo prepararía 60.0 mL de disolución de HNo3 0.200
M a partir de una disolución concentrada de HNo3 4.00
M?
4.72 Se tienen 505 mL de una disolución de HCl 0.125 M y se
quiere diluir para hacerla exactamente 0.100 M. ¿Qué can-
tidad de agua debe añadirse? Suponga que los volúmenes
son aditivos.
4.73 Se mezclan 35.2 mL de una disolución de KMno4 1.66 M
con 16.7 mL de disolución de KMno4 0.892 M. Calcule la
concentración de la disolución final.
4.74 Se mezclan 46.2 mL de una disolución de nitrato de calcio
[Ca(No3)2] 0.568 M con 80.5 mL de una disolución de
nitrato de calcio 1.396 M. Calcule la concentración de la
disolución final.
Análisis gravimétrico
Preguntas de repaso
4.75 Describa las etapas básicas de un análisis gravimétrico.
¿En qué forma ayuda este método a identificar un com-
puesto o a determinar su pureza si se conoce su fórmula?
4.76 En el análisis gravimétrico de los cloruros se debe utilizar
agua destilada. ¿Por qué?
Problemas
4.77 Si se agregan 30.0 mL de una disolución de CaCl2 0.150
M a 15.0 mL de una disolución de AgNo3 0.100 M, ¿cuál
es la masa en gramos del precipitado de AgCl?
4.78 una muestra de 0.6760 g de un compuesto desconocido,
que contiene iones bario (Ba2+
), se disuelve en agua y se
trata con un exceso de Na2So4. Si la masa del precipitado
de BaSo4 formado es de 0.4105 g, ¿cuál es el porcentaje
en masa de Ba en el compuesto original desconocido?
4.79 ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para precipitar la
mayor parte de los iones Ag+
de 2.50 × 102
mL de una
disolución de AgNo3 0.0113 M? Escriba la ecuación ió-
nica neta para la reacción.
4.80 La concentración de iones Cu2+
en el agua (que también
contiene iones sulfato) que descarga cierta planta indus-
trial, se determina agregando una disolución de sulfuro de
sodio (Na2S) en exceso a 0.800 L del agua. La ecuación
molecular es
Na2S(ac) + CuSo4(ac) ⎯→ Na2So4(ac) + CuS(s)
Escriba la ecuación iónica neta y calcule la concentración
molar de Cu2+
en la muestra de agua si se formaron 0.0177
g de CuS sólido.
04_CHAPTER 04.indd 163 12/21/09 12:30:18 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-194-320.jpg?cb=1729464304)
![165Preguntas y problemas
4.98 El oxalato de calcio (CaC2o4), componente principal de
los cálculos renales, es insoluble en agua. Por esta razón,
se puede usar para determinar la cantidad de iones Ca2+
presentes en los fluidos como la sangre. El oxalato de cal-
cio aislado de la sangre se disuelve en ácido y se valora
con una disolución patrón o estándar de KMno4, como se
muestra en el problema 4.95. En una prueba se encontró
que la valoración del oxalato de calcio obtenido de una
muestra de 10.0 mL de sangre consumió 24.2 mL de diso-
lución de KMno4 9.56 × 10–4
M. Calcule el número de
miligramos de calcio por mililitro de sangre.
Problemas adicionales
4.99 Clasifique las siguientes reacciones de acuerdo con los ti-
pos que se estudiaron en este capítulo:
a) Cl2 + 2oH–
⎯→ Cl–
+ Clo–
+ H2o
b) Ca2+
+ Co3
2–
⎯→ CaCo3
c) NH3 + H+
⎯→ NH4
+
d) 2CCl4 + Cro4
2–
⎯→ 2CoCl2 + Cro2Cl2 + 2Cl–
e) Ca + F2 ⎯→ CaF2
f) 2Li + H2 ⎯→ 2LiH
g) Ba(No3)2 + Na2So4 ⎯→ 2NaNo3 + BaSo4
h) Cuo + H2 ⎯→ Cu + H2o
i) Zn + 2HCl ⎯→ ZnCl2 + H2
j) 2FeCl2 + Cl2 ⎯→ 2FeCl3
k) LioH + HNo3 ⎯→ LiNo3 + H2o
4.100 El oxígeno (o2) y el dióxido de carbono (Co2) son gases
incoloros e inodoros. Sugiera dos pruebas químicas que
permitan distinguir entre estos dos gases.
4.101 ¿Cuáles de las siguientes disoluciones acuosas se espera-
ría que condujeran mejor la electricidad a 25°C? Justifique
sus respuestas.
a) 0.20 M NaCl
b) 0.60 M CH3CooH
c) 0.25 M HCl
d) 0.20 M Mg(No3)2
4.102 una muestra de 5.00 × 102
mL de una disolución de HCl
2.00 M se trata con 4.47 g de magnesio. Calcule la con-
centración de la disolución del ácido después de que todo
el metal ha reaccionado. Suponga que el volumen de la
disolución permanece constante.
4.103 Calcule el volumen de una disolución de CuSo4 0.156 M
que reaccionaría con 7.89 g de zinc.
4.104 El carbonato de sodio (Na2Co3) se puede obtener en forma
muy pura, por lo que se puede usar para estandarizar diso-
luciones de ácidos. ¿Cuál es la molaridad de una disolu-
ción de HCl si se requieren 28.3 mL de esta disolución
para reaccionar con 0.256 g de Na2Co3?
4.105 una muestra de 3.664 g de un ácido monoprótico se disol-
vió en agua. Se consumieron 20.27 mL de una disolución
de NaoH 0.1578 M para neutralizar el ácido. Calcule la
masa molar del ácido.
4.106 El ácido acético (CH3CooH) es un ingrediente impor-
tante del vinagre. una muestra de 50.0 mL de un vinagre
comercial se valoró con una disolución de NaoH 1.00 M.
¿Cuál es la concentración molar (en M) del ácido acético
en el vinagre si se necesitaron 5.75 mL de la base para la
valoración?
4.107 Se diluyeron 15.00 mL de una disolución de nitrato de
potasio (KNo3) a 125.0 mL; posteriormente 25.00 mL de
esta disolución se diluyeron a un volumen de 1.000 × 103
mL. La concentración de la disolución final es de 0.00383
M. Calcule la concentración de la disolución original.
4.108 Cuando se colocaron 2.50 g de una barra de zinc en una
disolución de AgNo3, se formó plata metálica sobre la
superficie de la barra. Después de cierto tiempo, la barra
se sacó de la disolución, se secó y se pesó. Si la masa de la
barra fue de 3.37 g, calcule la masa de Ag y Zn metálicos
presentes.
4.109 Calcule la masa del precipitado que se forma al mezclar
2.27 L de una disolución de Ba(oH)2 0.0820 M con 3.06
L de Na2So4 0.0664 M.
4.110 Calcule la concentración del ácido (o base) remanente en
la disolución cuando se agregan 10.7 mL de HNo3 0.211
M a 16.3 mL de NaoH 0.258 M.
4.111 a) Describa la preparación del hidróxido de magnesio
[Mg(oH)2] y prediga su solubilidad. b) La leche de mag-
nesia contiene principalmente Mg(oH)2 y es eficaz en
contra de la acidez estomacal (originada en gran parte por
al ácido clorhídrico). Calcule el volumen de una disolu-
ción de HCl 0.035 M (una concentración típica de ácido
de un estómago con malestar) necesario para que reac-
cione con dos cucharadas (aproximadamente 10 mL) de
leche de magnesia [0.080 g de Mg(oH)2/mL].
4.112 una muestra de 1.00 g de un metal X (que se sabe forma
iones X2+
) se agregó a 0.100 L de H2So4 0.500 M. una
vez que reaccionó todo el metal, el ácido remanente requi-
rió 0.0334 L de disolución de NaoH 0.500 M para la neu-
tralización. Calcule la masa molar del metal e identifique
este elemento.
4.113 una definición cuantitativa de solubilidad indica que es el
número máximo de gramos de un soluto que se disolverá
en un volumen dado de agua a una temperatura específica.
Describa un experimento que permita determinar la solu-
bilidad de un compuesto soluble.
4.114 Se mezclan 60.0 mL de una disolución de glucosa
(C6H12o6) 0.513 M con 120.0 mL de una disolución de
glucosa 2.33 M. ¿Cuál es la concentración de la disolución
final? Suponga que los volúmenes son aditivos.
4.115 un compuesto iónico X sólo es ligeramente soluble en
agua. ¿Qué prueba emplearía para demostrar que el com-
puesto realmente se disuelve en agua hasta cierto grado?
4.116 A un estudiante se le da una muestra que puede ser sulfato
de hierro(II) o sulfato de hierro(III). Sugiera un procedi-
miento químico para identificar el compuesto. (Ambos
compuestos de hierro son solubles en agua.)
4.117 A usted se le da un líquido incoloro. Describa tres pruebas
químicas que podría llevar a cabo para demostrar que el
líquido es agua.
4.118 Mediante el aparato que se muestra en la figura 4.1, un
estudiante encontró que una disolución de ácido sulfúrico
ocasionó que el foco se encendiera intensamente. Sin em-
04_CHAPTER 04.indd 165 12/21/09 12:30:21 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-196-320.jpg?cb=1729464304)
![166 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
bargo, después de añadir cierta cantidad de una disolución
de hidróxido de bario [Ba(oH)2], la luz del foco empezó a
disminuir a pesar de que el Ba(oH)2 también es un elec-
trólito fuerte. Explique lo que ocurrió.
4.119 Se le da un compuesto soluble de fórmula molecular des-
conocida. a) Describa tres pruebas que puedan demostrar
que el compuesto es un ácido. b) una vez que haya de-
mostrado que el compuesto es un ácido, describa cómo
podría determinar su masa molar utilizando una disolu-
ción de NaoH de concentración conocida. (Suponga que
el ácido es monoprótico.) c) ¿Cómo sabría si el ácido es
fuerte o débil? Para llevar a cabo el experimento, se le
proporciona una muestra de NaCl y un aparato como el
que se muestra en la figura 4.1.
4.120 Se le proporcionan dos disoluciones incoloras, una de
ellascontieneNaClylaotracontienesacarosa(C12H22o11).
Sugiera una prueba química y una física que le pudiera
ayudar a distinguir entre estas dos disoluciones.
4.121 La concentración de iones plomo (Pb2+
) en una muestra de
agua contaminada, que también contiene iones nitrato
(No3–
), se determina al añadir sulfato de sodio sólido
(Na2So4) a 500 mL exactos del agua. a) Escriba la ecua-
ción iónica neta y la ecuación molecular de la reacción. b)
Calcule la concentración molar de Pb2+
si se hubieran re-
querido 0.00450 g de Na2So4 para precipitar por completo
los iones Pb2+
en forma de PbSo4.
4.122 El ácido clorhídrico no es un agente oxidante en el sentido
en el que lo son los ácidos nítrico y sulfúrico. Explique
por qué el ion cloruro no es un agente oxidante fuerte
como son los iones So4
2–
y No3
–
.
4.123 Explique cómo se prepararía yoduro de potasio (KI) por
medio de: a) una reacción ácido-base y b) una reacción
entre un ácido y un carbonato.
4.124 El sodio reacciona con agua para formar hidrógeno ga-
seoso. ¿Por qué no se utiliza esta reacción en la prepara-
ción de hidrógeno en el laboratorio?
4.125 Describa cómo prepararía los siguientes compuestos: a)
Mg(oH)2, b) AgI, c) Ba3(Po4)2.
4.126 Alguien derrama ácido sulfúrico concentrado en el piso de
un laboratorio de química. Para neutralizar el ácido, ¿sería
preferible añadir una disolución de NaoH concentrada o
rociar bicarbonato de sodio sólido? Explique su elección e
indique las bases químicas de las medidas tomadas.
4.127 Describa cómo separaría en cada caso los cationes o anio-
nes de una disolución acuosa de: a) NaNo3 y Ba(No3)2,
b) Mg(No3)2 y KNo3, c) KBr y KNo3, d) K3Po4 y
KNo3, e) Na2Co3 y NaNo3.
4.128 Los siguientes son compuestos caseros comunes: sal de
mesa (NaCl), azúcar de mesa (sacarosa), vinagre (con-
tiene ácido acético), polvo para hornear (NaHCo3), sosa
de lavado (Na2Co3 · 10H2o), ácido bórico (H3Bo3, utili-
zado en el lavado de ojos), sal de epsom (MgSo4 · 7H2o),
hidróxido de sodio (usado para destapar el drenaje), amo-
niaco, leche de magnesia [Mg(oH)2] y carbonato de cal-
cio. Con base en lo que ha aprendido en este capítulo,
describa las pruebas que le permitirían identificar a cada
uno de estos compuestos.
4.129 Los sulfitos (compuestos que contienen iones So3
2–
) se
utilizan como conservadores en las frutas secas y vegeta-
les y en la fabricación del vino. En un experimento lle-
vado a cabo para demostrar la presencia de sulfito en la
fruta, una estudiante dejó remojando varios albaricoques
secos en agua durante toda la noche. Después filtró la di-
solución para eliminar todas las partículas sólidas. Poste-
riormente, trató la disolución con peróxido de hidrógeno
(H2o2) para oxidar los iones sulfito a iones sulfato. Por
último, precipitó los iones sulfato por tratamiento de la
disolución con unas gotas de disolución de cloruro de ba-
rio (BaCl2). Escriba una ecuación balanceada para cada
uno de los pasos descritos.
4.130 una muestra de 0.8870 g de una mezcla de NaCl y KCl se
disolvió en agua; la disolución se trató con un exceso de
AgNo3 para formar 1.913 g de AgCl. Calcule el porcen-
taje en masa de cada compuesto en la mezcla.
4.131 Con base en la consideración del número de oxidación,
explique por qué el monóxido de carbono (Co) es infla-
mable pero el dióxido de carbono (Co2) no.
4.132 ¿Cuál de los diagramas siguientes corresponde a la reac-
ción entre AgoH(s) y HNo3(ac)? Escriba una ecuación
balanceada de la reacción. Las esferas verdes representan
los iones Ag+
y las rojas representan los iones No3
−
.
b)a) c)
4.133 El cloro forma varios óxidos con los siguientes números
de oxidación: +1, +3, +4, +6 y +7. Escriba una fórmula
para cada uno de estos compuestos.
4.134 una aplicación útil del ácido oxálico consiste en eliminar
la herrumbre (Fe2o3) de las argollas de la bañera, de
acuerdo con la reacción
Fe2o3(s) + 6H2C2o4(ac) ⎯→
2Fe(C2o4)3
3–
(ac) + 3H2o + 6H+
(ac)
Calcule el número de gramos de herrumbre que se pueden
remover con 5.00 × 102
mL de una disolución de ácido
oxálico 0.100 M.
4.135 El ácido acetilsalicílico (C9H8o4) es un ácido monopró-
tico comúnmente conocido como “aspirina”. una tableta
típica de aspirina contiene, sin embargo, sólo una pequeña
cantidad del ácido. En un experimento, una tableta se tri-
turó y se disolvió en agua para determinar su composi-
ción. Se consumieron 12.25 mL de una disolución de
NaoH 0.1466 M para neutralizar la disolución. Calcule el
04_CHAPTER 04.indd 166 12/21/09 12:30:58 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-197-320.jpg?cb=1729464304)
![167Problemas especiales
número de granos de aspirina en la tableta. (un grano =
0.0648 g.)
4.136 Se disolvió en agua una mezcla de 0.9157 g de CaBr2 y
NaBr, y se añadió AgNo3 a la disolución para formar un
precipitado de AgBr. Si la masa del precipitado es de
1.6930 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de NaBr en la
muestra original?
4.137 Los haluros de hidrógeno (HF, HCl, HBr y HI) son com-
puestos muy reactivos que tienen muchas aplicaciones en
la industria y en el laboratorio. a) En el laboratorio, el HF
y el HCl se pueden obtener al hacer reaccionar CaF2 y
NaCl con ácido sulfúrico concentrado. Escriba las ecua-
ciones correctas para las reacciones. (Ayuda: Éstas no son
reacciones redox.) b) ¿Por qué no se pueden preparar HBr
y HI haciendo reaccionar NaBr y NaI con ácido sulfúrico
concentrado? (Ayuda: El H2So4 es un agente oxidante
más fuerte que el Br2 y el I2.) c) El HBr se puede preparar
haciendo reaccionar tribromuro de fósforo (PBr3) con
agua. Escriba la ecuación de esta reacción.
4.138 una muestra de 325 mL de una disolución contiene 25.3 g
de CaCl2. a) Calcule la concentración molar de Cl–
en la
disolución. b) ¿Cuántos gramos de Cl–
hay en 0.100 L de
la disolución?
4.139 El ácido fosfórico (H3Po4) es una sustancia química in-
dustrial importante que se utiliza en fertilizantes, deter-
gentes y en la industria alimenticia. Se produce por dos
métodos distintos. En el método del horno eléctrico, el
fósforo elemental (P4) se quema en aire para formar P4o10,
que se hace reaccionar con agua para formar H3Po4. En el
proceso húmedo, la roca fosfórica [Ca5(Po4)3F] se hace
reaccionar con ácido sulfúrico para formar H3Po4 (y HF y
CaSo4). Escriba las ecuaciones para estos procesos y cla-
sifique cada etapa como reacción de precipitación, ácido-
base o redox.
4.140 El nitrato de amonio (NH4No3) es uno de los fertilizantes
nitrogenados más importantes. Se puede determinar su
pureza al valorar una disolución de NH4No3 con una diso-
lución estándar de NaoH. En un experimento, una mues-
tra de 0.2041 g de NH4No3 preparado industrialmente
requirió 24.42 mL de disolución de NaoH 0.1023 M para
la neutralización. a) Escriba la ecuación iónica neta para la
reacción. b) ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la mues-
tra?
4.141 ¿La siguiente es una reacción redox? Explique.
3o2(g) ⎯→ 2o3(g)
4.142 ¿Cuál es el número de oxidación del o en el HFo?
4.143 utilice modelos moleculares como los de las figuras 4.7 y
4.8 para representar las siguientes reacciones ácido-base:
a) oH–
+ H3o+
⎯→ 2H2o
b) NH4
+
+ NH2
–
⎯→ 2NH3
Identifique el ácido y la base de Brønsted en cada caso.
4.144 El alcohol contenido en una muestra de 10.0 g de sangre
de un conductor necesitó 4.23 mL de K2Cr2o7 0.07654 M
para su valoración. ¿Podría la policía procesar al indivi-
duo por conducir ebrio? (Ayuda: Vea la sección Química
en acción de la página 146.)
4.145 Al almacenarse, el ácido nítrico concentrado gradual-
mente se vuelve amarillento. Explique por qué sucede.
(Ayuda: El ácido nítrico se descompone lentamente. El
dióxido de nitrógeno es un gas colorido.)
4.146 Describa la preparación de los siguientes gases en el labo-
ratorio: a) hidrógeno, b) oxígeno, c) dióxido de carbono y
d) nitrógeno. Indique el estado físico de los reactivos y
productos en cada caso. [Sugerencia: El nitrógeno se
puede obtener al calentar nitrito de amonio (NH4No2).]
4.147 Consulte la figura 4.18 y explique por qué se debe disolver
un sólido completamente antes de llevar la disolución
hasta el volumen deseado.
4.148 ¿Puede clasificarse la siguiente reacción de descomposi-
ción como una reacción ácido-base? Explique por qué.
NH4Cl(s) ⎯→ NH3(g) + HCl(g)
Problemas especiales
4.149 Dé una explicación química para cada una de las siguien-
tes situaciones: a) Cuando se agrega calcio metálico a una
disolución de ácido sulfúrico se genera hidrógeno ga-
seoso. Varios minutos después, la reacción se hace más
lenta y finalmente se detiene aun cuando ninguno de los
reactivos se haya consumido. Explique a qué se debe esto.
b) En la serie de actividad, el aluminio está por arriba del
hidrógeno y, sin embargo, el metal no parece reaccionar
con vapor de agua y ácido clorhídrico. ¿Por qué? c) El
sodio y el potasio están situados por arriba del cobre en la
serie de actividad. Explique por qué los iones Cu2+
presen-
tes en una disolución de CuSo4 no se convierten en cobre
metálico al agregar estos metales. d) un metal M reac-
ciona lentamente con vapor de agua. No se observa cam-
bio alguno cuando se coloca en una disolución de sulfato
de hierro(II) de color verde pálido. ¿En qué posición de la
04_CHAPTER 04.indd 167 12/21/09 12:31:02 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-198-320.jpg?cb=1729464304)
![168 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa
serie de actividad debe colocarse al metal M? e) Antes de
que el aluminio metálico se obtuviera por electrólisis, se
producía por reducción de su cloruro (AlCl3) con un metal
activo. ¿Qué metales se usarían para producir aluminio de
esta manera?
4.150 El procedimiento recomendado para preparar una disolu-
ción muy diluida no es pesar una masa muy pequeña o
medir un volumen muy pequeño de una disolución con-
centrada. En vez de ello, esto se realiza mediante una serie
de diluciones. una muestra de 0.8214 g de KMno4 se di-
solvió en agua y se llenó hasta la marca del volumen en un
matraz volumétrico de 500 mL. una muestra de 2.000 mL
de esta disolución se transfirió a un matraz volumétrico de
1 000 mL y se diluyó hasta la marca con agua. Después,
10.00 mL de la disolución diluida se transfirieron a un
matraz de 250 mL y se diluyó hasta la marca con agua.
a) Calcule la concentración (en molaridad) de la disolu-
ción final. b) Calcule la masa de KMno4 que se necesita
para preparar directamente la disolución final.
4.151 El siguiente experimento del “ciclo de cobre” se lleva a
cabo en algunos laboratorios de química. La serie de reac-
ciones inicia con cobre y termina con cobre metálico. Los
pasos son los siguientes: 1) una pieza de alambre de cobre
de masa conocida se deja reaccionar con ácido nítrico
concentrado [los productos son nitrato de cobre(II),
dióxido de nitrógeno y agua]. 2) El nitrato de cobre(II) se
trata con una disolución de hidróxido de sodio para formar
el precipitado de hidróxido de cobre(II). 3) El hidróxido
de cobre(II) se descompone por calentamiento para for-
mar óxido de cobre(II). 4) El óxido de cobre(II) se hace
reaccionar con ácido sulfúrico concentrado para formar
sulfato de cobre(II). 5) El sulfato de cobre(II) se trata con
un exceso de zinc metálico para formar cobre metálico. 6)
El zinc metálico remanente se elimina por tratamiento con
ácido clorhídrico y el cobre metálico se filtra, se seca y se
pesa. a) Escriba una ecuación balanceada para cada uno
de los pasos y clasifique las reacciones. b) Suponiendo
que un estudiante empezó con 65.6 g de cobre, calcule el
rendimiento teórico en cada etapa. c) Considerando la na-
turaleza de las etapas, diga por qué es posible recuperar la
mayor parte del cobre usado al inicio.
4.152 un volumen de 25.0 mL de una disolución que contiene
iones Fe2+
y Fe3+
se valora con 23.0 mL de KMno4 0.0200
M (en ácido sulfúrico diluido). Como resultado, todos los
iones Fe2+
se oxidan a iones Fe3+
. A continuación se trata
la disolución con Zn metálico para convertir todos los io-
nes Fe3+
en iones Fe2+
. Por último, la disolución, que con-
tiene sólo iones Fe2+
, requiere 40.0 mL de la misma
disolución de KMno4 para oxidar los iones a Fe3+
. Cal-
cule las concentraciones molares de los iones Fe2+
y Fe3+
en la disolución original. La ecuación iónica neta es
Mno4
–
+ 5Fe2+
+ 8H+
⎯→ Mn2+
+ 5Fe3+
+ 4H2o
4.153 utilice el siguiente esquema de la tabla periódica e indi-
que el nombre y la posición de dos metales que sean capa-
ces de: a) desplazar al hidrógeno del agua fría, b) desplazar
al hidrógeno del vapor de agua, c) desplazar al hidrógeno
de un ácido. también indique dos metales que no reaccio-
nen con vapor de agua ni con ácido.
4.154 Con referencia a la sección Química en acción de la pá-
gina 158, conteste las siguientes preguntas: a) Identifique
los procesos de precipitación, ácido-base y redox. b) En
vez de óxido de calcio, ¿por qué no se agrega simplemente
hidróxido de sodio al agua de mar para precipitar el hi-
dróxido de magnesio? c) Algunas veces un mineral lla-
mado dolomita (una mezcla de CaCo3 y MgCo3) sustituye
a la piedra caliza para precipitar el hidróxido de magnesio
¿Qué ventaja tiene usar dolomita?
4.155 un volumen de 22.02 mL de una disolución que contiene
1.615 g de Mg(No3)2 se mezcló con 28.64 mL de una di-
solución que contiene 1.073 g de NaoH. Calcule las con-
centraciones de los iones que permanecen en la disolución
después de que la reacción se completa. Suponga que los
volúmenes son aditivos.
4.156 Las pruebas químicas de cuatro metales A, B, C y D mues-
tran los siguientes resultados.
a) Sólo B y C reaccionan con HCl 0.5 M para producir
H2 gaseoso.
b) Cuando se añade B a una solución que contiene los
iones de otros metales, se forman A, C y D metáli-
cos.
c) A reacciona con HNo3 6 M pero D no.
Disponga los metales en orden creciente por su capacidad
para actuar como agentes reductores. Sugiera cuatro meta-
les que cumplan con estas características.
4.157 Debido a que las reacciones ácido-base y de precipitación
analizadas en este capítulo implican especies iónicas, su
progreso se puede seguir al medir la conductividad eléc-
trica de la disolución. Haga coincidir las siguientes reac-
cionesconlosdiagramasmostradosaquí.Laconductividad
eléctrica se muestra en unidades arbitrarias.
1) una disolución de KoH 1.0 M se agrega a 1.0 L de
CH3CooH 1.0 M.
2) una disolución de NaoH 1.0 M se agrega a 1.0 L de
HCl 1.0 M.
3) una disolución de BaCl2 1.0 M se agrega a 1.0 L de
K2So4 1.0 M.
4) una disolución de NaCl 1.0 M se agrega a 1.0 L de
AgNo3 1.0 M.
5) una disolución de CH3CooH 1.0 M se agrega a 1.0 L
de NH3 1.0 M.
04_CHAPTER 04.indd 168 12/21/09 12:31:04 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-199-320.jpg?cb=1729464304)
![171
En los inicios de la década de 1990, surgieron dudas acerca de la teoría de conspiración en la
muerte de Napoleón debido a que se encontró una muestra del papel tapiz de su estudio que contenía
arsenato de cobre (CuHAso4), un pigmento verde que se utilizaba comúnmente en la época de Napo-
león. Se ha sugerido que el clima húmedo de Santa Elena promovió el crecimiento de moho en el
papel tapiz. Para librarse del arsénico, el moho pudo haberlo convertido en trimetilarsina [(CH3)3As],
un compuesto volátil y muy venenoso. La exposición prolongada a estos vapores pudo haber deterio-
rado la salud de Napoleón, lo que explicaría la presencia de arsénico en su cuerpo, aunque no haya
sido la causa principal de su muerte. Esta interesante teoría se apoya en el hecho de que los invitados
asiduos de Napoleón sufrían trastornos gastrointestinales y otros síntomas de envenenamiento con
arsénico, pero su salud mejoraba cuando pasaban muchas horas trabajando en el jardín, el principal
pasatiempo en la isla.
Posiblemente nunca se sabrá si Napoleón murió por envenenamiento intencional o accidental con
arsénico, pero este ejercicio de práctica de detectives de la historia aporta un ejemplo fascinante del
uso del análisis químico. Éste no sólo se utiliza en la ciencia forense, sino también tiene una función
esencial en el intento de abarcar desde la investigación pura hasta las aplicaciones prácticas, como el
control de calidad de productos comerciales y el diagnóstico clínico.
Indicios químicos
1. El arsénico en el cabello de Napoleón se detectó mediante una técnica llamada activación de
neutrones. Cuando el As-75 se bombardea con neutrones de alta energía, se convierte en el
isótopo radiactivo As-76. La energía de los rayos γ emitidos por el isótopo radiactivo es carac-
terística del arsénico y la intensidad de los rayos determina cuánto arsénico se encuentra presente
en la muestra. Con esta técnica se pueden detectar cantidades tan pequeñas como 5 ng (5 × 10–9
g)
de arsénico por 1 g de material. a) Escriba los símbolos para los dos isótopos de As, mostrando el
número de masa y el número atómico. b) Mencione dos ventajas del análisis del contenido de
arsénico por activación de neutrones en lugar del análisis químico.
2. El arsénico no es un elemento esencial para el cuerpo humano. a) De acuerdo con la posición
que tiene en la tabla periódica, sugiera la causa de su toxicidad. b) Aparte del cabello, ¿dónde
más se podría buscar la acumulación del elemento si se sospecha envenenamiento con arsé-
nico?
3. La prueba de Marsh para el arsénico implica los siguientes pasos: a) La generación de hidrógeno
gaseoso cuando se añade ácido sulfúrico al zinc. b) La reacción del hidrógeno con óxido de
As(III) para producir arsina. c) La transformación de arsina en arsénico por calentamiento.
Escriba las ecuaciones que representan estos pasos e identifique el tipo de reacción en cada
uno.
Mechón del cabello de
Napoleón.
04_CHAPTER 04.indd 171 12/21/09 12:31:21 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-202-320.jpg?cb=1729464304)
![178 CAPÍTULO 5 Gases
La presión atmosférica en San Francisco cierto día fue de 732 mmHg. ¿Cuál fue la presión en
kPa?
Estrategia Se nos pide convertir mmHg en kPa. Debido a que
1 atm = 1.01325 × 105
Pa = 760 mmHg
El factor de conversión que necesitamos es
1.01325 10 Pa
760 mmHg
5
×
Solución La presión en kPa es
Ejercicio de práctica Convierta 295 mmHg en kilopascales.
Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la
atmósfera. El principio de operación de un manómetro es parecido al de un barómetro. Exis-
ten dos tipos de manómetros, que se observan en la figura 5.4. El manómetro de tubo cerrado
se utiliza comúnmente para medir presiones menores a la presión atmosférica [figura 5.4a)],
en tanto que el manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir presiones iguales o
mayores que la presión atmosférica [figura 5.4b)].
Casi todos los barómetros y la mayor parte de los manómetros emplean mercurio como
fluido de trabajo, a pesar de que es una sustancia tóxica, al igual que sus vapores. La razón es
que el mercurio tiene una densidad muy alta (13.6 g/mL) en comparación con la mayoría de
los líquidos. Como la altura de la columna de un líquido es inversamente proporcional a su
densidad, esta propiedad permite construir barómetros y manómetros pequeños que se mani-
pulan con facilidad.
EjEmpLo 5.2
Problema similar: 5.14.
h
Pgas = Ph
a)
h
Gas
Pgas = Ph + Patm
Gas
b)
Vacío
Mercurio
Figura 5.4 Dos tipos de
manómetros utilizados para medir
las presiones de los gases.
a) La presión del gas es menor
que la presión atmosférica.
b) La presión del gas es mayor
que la presión atmosférica.
= ×presión 732 mmHg
1.01325 10 Pa
760 mmHg
9.7
5
×
= 66 10 Pa
97.6 kPa
4
×
=
05_CHAPTER 05.indd 178 12/21/09 12:53:32 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-209-320.jpg?cb=1729464304)
![Revisión de conceptos
¿En dónde sería más fácil beber agua con un popote, en la cima o al pie del monte
Everest?
5.3 Leyes de los gases
Las leyes de los gases que estudiaremos en este capítulo son producto de incontables experi-
mentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de los gases durante varios siglos. Cada
una de las generalizaciones en cuanto al comportamiento macroscópico de las sustancias ga-
seosas representa una etapa importante en la historia de la ciencia. En conjunto, tales generali-
zaciones han tenido un papel muy destacado en el desarrollo de muchas ideas de la química.
Relación presión-volumen: ley de Boyle
En el siglo xvii, Robert Boyle4
estudió en forma sistemática y cuantitativa el comportamiento
de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analizó la relación que existe entre la pre-
sión y el volumen de una muestra de un gas. Los datos típicos que Boyle recabó se muestran
en la tabla 5.2. Observe que a medida que la presión (P) aumenta a temperatura constante, el
volumen (V) de una cantidad determinada de gas disminuye. Compare el primer punto de datos
con una presión de 724 mmHg y un volumen de 1.50 (en unidades arbitrarias) con el último
punto de datos con una presión de 2 250 mmHg y un volumen de 0.58. Es evidente que existe
una relación hacia la izquierda entre presión y volumen de un gas a temperatura constante. A
medida que la presión aumenta, el volumen ocupado por el gas disminuye. Por lo contrario,
si la presión aplicada disminuye, el volumen ocupado por el gas aumenta. Esta relación se
conoce como la ley de Boyle, según la cual la presión de una cantidad fija de un gas a tempe-
ratura constante es inversamente proporcional al volumen del gas.
El aparato que Boyle utilizó en este experimento era muy sencillo (figura 5.5). En la
figura 5.5a), la presión ejercida sobre el gas es igual a la presión atmosférica y el volumen
del gas es de 100 mL. (Observe que la parte superior del tubo se encuentra abierta y por tanto
está expuesta a la presión atmosférica.) En la figura 5.5b) se ha añadido más mercurio a fin de
duplicar la presión sobre el gas, con lo que el volumen del gas disminuye a 50 mL. Al triplicar
la presión sobre el gas su volumen disminuye a un tercio de su valor original [figura 5.5c)].
Podemos escribir una expresión matemática que muestre la relación hacia la izquierda
entre la presión y el volumen:
4
Robert Boyle (1627-1691). Químico inglés y filósofo natural. Aunque comúnmente se asocia a Boyle con la ley de
los gases que lleva su nombre, él realizó muchas otras contribuciones significativas en química y física. No obstante
el hecho de que Boyle a menudo estaba en desacuerdo con los científicos de su época, su obra The Skeptical Chymist
(1661) influyó en varias generaciones de químicos.
P
V
α
1
TABLA 5.2 Relaciones típicas entre presión y volumen obtenidas por Boyle
P (mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250
V (unidades
arbitrarias) 1.50 1.33 1.22 1.18 0.94 0.61 0.58
PV 1.09 × 103
1.16 × 103
1.16 × 103
1.18 × 103
1.2 × 103
1.2 × 103
1.3 × 103
1795.3 Leyes de los gases
La presión aplicada al gas es igual a la
presión del gas
05_CHAPTER 05.indd 179 12/21/09 12:53:37 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-210-320.jpg?cb=1729464304)
![188 CAPÍTULO 5 Gases
La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implican cambios en P,
V, T y n de una muestra de gas. Por tanto, si conocemos tres variables podemos calcular la
cuarta mediante la ecuación. Sin embargo, a veces necesitamos trabajar con cambios de pre-
sión, volumen y temperatura, o incluso, de cantidad del gas. Cuando cambian las condiciones,
debemos emplear una forma modificada de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta las
condiciones iniciales y finales. Esta ecuación la obtenemos del modo siguiente, con base en
la ecuación (5.8),
R
PV
n T
= 1 1
1 1
(antes del cambio) y (después del cambio)
2 2
R
P V
n T
= 2 2
Por tanto
(5.9)
PV
n T
P V
n T
1 1
1 1
2 2
=
2 2
Resulta interesante observar que todas las leyes de gases analizadas en la sección 5.3 se pue-
den derivar de la ecuación (5.9). Si n1 = n2, como normalmente ocurre, porque la cantidad de
gas por lo general no cambia, la ecuación en tal caso se reduce a
(5.10)
PV
T
P V
T
1 1
1
2 2
=
2
Las aplicaciones de la ecuación (5.9) son el tema de los ejemplos 5.5, 5.6 y 5.7.
Los subíndices 1 y 2 denotan los estados
inicial y final del gas, respectivamente.
Un globo inflado con un volumen de 0.55 L de helio a nivel del mar (1.0 atm) se deja elevar
a una altura de 6.5 km, donde la presión es de casi 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura
permanece constante, ¿cuál será el volumen final del globo?
Estrategia La cantidad del gas dentro del globo y su temperatura permanecen constantes,
pero tanto la presión como el volumen cambian. ¿Cuál de las leyes de los gases se necesita?
Solución Comenzamos con la ecuación (5.9)
PV
n T
P V
n T
1 1
1 1
2 2
=
2 2
Debido a que n1 = n2 y T1 = T2,
P1V1 = P2V2
que es la ley de Boyle [vea la ecuación (5.2)]. Se tabula la información que se tiene:
Condiciones iniciales Condiciones finales
P1 = 1.0 atm P2 = 0.40 atm
V1 = 0.55 L V2 = ?
Por tanto,
(continúa)
EjEmpLo 5.5
Globo inflado con helio, para
investigaciones científicas.
V V
P
P
2 1
1
2
1 4
= ×
= ×
=
0.55 L
1.0 atm
0.40 atm
L.
05_CHAPTER 05.indd 188 12/21/09 1:01:52 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-219-320.jpg?cb=1729464304)
![Verificación Cuando la presión que se aplica al globo se reduce (a temperatura constante), el
helio gaseoso se expande y el volumen del globo aumenta. El volumen final es mayor que el
inicial, de modo que la respuesta resulta razonable.
Ejercicio de práctica Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una
presión de 726 mmHg. Calcule la presión del gas (en mmHg) si el volumen se reduce a
temperatura constante a 154 mL.
Problema similar: 5.19.
Los focos eléctricos por lo general están
llenos con argón.
El argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la vaporización del
filamento del tungsteno. Cierto foco que contiene argón a 1.20 atm y 18ºC se calienta a 85ºC
a volumen constante. Calcule su presión final (en atm).
Estrategia La temperatura y presión del argón cambian, pero la cantidad y el volumen del
gas permanecen constantes. ¿Qué ecuación utilizaría para encontrar la presión final? ¿Qué
unidad de temperatura debe emplear?
Solución Debido a que n1 = n2 y V1 = V2, la ecuación (5.9) se torna
P
T
P
T
1
1
2
2
=
que es la ley de Charles [vea la ecuación (5.6)]. Después escribimos
Condiciones iniciales Condiciones finales
P1 = 1.20 atm P2 = ?
T1 = (18 + 273) K = 291 K T2 = (85 + 273) K = 358 K
La presión final está dada por
Verificación A volumen constante, la presión de una cantidad dada de un gas es
directamente proporcional a su temperatura absoluta. Por tanto, en este caso es razonable
el aumento de la presión.
Ejercicio de práctica Una muestra de oxígeno gaseoso sometida a una presión inicial de
0.97 atm se enfría de 21ºC a –68ºC a volumen constante. ¿Cuál es su presión final (en atm)?
EjEmpLo 5.6
P P
T
T
2 1
2
1
= ×
= ×
=
1.20 atm
358 K
291 K
1.48 atm
Recuerde convertir ºC a K cuando resuelva
problemas referentes a las leyes de los
gases.
Una consecuencia práctica de esta
relación es que la presión de los
neumáticos de los automóviles debe
revisarse sólo cuando éstos se hallen en
condiciones de temperatura normal.
Después de un largo viaje (en especial
durante el verano), los neumáticos se
calientan demasiado, y la presión del aire
en su interior se eleva.
Problema similar: 5.36.
Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y presión
son de 8ºC y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es de 25ºC y la
presión de 1.0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja (en mL) si su volumen inicial
era de 2.1 mL.
(continúa)
EjEmpLo 5.7
1895.4 Ecuación del gas ideal
05_CHAPTER 05.indd 189 12/21/09 1:02:02 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-220-320.jpg?cb=1729464304)
![194 CAPÍTULO 5 Gases
5.5 Estequiometría de los gases
En el capítulo 3 utilizamos relaciones entre cantidades (en moles) y masas (en gramos) de
reactivos y productos para resolver problemas de estequiometría. Cuando los reactivos, los
productos, o ambos son gases, también podemos emplear las relaciones entre cantidades (mo-
les, n) y volumen (V) para resolver problemas de este tipo (figura 5.13). En los ejemplos 5.11,
5.12 y 5.13 se muestra cómo se utilizan las leyes de los gases en estos cálculos.
Problema similar: 5.49.
La clave para resolver problemas de
estequiometría está en la razón molar, sin
importar el estado físico de los reactivos y
los productos.
La reacción del carburo de calcio (CaC2)
con agua produce acetileno (C2H2), un gas
inflamable.
Problema similar: 5.26.
Por tanto, la fórmula empírica es Si1.17F3.53. Al dividir entre el subíndice más pequeño (1.17),
obtenemos SiF3.
Para calcular la masa molar del compuesto, en primer lugar necesitamos calcular el
número de moles contenidos en 2.38 g de compuesto. Con base en la ecuación de gas ideal
n
PV
RT
=
=
⋅ ⋅
(1.70 atm)(0.210 L)
(0.0821 L atm/K mol)(308 K)
= 0.0141 mol
Debido a que hay 2.38 g del compuesto en 0.0141 moles, la masa en 1 mol, o la masa molar
está dada por
m = =
2.38 g
0.0141 mol
169 g/mol
La masa molar de la fórmula empírica SiF3 es 85.09 g. Recuerde que la proporción (masa
molar/masa molar empírica) siempre es un entero (169/85.09 ≈ 2). Por consiguiente, la
fórmula molecular del compuesto debe ser (SiF3)2, o .
Ejercicio de práctica Un compuesto gaseoso está formado por 78.14% de boro y 21.86%
de hidrógeno. A 27ºC, 74.3 mL del gas ejercen una presión de 1.12 atm. Si la masa del gas
fue de 0.0934 g, ¿cuál es su fórmula molecular?
Si2F6
Calcule el volumen de O2 (en litros) requerido para la combustión completa de 7.64 L de
acetileno (C2H2) a la misma temperatura y presión:
2C H 5O 4CO 2H O2 2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( )g g g l+ +�→
Estrategia Observe que la temperatura y presión del O2 y C2H2 son las mismas. ¿Qué ley de
los gases necesitamos para relacionar el volumen de los gases con los moles de los gases?
Solución De acuerdo con la ley de Avogadro, a la misma temperatura y presión, el número
de moles de los gases está directamente relacionado con su volumen. Con base en la ecuación,
tenemos 5 moles O2 ] 2 moles C2H2; por tanto, también podemos escribir 5 L O2 ] 2 L
C2H2. El volumen de O2 que reaccionará con 7.64 L C2H2 está dado por
(continúa)
EjEmpLo 5.11
volumen de O 7.64 L C H
5 L O
2 L C H
19
2 2 2
2
2 2
= ×
= ..1 L
05_CHAPTER 05.indd 194 12/21/09 1:02:50 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-225-320.jpg?cb=1729464304)
![Cantidad de
reactivos (gramos
o volumen)
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Cantidad de
producto (gramos
o volumen)
Figura 5.13 Cálculos
estequiométricos que implican
gases.
Una bolsa de aire puede proteger al
conductor en un choque automovilístico.
La azida de sodio (NaN3) se usa en bolsas de aire en algunos automóviles. El impacto de una
colisión desencadena la descomposición de la NaN3 de la siguiente manera:
2NaN3(s) ⎯→ 2Na(s) + 3N2(g)
El nitrógeno gaseoso producido infla rápidamente la bolsa que se encuentra entre el conductor
y el parabrisas. Calcule el volumen de N2 generado a 80ºC y 823 mmHg por la
descomposición de 60.0 g de NaN3.
Estrategia En la ecuación balanceada vemos que 2 moles de NaN3 ] 3 moles N2, de
manera que el factor de conversión entre NaN3 y N2 es
3 mol N
2 mol NaN
2
3
Debido a que se proporciona la masa de NaN3 podemos calcular el número de moles de NaN3
y por tanto el número de moles de N2 producidos. Por último, podemos calcular el volumen
de N2 mediante la ecuación del gas ideal.
Solución En primer lugar calculamos el número de moles de N2 producido por 60.0 g de
NaN3 mediante la siguiente secuencia de conversiones
gramos de NaN moles de NaN moles3 3�→ �→ dde N2
de manera que
moles de N 60.0 g NaN
1 mol NaN
65.02 g N
2 3
3
= ×
aaN
3 mol N
2 mol NaN
1.38 mol N
3
2
3
2
×
=
El volumen de 1.38 moles de N2 se obtiene mediante la ecuación del gas ideal:
Ejercicio de práctica La ecuación para la degradación metabólica de la glucosa (C6H12O6)
es la misma que la ecuación para la combustión de glucosa en aire:
C H 6O 6CO 6H O6 12 6 2 2 2O ( ) ( ) ( ) ( )s g g l+ +�→
Calcule el volumen de CO2 producido a 37ºC y 1.00 atm cuando se consumen 5.60 g de
glucosa en la reacción.
EjEmpLo 5.12
Ejercicio de práctica Suponiendo que no hay cambios en la temperatura y presión, calcule
el volumen de O2 (en litros) necesario para la combustión completa de 14.9 L de butano
(C4H10):
2C H 13O 8CO 10H O4 10 2 2 2( ) ( ) ( ) (g g g l+ + ))�→
Problema similar: 5.60.
V
nRT
P
= =
(823/760)atm
36.9 L=
(1.38 mol)(0.0821 L ⋅ atm/K mol)(80 + 273 K)
1955.5 Estequiometría de los gases
05_CHAPTER 05.indd 195 12/21/09 1:03:13 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-226-320.jpg?cb=1729464304)
![196 CAPÍTULO 5 Gases
El hidróxido de litio en disolución acuosa se emplea para purificar el aire de las naves
espaciales y de los submarinos, ya que absorbe dióxido de carbono de acuerdo con la ecuación
2LiOH CO Li CO H O2 2 3 2( ) ( ) ( ) ( )ac g ac l+ +�→
La presión de dióxido de carbono en una cabina que tiene un volumen de 2.4 × 105
L es de
7.9 × 10–3
atm a 312 K. Se introduce en la cabina una disolución de hidróxido de litio
(LiOH) de volumen insignificante. Al final, la presión de CO2 se reduce a 1.2 × 10–4
atm.
¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman por este proceso?
Estrategia ¿Cómo calculamos el número de moles de CO2 que ha reaccionado ante un
descenso de presión de CO2? A partir de la ecuación del gas ideal escribimos
n P= ×
V
RT
¢ ≤
A T y V constantes, el cambio en la presión de CO2, ∆P, corresponde al cambio en el número
de moles de CO2, ∆n. Por tanto,
= �n �P
V
RT
¢ ≤
¿Cuál es el factor de conversión entre CO2 y Li2CO3?
Solución El descenso en la presión de CO2 es de (7.9 × 10–3
atm) − (1.2 × 10–4
atm) o 7.8
× 10−3
atm. Por tanto, el número de moles de CO2 que ha reaccionado está dado por
= × ×
×
�n 7 8 10
3
.
–
atm
2.4 10 L
5
moles= 73
(0.0821 L ⋅ atm/K ⋅ mol)(312 K)
De la ecuación observamos que 1 mol de CO2 ] 1 mol de Li2CO3, de modo que la cantidad
de Li2CO3 formada es también de 73 moles. Entonces, con la masa molar de Li2CO3 (73.89 g)
calculamos su masa:
Ejercicio de práctica Una muestra de 2.14 L de cloruro de hidrógeno gaseoso a 2.61 atm
y 28°C se disuelve completamente en 668 mL de agua para formar una disolución de ácido
clorhídrico. Calcule la molaridad de la disolución del ácido. Se supone que no cambia el
volumen.
EjEmpLo 5.13
El aire en los submarinos sumergidos y en
las naves espaciales necesita purificarse
continuamente.
Problema similar: 5.96.
5.6 Ley de Dalton de las presiones parciales
Hasta ahora nos hemos concentrado en el comportamiento de sustancias gaseosas puras, pero
en los experimentos a menudo se utilizan mezclas de gases. Por ejemplo, para el estudio de la
contaminación del aire nos puede interesar la relación de presión, volumen y temperatura de
una muestra de aire, que contiene varios gases. En éste y todos los casos que implican mezclas
de gases, la presión total del gas se relaciona con las presiones parciales, es decir, las presio-
nes de los componentes gaseosos individuales de la mezcla. En 1801, Dalton formuló una ley,
masa de Li CO formado 73 mol Li CO
73.89
2 3 2 3= ×
gg Li CO
1 mol Li CO
10 g Li CO
2 3
2 3
3
2 3= ×5 4.
05_CHAPTER 05.indd 196 12/21/09 1:03:30 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-227-320.jpg?cb=1729464304)
![Efusión de los gases
Si bien la difusión es un proceso mediante el cual un gas se mezcla gradualmente con otro, la
efusión es el proceso mediante el cual un gas bajo presión se escapa de un compartimiento
de un contenedor a otro atravesando por un pequeño orificio. En la figura 5.21 se muestra
la efusión de un gas hacia el vacío. Aunque la efusión difiere en naturaleza de la difusión, la
rapidez de efusión de un gas tiene la misma forma que la ley de difusión de Graham [vea la
ecuación (5.17)]. Un globo de hule lleno de helio se desinfla más rápido que uno lleno de aire
debido a que la rapidez de efusión a través de los poros del hule es más rápida para los átomos
más ligeros del helio que para las moléculas de aire. Industrialmente, la efusión de un gas se
utiliza para separar los isótopos de uranio en las formas de 235
UF6 y 238
UF6 gaseosos. Al some-
ter a los gases a muchas etapas de efusión, los científicos pueden lograr el enriquecimiento del
isótopo 235
U, que se utilizó en la fabricación de bombas atómicas durante la Segunda Guerra
Mundial.
En el ejemplo 5.17 se muestra una aplicación de la ley de Graham.
Figura 5.20 Demostración de
la difusión de los gases. El NH3
gaseoso (en una botella que
contiene amoniaco acuoso) se
combina con HCl gaseoso (en
una botella que contiene ácido
clorhídrico) para formar NH4Cl
sólido. Debido a que el NH3 es
más ligero y por tanto se difunde
con más rapidez, el NH4Cl sólido
aparece primero junto a la botella
de HCl (a la derecha).
Gas Vacío
Figura 5.21 Efusión de
los gases. Las moléculas de los
gases se mueven desde una
región de alta presión (izquierda)
hasta una de baja presión a
través de un pequeño orificio.
Un gas inflamable compuesto sólo por carbono e hidrógeno se efunde a través de una barrera
porosa en 1.50 min. En las mismas condiciones de temperatura y presión, un volumen igual de
vapor de bromo tarda 4.73 minutos en efundirse a través de la misma barrera. Calcule la masa
molar del gas desconocido y sugiera qué gas podría ser.
Estrategia La tasa de difusión es el número de moléculas que atraviesan una barrera porosa
en determinado momento. Cuanto más tarden en hacerlo, menor será la tasa. Por tanto, la tasa
es inversamente proporcional al tiempo requerido para la difusión. La ecuación (5.17) se puede
escribir como r r t t1 2 2 1 2 1/ / /= = } } , donde t1 y t2 son los tiempos de efusión de los
gases 1 y 2, respectivamente.
Solución A partir de la masa molar del Br2 escribimos
1 50
4 73
. min
. min
=
}
159.8 g/mol
donde m es la masa molar del gas desconocido. Al resolver para m tenemos
(continúa)
EjEmpLo 5.17
m = ×
=
1 50
4 73
2
. min
. min
159.8 g/mol
116.1 g/mol
¢ ≤
2095.7 Teoría cinética molecular de los gases
05_CHAPTER 05.indd 209 12/21/09 1:07:32 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-240-320.jpg?cb=1729464304)
![Teoría cinética molecular de los gases
Preguntas de repaso
5.73 ¿Cuáles son los supuestos básicos de la teoría cinética
molecular de los gases? ¿Cómo explica esta teoría la ley
de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro y la ley de
Dalton de las presiones parciales?
5.74 ¿Qué expresa la curva de distribución de rapidez de Max-
well? ¿Tal teoría funcionaría para una muestra de 200 mo-
léculas? Explique.
5.75 ¿Cuál de los siguientes enunciados es correcto? a) El calor
se produce por el choque entre las moléculas de los gases.
b) Cuando un gas se calienta, las moléculas chocan entre
sí con más frecuencia.
5.76 ¿Cuál es la diferencia entre difusión y efusión de un gas?
Enuncie la ley de Graham y defina los términos en la ecua-
ción (5.17).
Problemas
5.77 Compare los valores de las raíces de la rapidez cuadrática
media del O2 y del UF6 a 65ºC.
5.78 La temperatura en la estratosfera es de –23ºC. Calcule las
raíces de la rapidez cuadrática media de las moléculas de
N2, O2 y O3 en esta región.
5.79 La longitud promedio que recorre una molécula entre co-
lisiones sucesivas se conoce como la trayectoria libre pro-
medio. Para una cantidad dada de un gas, ¿en qué forma
depende la trayectoria libre promedio de: a) la densidad,
b) la temperatura a volumen constante, c) la presión a tem-
peratura constante, d) el volumen a temperatura constante
y e) el tamaño de los átomos?
5.80 A cierta temperatura, las velocidades de seis moléculas
gaseosas en un recipiente son de 2.0 m/s, 2.2 m/s, 2.6 m/s,
2.7 m/s, 3.3 m/s y 3.5 m/s. Calcule la raíz de la rapidez
cuadrática media y la rapidez promedio de las moléculas.
Estos dos valores promedio están muy cercanos, pero el
valor de la raíz de la rapidez cuadrática media siempre es
mayor. ¿Por qué?
5.81 Con base en su conocimiento de la teoría cinética de los
gases, derive la ley de Graham [ecuación (5.17)].
5.82 El isótopo 235
U experimenta una fisión cuando se le bom-
bardea con neutrones. No obstante, su abundancia natural
es de sólo 0.72%. Para separarlo del isótopo más abun-
dante 238
U, primero se convierte el uranio en UF6, el cual
se vaporiza fácilmente a una temperatura por encima de la
ambiente. La mezcla de 235
UF6 y 238
UF6 gaseosos se so-
mete a muchas etapas de efusión. Calcule el factor de se-
paración, es decir, el enriquecimiento de 235
U en relación
con 238
U después de una etapa de efusión.
5.83 Un gas que se libera de la fermentación de la glucosa se
efundirá a través de una barrera porosa en 15.0 min. Bajo
las mismas condiciones de temperatura y presión, le toma
12.0 min a un volumen igual de N2 efundirse a través de la
misma barrera. Calcule la masa molar del gas y sugiera
qué gas podría ser.
5.84 El níquel forma un compuesto gaseoso de fórmula
Ni(CO)x. ¿Cuál es el valor de x dado el hecho de que en las
mismas condiciones de temperatura y presión, el metano
(CH4) se efunde 3.3 veces más rápido que el compuesto?
Desviación del comportamiento ideal
Preguntas de repaso
5.85 Mencione dos evidencias que muestren que los gases no
se comportan en forma ideal en todas las condiciones.
5.86 ¿En cuáles de las siguientes condiciones se esperaría que
un gas se comportara en forma casi ideal? a) Temperatura
elevada y presión baja, b) temperatura y presión elevadas,
c) baja temperatura y presión elevada, d) temperatura y
presión bajas.
5.87 Escriba la ecuación de van der Waals para un gas real.
Explique los términos que corrigen la presión y el volu-
men.
5.88 a) Un gas real se introduce en un matraz de volumen V. El
volumen corregido del gas ¿es mayor o menor que V? b)
El amoniaco tiene un valor de a mayor que el del neón
(vea la tabla 5.4). ¿Qué concluye acerca de la fuerza rela-
tiva de las fuerzas de atracción entre las moléculas de
amoniaco y entre los átomos de neón?
Problemas
5.89 Con la utilización de los datos de la tabla 5.4 calcule la
presión ejercida por 2.50 moles de CO2 confinados en un
volumen de 5.00 L a 450 K. Compare la presión con la que
predice la ecuación del gas ideal.
5.90 A 27ºC, 10.0 moles de un gas contenido en un recipiente
de 1.50 L ejercen una presión de 130 atm, ¿es éste un gas
ideal?
Problemas adicionales
5.91 Discuta los siguientes fenómenos en términos de las leyes
de los gases: a) el aumento en la presión de la llanta de un
automóvil en un día caluroso, b) la “explosión” de una
bolsa de papel inflada, c) la expansión de un globo climá-
tico al elevarse en el aire, d) el fuerte sonido que hace un
foco al romperse.
5.92 En las mismas condiciones de temperatura y presión,
¿cuál de los siguientes gases se comportará más ideal-
mente: Ne, N2 o CH4? Explique.
5.93 La nitroglicerina, un compuesto explosivo, se descom-
pone de acuerdo con la ecuación
4C H (NO )
12
3 5 3 3 ( )s →
CCO 10H O 6N O2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( )g g g g+ + +
219Preguntas y problemas
05_CHAPTER 05.indd 219 12/21/09 1:09:09 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-250-320.jpg?cb=1729464304)
![5.108 Considere el aparato que se muestra a continuación.
Cuando una pequeña cantidad de agua se introduce en el
matraz oprimiendo el bulbo del gotero, el agua sube rápi-
damente por el tubo de vidrio. Explique esta observación.
(Sugerencia: El cloruro de hidrógeno gaseoso es soluble
en agua.)
5.109 Describa cómo mediría, por medios físicos o químicos, las
presiones parciales de una mezcla de gases de la siguiente
composición: a) CO2 y H2, b) He y N2.
5.110 Cierto hidrato tiene la fórmula MgSO4 · xH2O. Se calienta
en un horno una cantidad de 54.2 g del compuesto con el
fin de secarlo. Calcule x si el vapor generado ejerce una
presión de 24.8 atm en un recipiente de 2.00 L a 120ºC.
5.111 Una mezcla de Na2CO3 y MgCO3 con una masa de 7.63 g
se trata con un exceso de ácido clorhídrico. El CO2 ga-
seoso que se genera ocupa un volumen de 1.67 La 1.24
atm y 26ºC. A partir de estos datos calcule la composición
porcentual en masa de Na2CO3 en la mezcla.
5.112 El siguiente aparato se utiliza para medir la rapidez ató-
mica y molecular. Suponga que un haz de átomos de un
metal se dirige hacia un cilindro rotatorio al vacío. Un
pequeño orificio en el cilindro permite que los átomos
hagan colisión en el área blanco. Como el cilindro está
girando, los átomos que viajan a distintas velocidades
chocarán en diferentes posiciones del blanco. Con el
tiempo se depositará una capa del metal en el área blanco,
y la variación en su espesor corresponderá a la distribu-
ción de rapidez de Maxwell. En un experimento se encon-
tró que a 850ºC, algunos átomos de bismuto (Bi) chocaron
en el blanco en un punto situado a 2.80 cm de la mancha
opuesta a la abertura. El diámetro del cilindro es de 15.0
cm y gira a 130 revoluciones por segundo. a) Calcule la
rapidez (m/s) a la cual se mueve el blanco. (Sugerencia:
La circunferencia de un círculo está dada por 2πr, donde r
es el radio.) b) Calcule el tiempo (en segundos) que to-
ma al blanco viajar 2.80 cm. c) Determine la rapidez
de los átomos de Bi. Compare los resultados del inciso c)
con los obtenidos para la urms del Bi a 850ºC. Explique la
diferencia.
5.113 Si 10.00 g de agua se introducen en un matraz vacío con
un volumen de 2.500 L a 65ºC, calcule la masa de agua
evaporada. (Sugerencia: Suponga que el volumen del agua
líquida remanente es insignificante; la presión del vapor
de agua a 65ºC es de 187.5 mmHg.)
5.114 El oxígeno comprimido se vende en el comercio en cilin-
dros metálicos. Si un cilindro de 120 L se llena con oxí-
geno a una presión de 132 atm a 22ºC, ¿cuál es la masa (en
gramos) de O2 presente? ¿Cuántos litros de este gas a 1.00
atm y 22ºC produciría el cilindro? (Suponga un comporta-
miento ideal del gas.)
5.115 Cuando se cuecen huevos duros, a veces se rompe el cas-
carón debido a su rápida expansión térmica a temperaturas
elevadas. Sugiera otra causa.
5.116 Se sabe que el etileno gaseoso (C2H4) que despiden las
frutas es el responsable de que maduren. Con esta infor-
mación, explique por qué una penca de plátanos madura
más rápido en una bolsa de papel cerrada que en un fru-
tero.
5.117 Anualmente se utilizan alrededor de 8.0 × 106
toneladas
de urea [(NH2)2CO] como fertilizante. La urea se prepara
a partir de dióxido de carbono y amoniaco (los productos
son urea y vapor de agua), a 200°C en condiciones de
presión elevada. Calcule el volumen necesario de amo-
niaco (en litros) medido a 150 atm para preparar 1.0 tone-
ladas de urea.
5.118 Algunos bolígrafos tienen un pequeño orificio en el cuerpo
de la pluma. ¿Para qué sirve?
5.119 Las leyes de los gases son de vital importancia para los
buzos. La presión ejercida por 33 pies de agua del mar
equivale a 1 atm de presión. a) Un buzo asciende rápida-
mente a la superficie del agua de una profundidad de 36
pies sin sacar el aire de sus pulmones. ¿En qué factor au-
mentará el volumen de sus pulmones durante el ascenso?
Suponga que la temperatura es constante. b) La presión
parcial de oxígeno en el aire es de 0.20 atm aproximada-
mente. (El aire tiene 20% de oxígeno en volumen.) En el
buceo profundo, la composición del aire que respira el
buzo debe cambiarse para mantener esta presión parcial.
¿Cuál debe ser el contenido de oxígeno (en porcentaje por
volumen) cuando la presión total ejercida sobre el buzo es
de 4.0 atm? (A temperatura y presión constantes, el volu-
men de un gas es directamente proporcional al número de
moles de los gases.) (Sugerencia: Vea Química en acción
de la página 202.)
H2O
H2O
Bulbo de
goma
HCl
gaseoso
Cilindro giratorio
Orificio
Átomos de Bi
Objetivo
221Preguntas y problemas
05_CHAPTER 05.indd 221 12/21/09 1:09:24 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-252-320.jpg?cb=1729464304)
![232 CAPíTULO 6 Termoquímica
En este caso, la mezcla de reacción (las moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua) se considera
como el sistema, y el resto del universo como los alrededores. Debido a que la energía no se
crea ni se destruye, cualquier pérdida de energía en el sistema la deben ganar los alrededores.
Así, el calor generado por el proceso de combustión se transfiere del sistema a sus alrede-
dores. Esta reacción es un ejemplo de un proceso exotérmico, que es cualquier proceso que
cede calor, es decir, que transfiere energía térmica hacia los alrededores. En la figura 6.3a) se
muestra el cambio de energía de la combustión del hidrógeno gaseoso.
Consideremos ahora otra reacción, la descomposición del óxido de mercurio(II) (HgO) a
altas temperaturas:
energía + 2HgO(s) ⎯→ 2Hg(l) + O2(g)
Esta reacción es un ejemplo de un proceso endotérmico, en el cual los alrededores deben
suministrar calor al sistema (es decir, al HgO) [figura 6.3b)].
En la figura 6.3 se puede observar que en las reacciones exotérmicas, la energía total de
los productos es menor que la energía total de los reactivos. La diferencia es el calor suminis-
trado por el sistema a los alrededores. En las reacciones endotérmicas ocurre exactamente lo
contrario. Aquí, la diferencia entre la energía de los productos y la energía de los reactivos es
igual al calor suministrado por los alrededores al sistema.
Figura 6.2 El desastre del
Hindenburg. Un espectacular
incendio destruyó al Hindenburg,
aeronave alemana llena con
hidrógeno gaseoso, en Lakehurst,
Nueva Jersey, en 1937.
El prefijo exo- proviene del vocablo griego
que significa “fuera”; endo- significa
“dentro”.
Figura 6.3 a) Proceso exotér-
mico. b) Proceso endotérmico.
Las partes a) y b) no están
dibujadas en la misma escala,
es decir, el calor liberado en la
formación de H2O a partir de H2
y O2 no es igual al calor que se
absorbe en la descomposición
del HgO.
Al calentar el HgO se descompone para
producir Hg y O2.
2HgO(s)
b)
Energía
2Hg(l) + O2(g)
2H2O(l)
a)
Energía
2H2(g) + O2(g)
Exotérmica:
calor liberado por
el sistema hacia
los alrededores
Endotérmica:
calor absorbido
por el sistema de
los alrededores
06_Chapter 6.indd 232 12/21/09 2:35:01 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-263-320.jpg?cb=1729464304)
![234 CAPíTULO 6 Termoquímica
cluso, sería muy difícil determinar el contenido total de energía de 1 g de hierro. Por fortuna,
podemos demostrar la validez de la primera ley midiendo sólo el cambio de la energía interna
de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio en la energía interna ∆E está
dado por
∆E = Ef – Ei
donde Ei y Ef representan la energía interna del sistema en el estado inicial y el estado final,
respectivamente.
La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía po-
tencial. El componente de energía cinética consiste en los diversos tipos de movimiento mole-
cular y en el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. La energía potencial está
determinada por las fuerzas de atracción entre los electrones y los núcleos, por las fuerzas de
repulsión que existen entre los electrones y entre los núcleos de moléculas individuales, así
como por la interacción entre las moléculas. Es imposible medir con exactitud todas estas
contribuciones, de manera que no podemos calcular con certeza la energía total de un sistema.
Por otra parte, sí podemos determinar en forma experimental los cambios de energía.
Considere la reacción entre 1 mol de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso para producir 1
mol de dióxido de azufre:
S(s) + O2(g) ⎯→ SO2(g)
En este caso, el sistema se compone de las moléculas de los reactivos S y O2 (estado
inicial), así como de las moléculas del producto SO2 (estado final). Aunque no conocemos el
contenido de energía interna de las moléculas de los reactivos ni de las moléculas del produc-
to, podemos medir con exactitud el cambio en el contenido de energía ∆E, dado por
∆E = E(producto) – E(reactivos)
= contenido de energía de 1 mol SO2(g) – contenido de energía de [1 mol S(s) + 1 mol
O2(g)]
Esta reacción desprende calor. Por tanto, la energía del producto es menor que la de los reac-
tivos, y ∆E es negativo.
Si la liberación de calor en la reacción anterior significa que una parte de la energía quími-
ca contenida en las moléculas se convierte en energía térmica, concluimos que la transferencia
de energía desde el sistema a los alrededores no cambia la energía total del universo. Es decir,
la suma de los cambios de energía debe ser igual a cero:
∆Esist + ∆Ealred = 0
o
∆Esist = –∆Ealred
Figura 6.4 La ganancia de
energía potencial gravitacional
que se presenta cuando una per-
sona escala de la base a la cima
de una montaña es independiente
de la ruta que se tome.
Azufre quemándose en el aire para formar
SO2.
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![239
6.4 Entalpía de las reacciones químicas
El siguiente paso consiste en ver cómo se puede aplicar la primera ley de la termodinámica a
procesos desarrollados en condiciones diferentes. En especial, consideraremos dos situacio-
nes que se presentan con mayor frecuencia en el laboratorio: una en la cual el volumen del
q u í m i c a
en acción
Máquina para fabricar nieve en operación.
Fabricar nieve e inflar un neumático de bicicleta
Muchos fenómenos en la vida cotidiana se pueden explicar
mediante la primera ley de la termodinámica. Aquí anali-
zaremos dos ejemplos interesantes para los amantes de las acti-
vidades al aire libre.
Fabricar nieve
Si usted es un ávido esquiador de cuestas descendentes, quizá
haya esquiado sobre nieve artificial. ¿De qué manera se puede
contar con este material en cantidades suficientes para satisfacer
las necesidades de los esquiadores en días sin nieve? El secreto
para la fabricación de nieve está en la ecuación ∆E = q + w. Una
máquina para fabricar nieve contiene una mezcla de aire compri-
mido y vapor de agua a 20 atm, aproximadamente. Debido a la
gran diferencia de presiones entre el tanque y la presión atmos-
férica, cuando la mezcla se rocía hacia la atmósfera se expande
con tanta rapidez que, a grandes rasgos, no ocurre intercambio
alguno de calor entre el sistema (aire y agua) y sus alrededores;
es decir, q = 0. (En termodinámica, un proceso de este tipo se
denomina proceso adiabático.) Por tanto, escribimos
∆E = q + w = w
Debido a que el sistema realiza un trabajo sobre los alrededo-
res, w es una cantidad negativa, y se presenta disminución de la
energía del sistema.
La energía cinética es parte de la energía total del sistema. En
la sección 5.7 estudiamos que la energía cinética promedio de un
gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta [ecua-
ción (5.15)]. Por tanto, el cambio en la energía ∆E está dado por
∆E = C∆T
donde C es la constante de proporcionalidad. Debido a que el
valor de ∆E es negativo, ∆T también debe ser negativo, y este
efecto de enfriamiento (o la disminución de la energía cinética
de las moléculas de agua) es responsable de la formación de
la nieve. Aunque sólo necesitamos agua para formar nieve, la
presencia de aire, que también se enfría durante la expansión,
ayuda a disminuir la temperatura del vapor de agua.
Inflar un neumático de bicicleta
Si alguna vez ha bombeado aire a un neumático de bicicleta,
quizá se haya percatado del efecto de calentamiento en el pivote
de la válvula. Este fenómeno también se puede explicar me-
diante la primera ley de la termodinámica. La acción de bom-
bear comprime el aire al interior de la bomba y del neumático.
El proceso es lo suficientemente rápido para que se considere
como un proceso de tipo adiabático, de manera que q = 0 y
∆E = w. Debido a que el trabajo se realiza sobre el gas en este
caso (está siendo comprimido), el valor de w es positivo, y se
presenta un incremento de energía. Por tanto, la temperatura del
sistema también aumenta, de acuerdo con la ecuación
∆E = C∆T
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![2416.4 Entalpía de las reacciones químicas
Ahora tenemos dos cantidades: ∆E y ∆H, que se pueden asociar a una reacción. Si ésta
ocurre en condiciones de volumen constante, entonces el cambio de calor, qv, es igual a ∆E. Por
otro lado, cuando la reacción se realiza a presión constante, el cambio de calor, qp, es igual a
∆H.
Entalpía de las reacciones
Debido a que la mayoría de las reacciones son procesos a presión constante, podemos igualar
el cambio de calor en estos casos con el cambio de entalpía. Para cualquier reacción del tipo
reactivos ⎯→ productos
definimos el cambio en entalpía, denominada la entalpía de reacción, ∆H, como la diferen-
cia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos:
∆H = H(productos) – H(reactivos) (6.9)
La entalpía de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. Para un
proceso endotérmico (el sistema absorbe calor de los alrededores), ∆H es positivo (es decir,
∆H > 0). Para un proceso exotérmico (el sistema libera calor hacia los alrededores), ∆H es
negativo (es decir, ∆H < 0).
Una analogía del cambio de entalpía es el cambio en el capital de una cuenta bancaria.
Suponga que su capital inicial es de 100 dólares. Después de una transacción (de depósito o
de retiro), el cambio en el capital bancario, ∆X, está dado por
∆X = Xfinal – Xinicial
en donde X representa el capital bancario. Si deposita 80 dólares en la cuenta, entonces ∆X
= $180 – $100 = $80. Esto corresponde a una reacción endotérmica. (El aumento del capital
es igual al aumento de la entalpía del sistema.) Por otra parte, un retiro de 60 dólares significa
que ∆X = $40 – $100 = –$60. El signo negativo de ∆X significa que ha disminuido el capital.
De igual forma, un valor negativo de ∆H significa una disminución de la entalpía del sistema
como resultado de un proceso exotérmico. La diferencia entre esta analogía y la ecuación (6.9)
radica en que, si bien siempre se conoce el capital bancario exacto, no hay forma de conocer la
entalpía individual de productos y reactivos. En la práctica sólo es posible medir la diferencia
de sus valores.
Ahora aplicaremos la idea de los cambios de entalpía a dos procesos comunes, el primero
implica un cambio físico y el segundo, un cambio químico.
Ecuaciones termoquímicas
A 0°C y 1 atm de presión, el hielo se funde para formar agua líquida. Las mediciones han de-
mostrado que por cada mol de hielo que se convierte en agua líquida bajo dichas condiciones,
el sistema (hielo) absorbe 6.01 kilojoules (kJ) de energía. Debido a que la presión es constan-
te, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía ∆H. Además, éste es un proceso endotér-
mico, como es de esperarse para un cambio que absorbe energía como es la fusión del hielo
[figura 6.6a)]. Por tanto, ∆H es una cantidad positiva. La ecuación para este cambio físico es
H2O(s) ⎯→ H2O(l) ∆H = 6.01 kJ/mol
El término “por mol” en la unidad para ∆H significa que éste es el cambio de entalpía por mol
en la reacción (o proceso) como está escrita, es decir, cuando 1 mol de hielo se convierte en
1 mol de agua líquida.
En la sección 6.5 analizaremos formas de
medir los cambios de calor a volumen y
presión constantes.
Esta analogía supone que no se
sobregirará de su cuenta bancaria. La
entalpía de una sustancia no puede ser
negativa.
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![242 CAPíTULO 6 Termoquímica
Como otro ejemplo, considere la combustión del metano (CH4), el principal componente
del gas natural:
CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = –890.4 kJ/mol
Por experiencia sabemos que la combustión del gas natural libera calor hacia los alrededores,
por lo que se trata de un proceso exotérmico. En condiciones de presión constante este cambio
de calor es igual al cambio de entalpía y ∆H debe tener un signo negativo [figura 6.6b)]. Una
vez más, la unidad “por mol de reacción” para ∆H significa que cuando un 1 mol de CH4 re-
acciona con dos moles de O2 para producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O líquida, se liberan
890.4 kJ de energía calorífica a los alrededores. Es importante recordar que el valor ∆H no se
refiere a un reactivo o producto en particular. Simplemente significa que el valor mencionado
de ∆H se refiere a todas las especies que reaccionan en cantidades molares. Por tanto, se pue-
den crear los siguientes factores de conversión:
− − −890.4 kJ
1 mol CH
890.4 kJ
2 moles O
890.4
4 2
kJ
1 mol CO
890.4 kJ
2 moles H O2 2
−
Expresar ∆H en unidades de kJ/mol (en vez de sólo kJ) se ajusta a la convención estándar; su
mérito se observará cuando continuemos en el estudio de la termodinámica en el capítulo 18.
Las ecuaciones que representan la fusión del hielo y la combustión del metano son ejem-
plos de ecuaciones termoquímicas, que muestran tanto los cambios de entalpía como las
relaciones de masa. Es esencial especificar una ecuación balanceada cuando se aluda al cam-
bio de entalpía de una reacción. La siguiente guía es de utilidad para escribir e interpretar las
ecuaciones termoquímicas:
1. Cuando escribimos ecuaciones termoquímicas debemos especificar siempre los estados
físicos de todos los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cam-
bios reales de entalpía. Por ejemplo, en la ecuación de la combustión de metano, si mos-
tramos el vapor de agua y no el agua líquida como producto,
CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = –802.4 kJ/mol
el cambio de entalpía sería de –802.4 kJ y no –890.4 kJ debido a que necesitamos 88.0 kJ
para convertir 2 moles de agua líquida en vapor de agua; es decir,
2H2O(l) ⎯→ 2H2O(g) ∆H = 88.0 kJ/mol
Figura 6.6 a) La fusión de
1 mol de hielo a 0ºC (proceso
endotérmico) provoca un incre-
mento en la entalpía del sistema
de 6.01 kJ. b) La combustión
de 1 mol de metano en oxígeno
gaseoso (un proceso exotérmico)
da como resultado una disminu-
ción de la entalpía del sistema
de 890.4 kJ. Las partes a) y b)
no están dibujadas a la misma
escala.
Metano gaseoso quemándose en un
mechero de Bunsen.
CO2(g) + 2H2O(l)
b)
Entalpía
CH4(g) + 2O2(g)
H2O(s)
a)
Entalpía
H2O(l)
Calor absorbido
por el sistema de
los alrededores
H = 6.01 kJ/mol
Calor liberado
por el sistema hacia
los alrededores
H = –890.4 kJ/mol∆∆
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![244 CAPíTULO 6 Termoquímica
Comparación entre ∆H y ∆E
¿Qué relación hay entre ∆H y ∆E en un proceso? Para saberlo, podemos considerar la reac-
ción entre el sodio metálico y el agua:
2Na(s) + 2H2O(l) ⎯→ 2NaOH(ac) + H2(g) ∆H = –367.5 kJ/mol
Esta ecuación termoquímica establece que cuando dos moles de sodio reaccionan con un
exceso de agua, se desprenden 367.5 kJ de calor. Observe que uno de los productos es hidró-
geno gaseoso, el cual debe empujar al aire para ingresar a la atmósfera. En consecuencia, una
parte de la energía producida por la reacción se utiliza para realizar el trabajo de empujar un
volumen de aire (∆V) contra la presión atmosférica (P) (figura 6.7). Para calcular el cambio
en energía interna reorganizamos la ecuación (6.8) de la siguiente manera:
∆E = ∆H – P∆V
Si suponemos una temperatura de 25ºC e ignoramos el pequeño cambio en el volumen de la
disolución, podemos demostrar que el volumen de 1 mol de H2 gaseoso a 1.0 atm y 298 K es
de 24.5 L, de manera que –P∆V = –24.5 L · atm o –2.5 kJ. Finalmente,
∆E = –367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol
= –370.0 kJ/mol
Este cálculo muestra que ∆E y ∆H son aproximadamente lo mismo. La razón de que el valor
de ∆H sea más pequeño que el de ∆E en magnitud es que una parte de la energía interna
liberada se usa para realizar el trabajo de expansión del gas, por lo que se desprende menos
calor. Para reacciones que no implican gases, el valor de ∆V por lo general es muy pequeño,
de manera que ∆E es prácticamente igual a ∆H.
Otra forma de calcular el cambio de energía interna de una reacción gaseosa es suponer
un comportamiento de gas ideal y temperatura constante. En este caso,
∆E = ∆H – ∆(PV)
= ∆H – ∆(nRT)
= ∆H – RT∆n (6.10)
Verificación Como 87.9 g es menos que el doble de la masa molar de SO2 (2 × 64.07 g)
como se muestra en la ecuación termoquímica anterior, esperamos que el calor liberado sea
menor que 198.2 kJ.
Ejercicio de práctica Calcule el calor emitido cuando se queman 266 g de fósforo blanco
(P4) en aire, de acuerdo con la ecuación
P4(s) + 5O2(g) ⎯→ P4O10(s) ∆H = –3013 kJ/mol
Problema similar: 6.26.
El sodio reacciona con agua para formar
hidrógeno gaseoso.
Recuerde que 1 L ∙ atm = 101.3 J.
Para reacciones que no producen un
cambio en el número de moles de gases
de reactivos a productos [por ejemplo,
H2(g) + F2(g) ⎯→ 2HF(g)], ∆E = ∆H.
Figura 6.7 a) Vaso de pre-
cipitados dentro de un cilindro
tapado con un pistón móvil.
La presión interior es igual a
la presión atmosférica. b) A
medida que el sodio metálico
reacciona con el agua, el hidró-
geno gaseoso generado empuja
el pistón hacia arriba (realizando
un trabajo sobre los alrededores)
hasta que la presión interior de
nuevo iguala a la exterior.
Aire + vapor de agua
+ H2 gaseoso
P
a) b)
Aire+vapor de agua
P
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![254 CAPíTULO 6 Termoquímica
∆H°reac = [c∆H°f(C) + d∆H°f(D)] – [a∆H°f(A) + b∆H°f(B)] (6.17)
Podemos generalizar la ecuación 6.17 como
∆H°reac = Σn∆H°f(productos) – Σm∆H°f(reactivos) (6.18)
donde m y n representan los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos, y Σ (sig-
ma) significa “la suma de”. Observe que en los cálculos, los coeficientes estequiométricos son
sólo números sin unidades.
Para utilizar la ecuación (6.18) a fin de calcular ∆H°reac debemos conocer los valores de
∆Hf° de los compuestos que participan en la reacción. Podemos determinar estos valores me-
diante la aplicación del método directo o el método indirecto.
El método directo
Este método para medir ∆Hf° se utiliza para compuestos que se sintetizan con facilidad a partir
de sus elementos. Suponga que deseamos conocer la entalpía de formación del dióxido de
carbono. Para esto necesitamos medir la entalpía de la reacción en la que el carbono (grafito)
y el oxígeno molecular, en sus estados estándar, se convierten en dióxido de carbono, también
en su estado estándar:
C(grafito) + O2(g) ⎯→CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol
Por experiencia sabemos que esta reacción de combustión se completa fácilmente. A partir de
la ecuación (6.18) podemos escribir
∆H°reac = ∆Hf° (CO2, g) – [∆H°f (C, grafito) + ∆H°f (O2, g)]
= –393.5 kJ/mol
Debido a que tanto el grafito como el O2 son formas alotrópicas estables de los elementos, se
determina que ∆H°f (C, grafito) y ∆H°f (O2, g) tienen un valor de cero. Por tanto
∆H°reac = ∆H°f (CO2, g) = –393.5 kJ/mol
o ∆H°f (CO2, g) = –393.5 kJ/mol
Observe que la asignación arbitraria de cero para ∆Hf° de cada elemento en su forma más
estable en el estado estándar no afecta los cálculos en modo alguno. Recuerde que el interés
de la termoquímica radica sólo en los cambios de entalpía, ya que pueden determinarse expe-
rimentalmente, lo que no sucede con los valores absolutos de entalpía. La selección del cero
como “nivel de referencia” para la entalpía facilita los cálculos. Haciendo referencia de nuevo
a la analogía con la altitud terrestre, encontramos que el monte Everest es 8 708 pies más alto
que el monte McKinley. Esta diferencia en altura es independiente de la decisión de asignar 0
pies o 1 000 pies al nivel del mar.
Otros compuestos que se pueden estudiar aplicando el método directo son SF6, P4O10 y
CS2. Las ecuaciones que representan sus síntesis son
S(rómbico) + 3F2(g) ⎯→ SF6(g)
P4(blanco) + 5O2(g) ⎯→ P4O10(s)
C(grafito) + 2S(rómbico) ⎯→ CS2(l)
Observe que S(rómbico) y P(blanco) son los alótropos más estables del azufre y el fósforo,
respectivamente, a 1 atm y 25°C; por tanto, sus valores ∆Hf° son cero.
El fósforo blanco se quema en el aire para
formar P4O10.
P4
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![2556.6 Entalpía estándar de formación y de reacción
El método indirecto
Muchos compuestos no se pueden sintetizar directamente a partir de sus elementos. En algu-
nos casos, la reacción se lleva a cabo con demasiada lentitud o suceden reacciones secundarias
que producen otras sustancias además del compuesto de interés. En estos casos los valores de
∆Hf° se determinan por un procedimiento indirecto, que se basa en la ley de Hess de la suma-
toria de los calores, o sólo ley de Hess, llamada así en honor de su creador, el químico suizo
Germain Hess.4
La ley de Hess se enuncia como sigue: cuando los reactivos se convierten en
productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reac-
ción en un paso o en una serie de pasos. En otras palabras, si podemos separar la reacción de
interés en una serie de reacciones para las cuales podamos medir el valor de ∆H°reac, podemos
calcular ∆H°reac para la reacción total. La ley de Hess está basada en que, debido a que H es
una función de estado, ∆H sólo depende del estado inicial y final (es decir, sólo depende de
la naturaleza de los reactivos y productos). El cambio de entalpía sería el mismo, ya sea si la
reacción global tiene lugar en un paso o en varios.
Una analogía útil para la ley de Hess es la siguiente. Imagine que una persona sube en el
elevador de un edificio del primer piso al sexto. La ganancia en su energía potencial gravita-
cional (que corresponde al cambio de entalpía del proceso total) es la misma que si dicha per-
sona llega en forma directa hasta el sexto piso o si se va deteniendo en cada uno (separación
de la reacción en una serie de pasos).
Suponga que queremos conocer la entalpía estándar de formación del monóxido de car-
bono (CO). La reacción se representaría como
C(grafito) + 1
2
O2(g) ⎯→ CO(g)
No obstante, la combustión del grafito también produce un poco de dióxido de carbono (CO2),
así que no podemos medir el cambio de entalpía de CO directamente como se mostró. En lu-
gar de ello, debemos emplear una ruta indirecta, con base en la ley de Hess. Es posible llevar a
cabo las siguientes dos reacciones por separado, las cuales proceden cuantitativamente:
(a) C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol
(b) CO(g) + 1
2
O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = 283.0 kJ/mol
En primer lugar, invertimos la ecuación b) para obtener
(c) CO2(g) ⎯→ CO(g) + 1
2
O2(g) ∆H°reac = +283.0 kJ/mol
Debido a que las ecuaciones químicas se pueden sumar y restar tal como las ecuaciones alge-
braicas, realizamos la operación (a) + (c) y obtenemos
(a) C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol
(c) CO2(g) ⎯→ CO(g) + 1
2
O2(g) ∆H°reac = +283.0 kJ/mol
(d) C(grafito) + 1
2
O2(g) ⎯→ CO(g) ∆H°reac = –110.5 kJ/mol
Por tanto, ∆Hf°(CO) = –110.5 kJ/mol. Con base en lo anterior podemos ver que la reacción
global es la formación de CO2 [ecuación (a)], la cual se puede dividir en dos partes [ecuacio-
nes (d) y (b)]. La figura 6.10 muestra el esquema general de este procedimiento.
La regla general para aplicar la ley de Hess es que se debe acomodar una serie de reac-
ciones químicas (correspondientes a la serie de etapas) de tal manera que, cuando se sumen,
se cancelen todas las especies excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción
global. Esto significa que deben quedar los elementos del lado izquierdo y el compuesto de
4
Germain Henri Hess (1802-1850). Químico suizo. Hess nació en Suiza pero pasó la mayor parte de su vida en
Rusia. Por haber formulado la ley de Hess, ha sido llamado el padre de la termoquímica.
Figura 6.10 El cambio de
entalpía para la formación de 1
mol de CO2 a partir de grafito y
O2 se puede descomponer en
dos pasos de acuerdo con la ley
de Hess.
C(grafito) + O2(g)
CO2(g)
Entalpía
∆H° =
–393.5 kJ
∆H° = –110.5 kJ
∆H° = –283.0 kJ
CO(g) + O2(g)1
2
Recuerde invertir el signo de ∆H cuando
invierta una ecuación.
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![258 CAPíTULO 6 Termoquímica
6.7 Calor de disolución y de dilución
Aunque hasta este momento el estudio se ha orientado hacia los efectos de la energía térmica
que resulta de las reacciones químicas, muchos procesos físicos, como la fusión del hielo
o la condensación de un vapor, también implican la absorción o desprendimiento de calor.
También hay cambios de entalpía cuando un soluto se dispersa en un disolvente, o cuando se
diluye una disolución. Ahora veremos la relación de estos dos procesos físicos relacionados,
que implican calor de disolución y de dilución.
Calor de disolución
En la gran mayoría de los casos, la disolución de un soluto en un disolvente produce cambios
de calor que pueden medirse. A presión constante, el cambio de calor es igual al cambio de
entalpía. El calor de disolución, o entalpía de disolución, ∆Hdisol, es el calor generado o
Estrategia La entalpía de una reacción es la diferencia entre la suma de las entalpías de los
productos y la suma de las entalpías de los reactivos. La entalpía de cada especie (reactivos
o productos) está dada por el producto del coeficiente estequiométrico y la entalpía estándar
de formación de las especies.
Solución Mediante el valor ∆H°f para Fe(l) y otros valores de ∆H°f del apéndice 3 y la
ecuación (6.18), tenemos
∆H°reac = [∆H°f (Al2O3) + 2∆H°f (Fe)] – [2∆H°f (Al) + ∆H°f (Fe2O3)]
= [(–1669.8 kJ/mol) + 2(12.40 kJ/mol)] – [2(0) + (–822.2 kJ/mol)]
= –822.8 kJ/mol
Ésta es la cantidad de calor liberado cuando reaccionan dos moles de Al. Utilizamos la
siguiente relación
−822.8 kJ
2 moles Al
para convertir a kJ/g de Al. La masa molar del Al es de 26.98 g, de manera que
calor liberado por gramo de Al
822.8 kJ
2 m
=
−
ooles Al
1 mol Al
26.98 g Al
15.25 kJ/g
×
= −
Verificación ¿Corresponde el signo negativo con la naturaleza exotérmica de la reacción?
Como una verificación rápida podemos ver que 2 moles de Al pesan alrededor de 54 g y
desprenden aproximadamente 823 kJ de calor cuando reaccionan con Fe2O3. Por tanto, el calor
desprendido por gramo de Al que ha reaccionado es aproximadamente de –830 kJ/54 g o
–15.4 kJ/g.
Ejercicio de práctica El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir dióxido de
carbono y agua líquida. Calcule el calor liberado (en kilojoules) por gramo de compuesto que
reacciona con oxígeno. La entalpía estándar de formación del benceno es de 49.04 kJ/mol.
El hierro fundido que se forma en una
reacción termita es descargado en un
molde entre los dos extremos de unas
vías. Al enfriarse, los rieles se sueldan
juntos.
Problemas similares: 6.54, 6.57.
Revisión de conceptos
Explique por qué las reacciones que involucran compuestos reactivos con valores
positivos de ∆Hf° son generalmente más exotérmicos que aquellos con valores
negativos ∆Hf°.
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![264 CAPíTULO 6 Termoquímica
c) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene
una capacidad calorífica mayor.
d) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene
una temperatura más alta.
e) El calor no fluirá hacia ninguna dirección.
6.32 Un trozo de plata con una masa de 362 g tiene una capaci-
dad calorífica de 85.7 J/ºC. ¿Cuál es el calor específico de
la plata?
6.33 Un trozo de 6.22 kg de cobre metálico se calienta desde
20.5 hasta 324.3ºC. Calcule el calor absorbido (en kJ) por
el metal.
6.34 Calcule la cantidad de calor liberado (en kJ) por 366 g de
mercurio cuando se enfría desde 77.0 hasta 12.0ºC.
6.35 Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una tem-
peratura de 18.0ºC se coloca sobre una hoja de hierro que
pesa 20.0 g y que está a una temperatura de 55.6ºC. ¿Cuál
es la temperatura final de la combinación de los dos meta-
les? Suponga que no hay pérdida de calor hacia los alrede-
dores. (Sugerencia: El calor ganado por el oro debe ser
igual al calor perdido por el hierro. El calor específico de
los metales se da en la tabla 6.2.)
6.36 A una muestra de agua a 23.4ºC en un calorímetro de pre-
sión constante y de capacidad calorífica insignificante, se
agrega una pieza de aluminio de 12.1 g cuya temperatura
es de 81.7ºC. Si la temperatura final del agua es de 24.9ºC,
calcule la masa del agua en el calorímetro. (Sugerencia:
Vea la tabla 6.2.)
6.37 Una muestra de 0.1375 g de magnesio sólido se quema en
una bomba calorimétrica a volumen constante que tiene una
capacidad calorífica de 3 024 J/ºC. El aumento de la tem-
peratura es de 1.126ºC. Calcule el calor liberado por la
combustión del Mg, en kJ/g y en kJ/mol.
6.38 Una muestra de 2.00 × 102
mL de HCl 0.862 M se mezcla
con 2.00 × 102
mL de Ba(OH)2 0.431 M en un calorímetro
a presión constante que tiene una capacidad calorífica in-
significante. La temperatura inicial de las disoluciones de
HCl y Ba(OH)2 es la misma a 20.48ºC. Para el proceso
H+
(ac) + OH–
(ac) ⎯→ H2O(l)
el calor de neutralización es de –56.2 kJ/mol. ¿Cuál es la
temperatura final de la disolución mezclada?
Entalpía estándar de formación y de reacción
Preguntas de repaso
6.39 ¿Cuál es el significado de la condición de estado están-
dar?
6.40 ¿Cómo se determina el valor de la entalpía estándar de un
elemento y de un compuesto?
6.41 ¿Cuál es el significado de entalpía estándar de reacción?
6.42 Escriba la ecuación para calcular la entalpía de una reac-
ción. Defina todos los términos.
6.43 Enuncie la ley de Hess. Explique, con un ejemplo, la utili-
dad de la ley de Hess en termoquímica.
6.44 Describa cómo utilizan los químicos la ley de Hess para
determinar el valor de ∆Hf° de un compuesto midiendo su
calor (entalpía) de combustión.
Problemas
6.45 ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía estándar de
formación es diferente de cero a 25ºC? Na(s), Ne(g),
CH4(g), S8(s), Hg(l), H(g).
6.46 Los valores de ∆Hf° de los dos alotropos del oxígeno, O2
y O3, son 0 y 142.2 kJ/mol, respectivamente, a 25ºC. ¿Cuál
es la forma más estable a esta temperatura?
6.47 ¿Cuál cantidad negativa es mayor que 25ºC: ∆Hf° para
H2O(l) o ∆Hf° para H2O(g)?
6.48 Prediga el valor de ∆Hf° (mayor que, menor que o igual a
cero) para los siguientes pares de elementos a 25ºC: a)
Br2(g); Br2(l), b) I2(g); I2(s).
6.49 En general, los compuestos con valores negativos de ∆Hf°
son más estables que aquellos con valores de ∆Hf° positi-
vos. El H2O2(l) tiene un valor negativo de ∆Hf° (vea la
tabla 6.4). ¿Por qué, entonces, el H2O2(l) tiende a descom-
ponerse en H2O(l) y O2(g)?
6.50 Sugiera algunas formas (con las ecuaciones apropiadas)
que permitan medir los valores de ∆Hf° de Ag2O(s) y
CaCl2(s) a partir de sus elementos. No es necesario hacer
cálculos.
6.51 Calcule el calor de descomposición para el siguiente pro-
ceso a presión constante y 25°C:
CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g)
(Busque la entalpía estándar de formación de reactivos y
productos en la tabla 6.4.)
6.52 Las entalpías estándar de formación de iones en disolucio-
nes acuosas se obtiene asignando, arbitrariamente, un va-
lor de cero para los iones H+
, es decir, ∆Hf°[H+
(ac)] = 0.
a) Para la siguiente reacción
∆H° = –74.9 kJ/mol
calcule ∆Hf° para los iones Cl−
.
b) Sabiendo que ∆Hf° para los iones OH−
es de −229.6
kJ/mol, calcule la entalpía de neutralización cuando 1
mol de un ácido monoprótico fuerte (como el HCl) se
titula con 1 mol de una base fuerte (como KOH) a
25°C.
6.53 Calcule el calor de combustión para cada una de las si-
guientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de
formación que se encuentran en el apéndice 3:
a) 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l)
b) 2C2H2(g) + 5O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 2H2O(l)
6.54 Calcule el calor de combustión para cada una de las si-
guientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de
formación que se encuentran en el apéndice 3:
a) C2H4(g) + 3O2(g) ⎯→ 2CO2(g) + 2H2O(l)
b) 2H2S(g) + 3O2(g) ⎯→ 2H2O(l) + 2SO2(g)
HCl(g) ⎯⎯→ H+
(ac) + Cl–
(ac)H2O
06_Chapter 6.indd 264 12/21/09 2:36:11 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-295-320.jpg?cb=1729464304)
![268 CAPíTULO 6 Termoquímica
Cuando se retira la envoltura de plástico, las moléculas de
O2 penetran a través del papel, provocando el inicio de la
reacción. Un recipiente común contiene 250 g de hierro
para calentar las manos o los alimentos durante más de
cuatro horas. ¿Cuánto calor (en kJ) se produce a partir
de esta reacción? (Sugerencia: Vea los valores de ∆Hf° en
el apéndice 3.)
6.99 Una persona come 0.50 libras de queso (lo que representa
una energía de 4 000 kJ). Suponga que no almacena ener-
gía en su cuerpo. ¿Qué masa de agua (en gramos) es nece-
sario que transpire para mantener su temperatura original?
(Se necesitan 44.0 kJ para evaporar 1 mol de agua.)
6.100 Se calcula que el volumen total del océano Pacífico es de
7.2 × 108
km3
. Una bomba atómica mediana produce 1.0
× 1015
J de energía al hacer explosión. Calcule el número
de bombas atómicas que se necesitan para liberar la canti-
dad suficiente de energía capaz de aumentar la tempera-
tura del agua del océano Pacífico en 1°C.
6.101 Una muestra de 19.2 g de hielo seco (dióxido de carbono
sólido) se deja sublimar (evaporar) en un aparato como el
que se muestra en la figura 6.5. Calcule el trabajo de ex-
pansión realizado en contra de una presión externa cons-
tante de 0.995 atm y a una temperatura constante de 22°C.
Suponga que el volumen inicial del hielo seco es insigni-
ficante y que el CO2 se comporta como un gas ideal.
6.102 Laentalpíadecombustióndelácidobenzoico(C6H5COOH)
por lo general se utiliza como estándar para la calibración
de bombas calorimétricas a volumen constante; su valor,
determinado con exactitud, es de –3 226.7 kJ/mol. Cuando
se queman 1.9862 g de ácido benzoico, la temperatura au-
menta desde 21.84 hasta 25.67°C. ¿Cuál es la capacidad
calorífica del calorímetro? (Suponga que la cantidad de
agua que rodea al calorímetro es exactamente de 2 000 g.)
6.103 La combustión 25.0 g de una mezcla gaseosa de H2 y CH4
libera 2 354 kJ de calor. Calcule la cantidad de cada uno
de los gases en gramos.
6.104 El óxido de calcio (CaO) se utiliza para eliminar el dióxido
de azufre generado por las estaciones eléctricas con base
en la combustión del carbón
2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) ⎯→ 2CaSO4(s)
Calcule el cambio de entalpía para este proceso si a diario
se eliminan 6.6 × 105
g de SO2 mediante este proceso.
6.105 La sal de Glauber, sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4
T10H2O) tiene una transición de fase (es decir, de fusión
o de congelación) a una conveniente temperatura de
32°C:
Na2SO4T10H2O(s) ⎯→ Na2SO4T10H2O(l)
∆H° = 74.4 kJ/mol
Por esta razón, este compuesto se utiliza para regular la
temperatura en los hogares. Se coloca en bolsas de plás-
tico en el techo de una habitación. Durante el día, el pro-
ceso de fusión que es endotérmico absorbe calor de los
alrededores, enfriando la habitación. Durante la noche, li-
bera calor mientras se congela. Calcule la masa de sal de
Glauber, en kilogramos, que se necesita para disminuir
8.2°C la temperatura del aire de una habitación a 1.0 atm.
Las dimensiones de la habitación son de 2.80 m × 10.6 m
× 17.2 m, el calor específico del aire es de 1.2 J/g · °C y la
masa molar del aire puede tomarse como 29.0 g/mol.
6.106 Un globo de 16 m de diámetro se infla con helio a 18°C.
a) Calcule la masa de He en el globo, suponiendo un com-
portamiento ideal. b) Calcule el trabajo realizado (en
joules) durante el proceso de inflado si la presión atmosfé-
rica es de 98.7 kPa.
6.107 Se adiciona un exceso de zinc metálico a 50.0 mL de una
disolución de AgNO3 0.100 M en un calorímetro a presión
constante como el que se muestra en la figura 6.9. Como
resultado de la reacción
Zn(s) + 2Ag+
(ac) ⎯→ Zn2+
(ac) + 2Ag(s)
la temperatura se eleva de 19.25 a 22.17°C. Si la capaci-
dad calorífica del calorímetro es de 98.6 J/°C, calcule el
cambio de entalpía para la reacción anterior con una base
molar. Suponga que la densidad y el calor específico de la
disolución son las mismas que las del agua e ignore los
calores específicos de los metales.
6.108 a) Una persona bebe cuatro vasos de agua fría (3.0°C)
diariamente. El volumen de cada vaso es de 2.5 × 102
mL.
¿Cuánto calor (en kJ) tiene que suministrar el cuerpo para
elevar la temperatura del agua a 37°C, que es la tempera-
tura corporal? b) ¿Cuánto calor pierde el cuerpo si se in-
gieren 8.0 × 102
g de nieve a 0°C para quitar la sed? (La
cantidad de calor necesario para fundir la nieve es de 6.01
kJ/mol.)
6.109 Un manual para conductores establece que la longitud
para detenerse se cuadriplica conforme se duplica la velo-
cidad; es decir, si un automóvil con una velocidad de 25
millas por hora recorre 30 pies antes de detenerse, enton-
ces un automóvil con una velocidad de 50 millas por hora
recorrerá 120 pies antes de detenerse. Justifique esto utili-
zando la mecánica y la primera ley de la termodinámica.
[Suponga que cuando un automóvil se detiene, su energía
cinética (1
2
mu2
) se convierte totalmente en calor.]
6.110 La entalpía estándar de formación de HF(ac), a 25°C, es
de –320.1 kJ/mol; de OH–
(ac) es de –229.6 kJ/mol; de F–
(ac) es de –329.1 kJ/mol y de H2O(l) es de –285.8 kJ/
mol.
a) Calcule la entalpía estándar de neutralización de
HF(ac):
HF(ac) + OH–
(ac) ⎯→ F–
(ac) + H2O(l)
b) Utilizando el valor de –56.2 kJ como el cambio de en-
talpía estándar para la reacción
H+
(ac) + OH–
(ac) ⎯→ H2O(l)
calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción
HF(ac) ⎯→ H+
(ac) + F–
(ac)
6.111 ¿Por qué el frío, el aire húmedo y caliente, y el aire hú-
medo son más desagradables que el aire seco a la misma
06_Chapter 6.indd 268 12/21/09 2:36:19 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-299-320.jpg?cb=1729464304)
![269Problemas especiales
temperatura? (Los calores específicos del vapor de agua y
del aire son aproximadamente 1.9 J/g · °C y 1.0 J/g · °C,
respectivamente.)
6.112 A partir de la entalpía de formación del CO2 y de la si-
guiente información calcule la entalpía estándar de forma-
ción del monóxido de carbono (CO).
CO(g) + 1
2
O2(g) ⎯→ CO2(g)
∆H° = –283.0 kJ/mol
¿Por qué no es posible obtenerlo directamente, midiendo
la entalpía de la siguiente reacción?
C(grafito) + 1
2
O2(g) ⎯→ CO(g)
6.113 Una persona que pesa 46 kg bebe aproximadamente 500 g
de leche, que tiene un valor “calórico” aproximado de 3.0
kJ/g. Si sólo 17% de la energía de la leche se convierte en
trabajo mecánico, ¿hasta qué altura (en metros) podrá su-
bir dicha persona, basándose en esta cantidad de energía?
[Sugerencia: El trabajo realizado durante el ascenso está
dado por mgh, donde m es la masa (en kilogramos), g es la
aceleración gravitacional (9.8 m/s2
) y h es la altura (en
metros)].
6.114 La altura de las cataratas del Niágara, hacia el lado de
Estados Unidos, es de 51 metros. a) Calcule la energía
potencial de 1.0 g de agua en la parte alta de las cataratas
en relación con el nivel del piso. b) ¿Cuál es la velocidad
de caída del agua si toda la energía potencial se convierte
en energía cinética? c) ¿Cuál sería el aumento en la tem-
peratura del agua si toda la energía cinética se transfor-
mara en calor? (Consulte el problema 6.113 para recabar
algunos de los datos necesarios.)
6.115 En el siglo xix, dos científicos llamados Dulong y Petit
observaron que para un elemento sólido, el producto de su
masa molar por su calor específico es aproximadamente
de 25 J/°C. Esta observación, actualmente conocida como
ley de Dulong y Petit, se utilizó para calcular el calor es-
pecífico de los metales. Verifique la ley para los metales
que se encuentran en la tabla 6.2. La ley no se cumple para
uno de los metales. ¿De cuál se trata? ¿Por qué?
6.116 Determine la entalpía estándar de formación del etanol
(C2H5OH) a partir de su entalpía estándar de combustión
(–1 367.4 kJ/mol).
6.117 El acetileno (C2H2) y el benceno (C6H6) tienen la misma
fórmula empírica. De hecho, es posible obtener benceno a
partir de acetileno, como sigue:
3C2H2(g) ⎯→ C6H6(l)
Las entalpías de combustión para C2H2 y C6H6 son de
–1 299.4 kJ/mol y –3 267.4 kJ/mol, respectivamente. Cal-
cule la entalpía estándar de formación de C2H2 y de C6H6
y, con estos valores, el cambio de entalpía para la forma-
ción de C6H6 a partir de C2H2.
6.118 Se coloca un cubo de hielo a 0°C en un vaso desechable de
espuma de poliuretano, que contiene 361 g de un refresco
a 23°C. El calor específico del refresco es aproximada-
mente el mismo que el del agua. Después de que el hielo y
el refresco alcanzan una temperatura de equilibrio de 0°C,
permanece un poco de hielo. Determine la masa de hielo
que se fundió. Ignore la capacidad calorífica del vaso des-
echable. (Sugerencia: Se necesitan 334 J para fundir 1 g
de hielo a 0°C.)
6.119 Una compañía de gas de Massachusetts cobra 1.30 dólares
por 15 pies3
de gas natural (CH4) medido a 20°C y 1.0
atm. Calcule el costo de calentar 200 mL de agua (sufi-
ciente para preparar una taza de café o té) desde 20 hasta
100°C. Suponga que sólo 50% del calor generado por la
combustión se utiliza para calentar el agua, el resto se
pierde en los alrededores.
6.120 Calcule la energía interna de un pequeño dirigible
Goodyear lleno con helio gaseoso a 1.2 × 105
Pa. El volu-
men del dirigible es de 5.5 × 103
m3
. Si toda la energía se
utiliza para calentar 10.0 toneladas de cobre a 21°C, cal-
cule la temperatura final del metal. (Sugerencia: Vea la
sección 5.7 para calcular la energía interna de un gas.
1 ton = 9.072 × 105
g.)
6.121 En general, las reacciones de descomposición son endo-
térmicas, en tanto que las reacciones de combinación son
exotérmicas. Proporcione una explicación cualitativa para
estas tendencias.
6.122 El acetileno (C2H2) se puede obtener por la reacción de
carburo de calcio (CaC2) con agua. a) Escriba una ecua-
ción para la reacción. b) ¿Cuál es la cantidad máxima de
calor (en joules) que se obtiene por la combustión de ace-
tileno, empezando con 74.6 g de CaC2?
6.123 La temperatura promedio en los desiertos es alta durante
el día pero muy baja durante la noche, en tanto que en re-
giones a lo largo de la línea costera es más moderada.
Explique.
6.124 Cuando se quema 1.034 g de naftaleno (C10H8) en una
bomba calorimétrica a volumen constante a 298 K, se li-
beran 41.56 kJ de calor. Calcule ∆E y ∆H para la reac-
ción sobre una base molar.
6.125 Desde un punto de vista termoquímico, explique por qué
un extintor de dióxido de carbono o agua no se debe utili-
zar en un incendio con magnesio.
Problemas especiales
6.126 Calcule ∆E para la siguiente reacción a 298 K
2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l)
6.127 El término cal incluye al óxido de calcio (CaO, también
llamado cal viva) y al hidróxido de calcio [Ca(OH)2, tam-
bién llamado cal apagada]. Se utiliza en siderurgia para
eliminar impurezas ácidas, en el control de la contamina-
06_Chapter 6.indd 269 12/21/09 2:36:20 PM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-300-320.jpg?cb=1729464304)
![¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante la transición desde
el estado ni = 5 al estado nf = 2 en el átomo de hidrógeno?
Estrategia Tenemos la información de los estados inicial y final en el proceso de emisión.
Podemos calcular la energía del fotón emitido mediante la ecuación (7.6). Después, a partir de
las ecuaciones (7.2) y (7.1) podemos encontrar el valor de la longitud de onda del fotón. En el
texto se proporciona el valor de la constante de Rydberg.
Solución Con base en la ecuación (7.6) escribimos
E R
n n
=
= ×
H
i f
J
1 1
2 18 10
1
5
2 2
18
2
–
.
–
––
– .
–
1
2
4 58 10
2
19
= × J
� ¢ ≤
¢ ≤
El signo negativo indica que esta energía está asociada al proceso de emisión. Para calcular la
longitud de onda omitiremos el signo menos de ∆E porque la longitud de onda del fotón debe
ser positiva. Debido a que ∆E = hν o ν = ∆E/h podemos calcular la longitud de onda del
fotón mediante
Verificación La longitud de onda se encuentra en la región visible de la región
electromagnética (vea la figura 7.4). Esto coincide con el hecho de que, como nf = 2, esta
transición da origen a una línea espectral en la serie de Balmer (vea la figura 7.6).
Ejercicio de práctica ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido
durante la transición del estado ni = 6 al estado nf = 4 en el átomo de H?
representa un nivel de energía permitido para el electrón del átomo de hidrógeno; estos niveles
se indican con su número cuántico principal.
El ejemplo 7.4 muestra el empleo de la ecuación (7.6).
El signo negativo es congruente con el
convenio de que la energía se desprende
hacia el área circundante.
Problemas similares: 7.31, 7.32.
EjEmplo 7.4
λ =
=
=
× × ⋅
c
v
ch
E
( .
.
3 00 10
4 5
8
m/s)(6.63 10 J s)
–34
88 10
4 34 10
4 34 10
19
7
7
×
= ×
= × ×
×
–
–
–
.
.
J
m
m
1 nm
1 10
––9
m
nm= 434
�
¢ ≤
Revisión de conceptos
Calcule la energía necesaria para ionizar un átomo de hidrógeno en su estado
fundamental. [Aplique la ecuación (7.6) para un proceso de absorción.]
El ensayo de Química en acción de la página 288 analiza un tipo especial de emisión
atómica: los láser.
2877.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno
07_Chapter 7.indd 287 12/22/09 11:14:11 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-318-320.jpg?cb=1729464304)
![dentro. El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el comporta-
miento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.
El número cuántico principal (n)
El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc., y corresponde
al número cuántico en la ecuación (7.5). En el átomo de hidrógeno, el valor de n define la
energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para átomos polielectrónicos, como ve-
remos en breve. El número cuántico principal también se relaciona con la longitud promedio
del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuanto más grande es el valor de n, mayor es
la longitud entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en consecuencia, el orbital
es más grande.
El número cuántico del momento angular (ℓ)
El número cuántico del momento angular (ℓ) expresa la “forma” de los orbitales (vea la sec-
ción 7.7). Los valores de ℓ dependen del valor del número cuántico principal, n. Para cierto
valor de n, ℓ tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n – 1). Para n = 1 sólo existe
un posible valor de ℓ; es decir, ℓ = n – 1 = 1 – 1 = 0. Si n = 2, ℓ puede tener dos valores: 0 y 1.
Si n = 3, ℓ puede tener tres valores: 0, 1 y 2. El valor de ℓ se designa con las letras s, p, d,. . .
de la siguiente forma:
ℓ 0 1 2 3 4 5
Nombre del orbital s p d f g h
Por tanto, si ℓ = 0, tenemos un orbital s, si ℓ = 1, tenemos un orbital p, y así sucesivamente.
La secuencia especial de letras (s, p y d) tiene origen histórico. Los físicos que estudia-
ron los espectros de emisión atómica intentaban relacionar las líneas espectrales detectadas
con los estados de energía asociados a las transiciones. Observaron que algunas líneas eran fi-
nas (sharp, en inglés), otras eran más bien difusas, y algunas eran muy intensas y se referían a
ellas como principales. Por esta razón, asignaron las letras iniciales del adjetivo que calificaba
a cada línea con dichos estados de energía. Sin embargo, después de la letra d, el orbital se de-
signa siguiendo un orden alfabético, comenzando con la letra f (para el estado fundamental).
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como
nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de n y ℓ se conocen como subnivel
o subcapa. Por ejemplo, el nivel con n = 2 está formado de dos subniveles, ℓ = 0, y 1 (los
valores permitidos para n = 2). Éstos corresponden a los subniveles 2s y 2p, donde 2 expresa
el valor de n, y s y p se refieren al valor de ℓ.
El número cuántico magnético (mℓ)
El número cuántico magnético (mℓ) describe la orientación del orbital en el espacio (que se
estudia en la sección 7.7). Dentro de un subnivel, el valor de mℓ depende del valor que tenga
el número cuántico del momento angular, ℓ. Para cierto valor de ℓ existen (2ℓ + 1) valores
enteros de mℓ, como sigue:
– ,(– ), , ( ), … … + + − +1 0 1
Si ℓ = 0, entonces mℓ = 0. Si ℓ = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de mℓ, es
decir, –1, 0 y 1. Si ℓ = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de mℓ, es decir, –2, –1, 0, 1 y 2.
La ecuación (7.5) se aplica sólo para el
átomo de hidrógeno.
El valor de ℓ se fija con base en el tipo de
orbital.
Recuerde que el “2” en 2s se refiere al
valor de n, y “s” simboliza el valor de ℓ.
2957.6 Números cuánticos
07_Chapter 7.indd 295 12/22/09 11:14:59 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-326-320.jpg?cb=1729464304)
![netos se reforzarían mutuamente. Esta distribución haría del helio un gas paramagnético [figu-
ra 7.25a)]. Las sustancias paramagnéticas son aquellas que contienen espines no apareados
y son atraídas por un imán. Por otra parte, si los espines del electrón están apareados o son
antiparalelos (↑↓ o ↓↑), los efectos magnéticos se cancelan y el átomo es diamagnético [figura
7.25b)]. Las sustancias diamagnéticas no contienen espines no apareados y son repelidas
ligeramente por un imán.
Las mediciones de las propiedades magnéticas proporcionan la evidencia más directa
de las configuraciones electrónicas específicas de los elementos. El progreso alcanzado en el
diseño de instrumentos en los últimos 30 años permite no sólo determinar si un átomo es para-
magnético, sino también saber cuántos electrones no apareados están presentes (figura 7.26).
Los resultados experimentales indican que el átomo de helio es diamagnético en su estado
fundamental. Por tanto, los dos electrones en el orbital 1s deben estar apareados de acuerdo
con el principio de exclusión de Pauli y el gas de helio es diamagnético. Conviene tener pre-
sente que cualquier átomo que tenga un número impar de electrones siempre tendrá uno o
más espines no apareados dado que se necesita un número par de electrones para completar el
apareamiento. Por otra parte, los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser
diamagnéticos o paramagnéticos. Más adelante veremos el origen de este comportamiento.
El átomo de litio (Z = 3) es otro de los ejemplos a examinar. Este átomo tiene tres electro-
nes, pero el tercero no puede ocupar el orbital 1s porque sería inevitable que tuviera los cuatro
números cuánticos iguales al de uno de los dos primeros electrones. Como consecuencia, este
electrón “entra” en el siguiente orbital (de energía superior), que corresponde al orbital 2s (vea
la figura 7.23). La configuración electrónica del litio es 1s2
2s1
y su diagrama de orbital es
Li
1s2
2s1
hhg
El átomo de litio tiene un electrón desapareado y por consiguiente es paramagnético.
El efecto pantalla en los átomos polielectrónicos
Las mediciones experimentales indican que el orbital 2s se encuentra en un nivel de ener-
gía menor que el del orbital 2p. ¿A qué se debe esto? Si se comparan las configuracio-
nes electrónicas 1s2
2s1
y 1s2
2p1
se encuentra que en ambos casos el orbital 1s se llena con dos
electrones. Como los orbitales 2s y 2p son más grandes que el orbital 1s, un electrón situado en
cualesquiera de esos orbitales pasará (en promedio) más tiempo lejos del núcleo que un elec-
trón de un orbital 1s. Se dice que un electrón en orbitales 2s o 2p está parcialmente “apantallado”
de la fuerza de atracción del núcleo por los electrones 1s. La consecuencia importante de es-
te efecto pantalla es que disminuye la atracción electrostática entre los protones del núcleo y
el electrón del orbital 2s o 2p.
La densidad electrónica cambia al aumentar la longitud al núcleo en una forma que de-
pende del tipo de orbital. Aunque un electrón en 2s pasa (en promedio) más tiempo cerca del
núcleo que un electrón en 2p, la densidad cerca del núcleo es mayor para un electrón en 2s
(vea en la figura 7.27 el máximo más pequeño para el orbital 2s). Por esta razón, se dice que el
orbital 2s es “más penetrante” que el orbital 2p, y está menos apantallado por los electrones en
1s. De hecho, para el mismo número cuántico principal n, el poder de penetración disminuye
con el aumento en el número cuántico del momento angular ℓ, es decir,
s > p > d > f > . . .
Dado que la estabilidad de un electrón está determinada por la fuerza de atracción del núcleo
se infiere que un electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p. Dicho de otra
forma, quitar un electrón en 2p demanda menos energía que la necesaria para un electrón en
Figura 7.26 Inicialmente la
sustancia paramagnética se pesó
en una balanza. Cuando el
electroimán se encendió, la
balanza se desequilibró debido
a que el tubo de muestra se llevó
al interior del campo magnético.
Una vez que se conoce la
concentración y masa adicional
necesaria para restablecer el
equilibrio, es posible calcular
el número de electrones
desapareados en la sustancia.
Figura 7.27 Gráficos de proba-
bilidad radial (vea la figura 7.18)
para los orbitales 1s, 2s y 2p. Los
electrones 1s apantallan eficaz-
mente a los electrones 2s y 2p
del núcleo. El orbital 2s es más
penetrante que el orbital 2p.
Electroimán
Sustancia
paramagnética
Probabilidadradial
Longitud del núcleo
1s
2p
2s
3037.8 Configuración electrónica
07_Chapter 7.indd 303 12/22/09 11:15:59 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-334-320.jpg?cb=1729464304)
![En este punto resumamos lo que el examen de los primeros diez elementos nos ha revela-
do acerca de las configuraciones electrónicas en estado fundamental y las propiedades de los
electrones en los átomos:
1. No puede haber dos electrones en el mismo átomo con los mismos cuatro números cuán-
ticos. Éste es el principio de exclusión de Pauli.
2. Cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines
opuestos, o diferentes números cuánticos de espín electrónico.
3. La configuración electrónica más estable en un subnivel es aquella que tiene el mayor
número de espines paralelos. Ésta es la regla de Hund.
4. Los átomos paramagnéticos son aquellos en los que uno o más electrones están no apa-
reados. Los átomos diamagnéticos son aquellos en los que todos los espines electrónicos
están apareados.
5. En un átomo de hidrógeno, la energía del electrón depende sólo de su número cuántico
principal n. En un átomo polielectrónico, la energía de un electrón depende tanto de n
como de su número cuántico del momento angular ℓ.
6. En un átomo polielectrónico los subniveles se llenan en el orden mostrado en la figura
7.21.
7. Para los electrones del mismo número cuántico principal, su poder penetrante o proxi-
midad al núcleo disminuye en orden s > p > d > f. Esto significa que, por ejemplo, se
requiere más energía para separar un electrón 3s de un átomo polielectrónico que la que
se requiere para separar un electrón 3p.
7.9 El principio de construcción
En este apartado aplicamos al resto de los elementos las reglas utilizadas para escribir las confi-
guraciones electrónicas de los 10 primeros elementos. Este procedimiento se fundamenta en el
principio de Aufbau. El principio de Aufbau establece que cuando los protones se incorporan
al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma for-
ma a los orbitales atómicos. Este procedimiento da un conocimiento preciso de las configura-
ciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental. Como veremos más adelante, el
conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las
propiedades de los elementos; además, explica por qué la tabla periódica funciona tan bien.
La tabla 7.3 muestra las configuraciones electrónicas de los elementos en su estado fun-
damental, desde el H (Z = 1) hasta el Rg (Z = 111). Con excepción del hidrógeno y del helio,
las configuraciones electrónicas de todos los elementos se representan por un núcleo de gas
noble, que muestra entre paréntesis el símbolo del gas noble que antecede al elemento a con-
siderar, seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que ocupan los niveles
externos. Observe que las configuraciones electrónicas de los subniveles superiores llenos en
los niveles externos de los elementos que van del sodio (Z = 11) al argón (Z = 18) siguen un
patrón semejante a las de los elementos litio (Z = 3) hasta el neón (Z = 10).
Como se mencionó en la sección 7.7, en un átomo polielectrónico primero se llena el sub-
nivel 4s y después el 3d (vea la figura 7.24). Por tanto, la configuración electrónica del potasio
(Z = 19) es 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
. Dado que 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
es la configuración electrónica del
argón, resulta más sencillo escribir la configuración electrónica del potasio como [Ar]4s1
,
donde [Ar] representa el “núcleo del argón”. De la misma forma podemos escribir la configu-
ración electrónica del calcio (Z = 20) como [Ar]4s2
. La colocación del electrón más externo
del potasio en el orbital 4s (y no en el 3d) se sustenta en las evidencias experimentales. Las
siguientes comparaciones también sugieren que ésta es la configuración correcta. Las propie-
dades químicas del potasio son parecidas a las del litio y el sodio, los primeros dos miembros
de los metales alcalinos. En estos dos elementos, el último electrón está en un orbital s (no
hay ambigüedad en la asignación de sus configuraciones electrónicas); en consecuencia, cabe
esperar que el último electrón del potasio ocupe el orbital 4s en lugar del 3d.
El vocablo alemán “Aufbau” significa
“construcción”.
Los gases nobles.
1A
2A 3A 4A 5A 6A 7A
8A
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
3077.9 El principio de construcción
07_Chapter 7.indd 307 12/22/09 11:16:12 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-338-320.jpg?cb=1729464304)
![308 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos
TABlA 7.3 Configuración electrónica de los elementos en su estado fundamental*
Número Configuración Número Configuración Número Configuración
atómico Símbolo electrónica atómico Símbolo electrónica atómico Símbolo electrónica
1 H 1s1
38 Sr [Kr]5s2
75 Re [Xe]6s2
4f14
5d5
2 He 1s2
39 Y [Kr]5s2
4d1
76 Os [Xe]6s2
4f14
5d6
3 Li [He]2s1
40 Zr [Kr]5s2
4d2
77 Ir [Xe]6s2
4f14
5d7
4 Be [He]2s2
41 Nb [Kr]5s1
4d4
78 Pt [Xe]6s1
4f14
5d9
5 B [He]2s2
2p1
42 Mo [Kr]5s1
4d5
79 Au [Xe]6s1
4f14
5d10
6 C [He]2s2
2p2
43 Tc [Kr]5s2
4d5
80 Hg [Xe]6s2
4f14
5d10
7 N [He]2s2
2p3
44 Ru [Kr]5s1
4d7
81 Tl [Xe]6s2
4f14
5d10
6p1
8 O [He]2s2
2p4
45 Rh [Kr]5s1
4d8
82 Pb [Xe]6s2
4f 14
5d10
6p2
9 F [He]2s2
2p5
46 Pd [Kr]4d10
83 Bi [Xe]6s2
4f14
5d10
6p3
10 Ne [He]2s2
2p6
47 Ag [Kr]5s1
4d10
84 Po [Xe]6s2
4f14
5d10
6p4
11 Na [Ne]3s1
48 Cd [Kr]5s2
4d10
85 At [Xe]6s2
4f14
5d10
6p5
12 Mg [Ne]3s2
49 In [Kr]5s2
4d10
5p1
86 Rn [Xe]6s2
4f14
5d10
6p6
13 Al [Ne]3s2
3p1
50 Sn [Kr]5s2
4d10
5p2
87 Fr [Rn]7s1
14 Si [Ne]3s2
3p2
51 Sb [Kr]5s2
4d10
5p3
88 Ra [Rn]7s2
15 P [Ne]3s2
3p3
52 Te [Kr]5s2
4d10
5p4
89 Ac [Rn]7s2
6d1
16 S [Ne]3s2
3p4
53 I [Kr]5s2
4d10
5p5
90 Th [Rn]7s2
6d2
17 Cl [Ne]3s2
3p5
54 Xe [Kr]5s2
4d10
5p6
91 Pa [Rn]7s2
5f 2
6d1
18 Ar [Ne]3s2
3p6
55 Cs [Xe]6s1
92 U [Rn]7s2
5f 3
6d1
19 K [Ar]4s1
56 Ba [Xe]6s2
93 Np [Rn]7s2
5f 4
6d1
20 Ca [Ar]4s2
57 La [Xe]6s2
5d1
94 Pu [Rn]7s2
5f 6
21 Sc [Ar]4s2
3d1
58 Ce [Xe]6s2
4f1
5d1
95 Am [Rn]7s2
5f 7
22 Ti [Ar]4s2
3d2
59 Pr [Xe]6s2
4f 3
96 Cm [Rn]7s2
5f 7
6d1
23 V [Ar]4s2
3d3
60 Nd [Xe]6s2
4f 4
97 Bk [Rn]7s2
5f 9
24 Cr [Ar]4s1
3d5
61 Pm [Xe]6s2
4f 5
98 Cf [Rn]7s2
5f10
25 Mn [Ar]4s2
3d5
62 Sm [Xe]6s2
4f 6
99 Es [Rn]7s2
5f11
26 Fe [Ar]4s2
3d6
63 Eu [Xe]6s2
4f 7
100 Fm [Rn]7s2
5f 12
27 Co [Ar]4s2
3d7
64 Gd [Xe]6s2
4f 7
5d1
101 Md [Rn]7s2
5f13
28 Ni [Ar]4s2
3d8
65 Tb [Xe]6s2
4f 9
102 No [Rn]7s2
5f14
29 Cu [Ar]4s1
3d10
66 Dy [Xe]6s2
4f10
103 Lr [Rn]7s2
5f 14
6d1
30 Zn [Ar]4s2
3d10
67 Ho [Xe]6s2
4f11
104 Rf [Rn]7s2
5f14
6d2
31 Ga [Ar]4s2
3d10
4p1
68 Er [Xe]6s2
4f12
105 Db [Rn]7s2
5f14
6d3
32 Ge [Ar]4s2
3d10
4p2
69 Tm [Xe]6s2
4f13
106 Sg [Rn]7s2
5f14
6d4
33 As [Ar]4s2
3d10
4p3
70 Yb [Xe]6s2
4f14
107 Bh [Rn]7s2
5f14
6d5
34 Se [Ar]4s2
3d10
4p4
71 Lu [Xe]6s2
4f14
5d1
108 Hs [Rn]7s2
5f14
6d6
35 Br [Ar]4s2
3d10
4p5
72 Hf [Xe]6s2
4f14
5d2
109 Mt [Rn]7s2
5f14
6d7
36 Kr [Ar]4s2
3d10
4p6
73 Ta [Xe]6s2
4f14
5d3
110 Ds [Rn]7s2
5f14
6d8
37 Rb [Kr]5s1
74 W [Xe]6s2
4f14
5d4
111 Rg [Rn]7s2
5f14
6d9
* El símbolo [He] se denomina núcleo de helio y representa 1s2
. [Ne] se denomina núcleo de neón y representa 1s2
2s2
2p6
. [Ar] se denomina núcleo de argón y representa
[Ne]3s2
3p6
. [Kr] se denomina núcleo de kriptón y representa [Ar]4s2
3d10
4p6
. [Xe] se denomina núcleo de xenón y representa [Kr]5s2
4d10
5p6
. [Rn] se denomina núcleo de
radón y representa [Xe]6s2
4f14
5d10
6p6
.
07_Chapter 7.indd 308 12/22/09 11:16:18 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-339-320.jpg?cb=1729464304)
![Los elementos que van del escandio (Z = 21) al cobre (Z = 29) son metales de transición.
En los metales de transición, los subniveles d están parcialmente llenos, o forman cationes
con facilidad que tienen este subnivel incompleto. Consideremos la primera serie de metales
de transición, desde el escandio hasta el cobre. En esta serie, los electrones adicionales se
acomodan en los orbitales 3d siguiendo la regla de Hund. Sin embargo, hay dos irregularida-
des. La configuración electrónica del cromo (Z = 24) es [Ar]4s1
3d5
y no [Ar]4s2
3d4
, como se
podría esperar. En el cobre se observa el mismo patrón, ya que su configuración electrónica
es [Ar]4s1
3d10
en lugar de [Ar]4s2
3d9
. Esta distribución se explica porque hay una estabilidad
ligeramente mayor con los subniveles casi llenos (3d5
) y completamente llenos (3d10
). Los
electrones que se encuentran en el mismo subnivel (en este caso, los orbitales d) tienen la mis-
ma energía pero distinta distribución espacial. En consecuencia, su apantallamiento mutuo es
relativamente pequeño y el núcleo los atrae con mayor fuerza cuando tienen la configuración
3d5
. De acuerdo con la regla de Hund, el diagrama de orbital para el Cr es
Cr [Ar]
4s1
3d5
hhhhhh
Así, el Cr tiene un total de seis electrones no apareados. El diagrama de orbital para el cobre
es
Cu [Ar]
4s1
3d10
hghghghghgh
De nuevo, en este caso también se gana más estabilidad con el subnivel 3d completamente lle-
no. En general, los subniveles casi llenos y completamente llenos tienen mayor estabilidad.
Los subniveles 4s y 4p se llenan con el patrón más sencillo en los elementos que van del
Zn (Z = 30) al Kr (Z = 36). En el rubidio (Z = 37), los electrones comienzan a entrar por el
nivel de energía n = 5.
Las configuraciones electrónicas de los metales de la segunda serie de transición [itrio
(Z = 39) hasta plata (Z = 47)] también son irregulares, aunque aquí no se dan más detalles.
El sexto periodo de la tabla periódica comienza con cesio (Z = 55) y bario (Z = 56), que
tienen las configuraciones electrónicas [Xe]6s1
y [Xe]6s2
, respectivamente. Luego va el lanta-
no (Z = 57). Según la figura 7.24, esperaríamos que después de llenar el orbital 6s, los demás
electrones se acomodaran en los orbitales 4f. La realidad es que las energías de los orbitales 5d
y 4f son muy parecidas. De hecho, en el lantano el orbital 4f es un poco más energético que el
5d, de ahí que su configuración electrónica sea [Xe]6s2
5d1
en lugar de [Xe]6s2
4f 1
.
Después del lantano siguen los 14 elementos que forman la serie de los lantánidos o de
las tierras raras, que van del cerio (Z = 58) al lutecio (Z = 71). Los metales de esta serie tienen
los subniveles 4f parcialmente llenos o con facilidad forman cationes que tienen estos subni-
veles incompletos. Los electrones que se suman se acomodan en los orbitales 4f. Este subnivel
se llena totalmente en el lutecio, y el siguiente electrón entra en el subnivel 5d. Observe que
la configuración electrónica del gadolinio (Z = 64) es [Xe]6s2
4f 7
5d1
en lugar de [Xe]6s2
4f 8
.
Como el cromo, el gadolinio gana más estabilidad con el subnivel (4f7
) semilleno.
Los metales de la tercera serie de transición, incluidos el lantano y el hafnio (Z = 72)
hasta llegar al oro (Z = 79), se distinguen porque tienen lleno el subnivel 5d. Con Hg (Z = 80),
los orbitales 6s y 5d ahora se llenan. Después se llena el subnivel 6p y este patrón continúa
hasta el radón (Z = 86).
La última hilera de elementos corresponde a la serie de los actínidos, que comienza con
el torio (Z = 90). Muy pocos de estos elementos se encuentran en la naturaleza; la mayor
parte se ha sintetizado.
Con algunas excepciones, es factible escribir la configuración electrónica de cualquier
elemento empleando como guía la figura 7.24. Con los elementos que se debe tener más cui-
dado es con los metales de transición, los lantánidos y los actínidos. Como se señaló antes,
para valores grandes del número cuántico principal n, el orden de llenado de un subnivel en un
elemento puede cambiar para el siguiente elemento. En la figura 7.28 se agrupan los elemen-
tos según el tipo de subnivel que ocupan los electrones más externos.
Los metales de transición.
8B 1B 2B3B 4B 5B 6B 7B
3097.9 El principio de la construcción
07_Chapter 7.indd 309 12/22/09 11:16:22 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-340-320.jpg?cb=1729464304)
![310 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos
Figura 7.28 Clasificación de los
grupos de elementos en la tabla
periódica de acuerdo con el tipo
de subnivel externo llenado por
los electrones.
1s 1s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
2s
3s
4s 3d
4d
5d
6d
5s
6s
7s
4f
5f
S
Pd
1A
2A 3A 4A 5A 6A 7A
8A
8B 1B 2B3B 4B 5B 6B 7B
EjEmplo 7.11
Escriba las configuraciones electrónicas a) del azufre (S) y b) del paladio (Pd) en su estado
fundamental. El paladio es diamagnético.
a) Estrategia ¿Cuántos electrones hay en el átomo de S (Z = 16)? Comenzamos con n = 1
y seguimos llenando orbitales en el orden mostrado en la figura 7.24. Para cada valor de ℓ,
asignamos los valores posibles de mℓ. Podemos colocar los electrones en los orbitales de
acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund y después escribir la
configuración electrónica. La tarea se simplifica si utilizamos el núcleo de gas noble que
precede al S para los electrones internos.
Solución El azufre tiene 16 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Ne]. (Ne es
el gas noble en el periodo que precede al azufre.) [Ne] representa 1s2
2s2
2p6
. Esto deja seis
electrones para llenar el subnivel 3s y llenar parcialmente el subnivel 3p. Así, la configuración
electrónica del S es o .
b) Estrategia Podemos utilizar el mismo método que en a). ¿Qué implica que se afirme que
el Pd es un elemento diamagnético?
Solución El paladio tiene 46 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Kr]. (El Kr
es el gas noble en el periodo que antecede al paladio.) [Kr] representa
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
Los 10 electrones restantes se distribuyen entre los orbitales 4d y 5s. Las tres elecciones son
1) 4d10
, 2) 4d9
5s1
y 3) 4d8
5s2
. Debido a que el paladio es diamagnético, todos los electrones
se aparean y su configuración electrónica debe ser
o simplemente . Las configuraciones en 2) y 3) representan elementos
paramagnéticos.
Verificación Para confirmar la respuesta, escriba los diagramas orbitales de 1), 2) y 3).
Ejercicio de práctica Escriba la configuración electrónica del estado fundamental del
fósforo (P).
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
4d10
[Kr]4d10
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
[Ne]3s2
3p4
Revisión de conceptos
Identifique el átomo que tiene la siguiente configuración electrónica de estado
fundamental [Ar]4s2
3d6
.
Problemas similares: 7.87, 7.88.
07_Chapter 7.indd 310 12/22/09 11:16:25 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-341-320.jpg?cb=1729464304)
![en un estado excitado. En seguida se muestran las configu-
raciones electrónicas de algunos átomos excitados. Identi-
fique estos átomos y escriba sus configuraciones elec-
trónicas en el estado fundamental:
a) 1s1
2s1
b) 1s2
2s2
2p2
3d1
c) 1s2
2s2
2p6
4s1
d) [Ar]4s1
3d10
4p4
e) [Ne]3s2
3p4
3d1
7.115 Dibuje los diagramas de orbital de los átomos que tienen
las siguientes configuraciones electrónicas:
a) 1s2
2s2
2p5
b) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
c) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d7
7.116 Si Rutherford y sus colaboradores hubieran utilizado elec-
trones en lugar de partículas alfa para demostrar la estruc-
tura del núcleo, como se describe en la sección 2.2, ¿qué
hubieran descubierto?
7.117 Los científicos han encontrado átomos de hidrógeno inter-
estelar que tienen número cuántico n del orden de varios
cientos. Calcule la longitud de onda de la luz emitida
cuando un átomo de H experimenta una transición de n =
236 a n = 235. ¿En qué región del espectro electromagné-
tico cae esta longitud de onda?
7.118 Calcule la longitud de onda de un átomo de helio cuya
rapidez es igual a la raíz de la rapidez cuadrática media a
20°C.
7.119 La energía de ionización es la mínima requerida para qui-
tar un electrón de un átomo. Esta energía suele estar ex-
presada en unidades de kJ/mol, es decir, la energía en
kilojoules necesaria para un mol de electrones a un mol de
átomos. a) Calcule la energía de ionización del átomo
de hidrógeno. b) Repita el cálculo para la remoción de
electrones desde el estado n = 2.
7.120 Un electrón de un átomo de hidrógeno se excita desde el
estado fundamental al estado n = 4. Indique (con falso o
verdadero) qué tan ciertos son los siguientes enunciados:
a) n = 4 es el primer estado excitado.
b) Ionizar (quitar) un electrón desde n = 4 demanda más
energía que desde el estado fundamental.
c) El electrón está más alejado (en promedio) del núcleo
en el estado n = 4 que en el estado fundamental.
d) La longitud de onda de la luz emitida cuando el elec-
trón cae del nivel n = 4 al nivel n = 1 es mayor que cuando
lo hace desde n = 4 hasta n = 2.
e) La longitud de onda que absorbe el átomo al pasar del
nivel n = 1 hasta n = 4 es idéntica a la de la luz emitida
cuando pasa desde n = 4 hasta n = 1.
7.121 La energía de ionización de cierto elemento es de 412 kJ/
mol (vea el problema 7.119). Sin embargo, cuando los
átomos de este elemento están en el primer estado exci-
tado, la energía de ionización es de sólo 126 kJ/mol. Con
base en esta información, calcule la longitud de onda de la
luz emitida durante la transición desde el primer estado
excitado hasta el estado fundamental.
7.122 Los alveolos son finos sacos de aire de los pulmones (vea
el problema 5.132) que tienen un diámetro promedio de
5.0 × 10–5
m. Suponga que una molécula de oxígeno (5.3
× 10–26
kg) queda atrapada en uno de estos sacos. Calcule
la incertidumbre asociada a la velocidad de esta molécula.
(Sugerencia: La máxima incertidumbre en la posición de
la molécula está dada por el diámetro del alveolo.)
7.123 ¿Cuántos fotones deben ser absorbidos a 660 nm para fun-
dir 5.0 × 102
g de hielo? En promedio, ¿cuántas moléculas
de H2O de hielo se transforman en agua líquida por cada
fotón? (Sugerencia: Para fundir 1 g de hielo a 0°C se ne-
cesitan 334 J.)
7.124 En seguida se muestra parte de los diagramas de orbital
que representan las configuraciones electrónicas de cier-
tos elementos en su estado fundamental. ¿Cuál de estos
diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál
viola la regla de Hund?
7.125 La luz UV que broncea la piel cae en la región de 320 a
400 nm. Calcule la energía total (en joules) que absorbe
una persona expuesta a esta radiación durante 2.0 horas,
dado que en un intervalo de 80 nm (320 a 400 nm) chocan
un total de 2.0 × 1016
fotones en la superficie de la Tierra
por centímetro cuadrado por segundo y el área corporal
expuesta es de 0.45 m2
. Suponga que el cuerpo absorbe
sólo la mitad de la radiación y refleja el resto. (Sugeren-
cia: Utilice una longitud de onda promedio de 360 nm
para calcular la energía de un fotón.)
7.126 El Sol se rodea de un círculo blanco de material gaseoso
llamado corona, que sólo es visible durante un eclipse to-
tal de Sol. La temperatura de la corona es de varios millo-
nes de grados Celsius, suficiente para romper las moléculas
y quitar algunos o todos los electrones de los átomos. Los
astronautas han estimado la temperatura de la corona exa-
minando las líneas de emisión de los iones de algunos
elementos, por ejemplo, analizando el espectro de emisión
de los iones Fe14+
. Si se sabe que para convertir Fe13+
en
Fe14+
se precisan 3.5 × 104
kJ/mol, estime la temperatura
de la corona del Sol. (Sugerencia: La energía cinética pro-
medio de un mol de gas es de 3
–2
RT.)
7.127 En 1996, los físicos produjeron un antiátomo de hidró-
geno. En este átomo, que equivale a la antimateria de un
átomo ordinario, las cargas eléctricas de todas las partícu-
las que lo forman están invertidas. Así, el núcleo de un
antiátomo se forma de un antiprotón, con una masa igual
a la del protón pero con carga negativa, mientras que en
lugar del electrón existe un antielectrón (también cono-
a) b) c)
d) e)
f)
hghggghghg
hgghhhhhhhg
hhghghghhhhh
317Preguntas y problemas
07_Chapter 7.indd 317 12/22/09 11:16:47 AM](https://image.slidesharecdn.com/qumicaraymondchang10maedicin-140901005249-phpapp02/85/Quimica-raymond-chang-10ma-edicion-348-320.jpg?cb=1729464304)
Química raymond chang 10ma edición
- 2. q u í m i c a 00_FRONT MATTER.indd 1 12/22/09 6:04:53 PM
- 3. RevisoRes técnicos MéXico Alicia Blanco Aquino universidad de Guadalajara Alejandra Montes servín Escuela Superior de ingeniería mecánica y Eléctrica del instituto Politécnico Nacional Rosario Alicia Gálvez chan instituto Tecnológico de Sonora violeta Luz María Bravo Hernández Facultad de contaduría, uNam Randall Gregory Jesus coffie Goedhoop Tecnológico de monterrey, campus Guadalajara teresita Guadalupe Avalos Munguía universidad de Guadalajara José Arturo León velázquez universidad autónoma de Sinaloa Julio Óscar Quintana Grado universidad autónoma de chihuahua Luis Alfonso Guerrero Rodríguez universidad Panamericana campus Bonaterra nely Ríos Donato universidad de Guadalajara oralia orduño Fragoza universidad de Sonora Fredy cuéllar Robles instituto Tecnológico de Toluca Ma. Luisa Martínez Medel universidad iberoamericana León víctor Hugo del valle Muñoz universidad anáhuac Amador osorio Pérez universidad autónoma de Sinaloa coLoMBiA carlos Alberto Arango M universidad icesi Óscar eduardo osorno Reyes universidad Nacional de colombia Jorge Hernando castañeda Lizarazo universidad de américa Germán viveros cobo colegio Lacordaire - Dominicos Jorge e. Granados A Fundación universidad autónoma de colombia PeRÚ susana esther Morales cabeza universidad Nacional de Piura tulio Guido vignolo Boggio universidad Nacional de Piura césar Augusto Loayza Morales universidad Nacional del centro del Perú 00_FRONT MATTER.indd 2 12/22/09 6:04:54 PM
- 4. q u í m i c a Décima EDición Raymond chang Williams College Revisión técnica Rodolfo Álvarez Manzo Departamento de Química Orgánica Facultad de Química Universidad Nacional Autónoma de México silvia Ponce López Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey, Campus Monterrey Rosa Zugazagoitia Herranz Universidad Autónoma Metropolitana Unidad Xochimilco MÉXICO • BOGOTÁ • BUENOS AIRES • CARACAS • GUATEMALA • MADRID • NUEVA YORK SAN JUAN • SANTIAGO • SÃO pAULO • AUCKLAND • LONDRES • MILÁN • MONTREAL NUEVA DELHI • SAN FRANCISCO • SINGApUR • ST. LOUIS • SIDNEY • TORONTO 00_FRONT MATTER.indd 3 12/22/09 6:04:59 PM
- 5. Director Higher education: miguel Ángel Toledo castellanos editor sponsor: Pablo E. Roig V. coordinadora editorial: marcela i. Rocha martínez editora de desarrollo: ana L. Delgado Rodríguez supervisor de producción: Zeferino García García traducción: Erika Jasso Hernán D’Borneville QuíMicA Décima edición Prohibida la reproducción total o parcial de esta obra, por cualquier medio, sin la autorización escrita del editor. DEREcHOS RESERVaDOS © 2010 respecto a la sexta edición en español por mcGRaW-HiLL/iNTERamERicaNa EDiTORES, S.a. DE c.V. A Subsidiary of The McGraw-Hill Companies, Inc. Edificio Punta Santa Fe Prolongación Paseo de la Reforma 1015, Torre a Piso 17, colonia Desarrollo Santa Fe, Delegación Álvaro Obregón c.P. 01376, méxico, D. F. miembro de la cámara Nacional de la industria Editorial mexicana, Reg. Núm. 736 isBn: 978-607-15-0307-7 (iSBN edición anterior: 970-10-6111-X) Traducido de la décima edición de: chemistry, by Raymond chang, copyright © 2010 by The mcGraw-Hill companies, inc. all rights reserved. iSBN: 978-007-351109-2 1234567890 19876543210 impreso en méxico Printed in Mexico 00_FRONT MATTER.indd 4 12/22/09 6:04:59 PM
- 6. acERca DEL auTOR Raymond chang nació en Hong Kong y creció en Shangai y en Hong Kong. Obtuvo la licenciatura en química por la London uni- versity, en inglaterra y se doctoró en química en Yale university. Después de realizar su investigación posdoctoral en Washington univer- sity y enseñar durante un año en Hunter college of the city university of New York, se unió al Departamento de química en Williams college, donde ha enseñado desde 1968. El profesor chang ha prestado sus servicios en el american chemical Society Examination committee, el National chemistry Olympiad Exa- mination committee y el Graduate Record Examinations (GRE) commit- tee. Es editor de la obra titulada The Chemical Educator. chang ha escrito libros sobre fisicoquímica, química industrial y ciencia física. También ha participado como autor de libros sobre el idioma chino, libros infantiles de fotografías y una novela de literatura juvenil. Para relajarse, el doctor chang cultiva un jardín selvático, juega tenis, ping-pong, toca la armónica y practica el violín. 00_FRONT MATTER.indd 5 12/22/09 6:05:01 PM
- 7. 1 química. El estudio del cambio 2 2 Átomos, moléculas y iones 40 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 78 4 Reacciones en disolución acuosa 120 5 Gases 172 6 Termoquímica 228 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 274 8 Relaciones periódicas entre los elementos 322 9 Enlace químico i: conceptos básicos 364 10 Enlace químico ii: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos 408 11 Fuerzas intermoleculares y líquidos y sólidos 460 12 Propiedades físicas de las disoluciones 512 13 cinética química 556 14 Equilibrio químico 614 15 Ácidos y bases 658 16 Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad 712 17 química en la atmósfera 768 18 Entropía, energía libre y equilibrio 800 19 Electroquímica 836 20 metalurgia y la química de los metales 884 21 Elementos no metálicos y sus compuestos 912 22 química de los metales de transición y compuestos de coordinación 952 23 química nuclear 986 24 química orgánica 1024 25 Polímeros orgánicos sintéticos y naturales 1060 APénDice 1 Derivación de los nombres de los elementos a-1 APénDice 2 unidades para la constante de los gases a-7 APénDice 3 Datos termodinámicos a 1 atm y 25°c a-8 APénDice 4 Operaciones matemáticas a-13 00_FRONT MATTER.indd 6 12/22/09 6:05:03 PM
- 8. Prefacio xxi Herramientas para obtener mayor provecho xxvi Nota para el estudiante xxx química. El estudio del cambio 2 1.1 química: una ciencia para el siglo xxi 2 1.2 Estudio de la química 7 1.3 El método científico 8 QUíMICA en acción El helio primordial y la teoría del Big Bang 10 1.4 clasificación de la materia 10 1.5 Los tres estados de la materia 13 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia 14 1.7 mediciones 16 QUíMICA en acción La importancia de las unidades 21 1.8 manejo de los números 22 1.9 análisis dimensional en la resolución de problemas 27 Ecuaciones básicas 31 Resumen de conceptos 31 Términos básicos 31 Preguntas y problemas 32 MISTERIO de la química La desaparición de los dinosaurios 38 Átomos, moléculas y iones 40 2.1 Teoría atómica 42 2.2 Estructura del átomo 43 2.3 Número atómico, número de masa e isotopos 49 2.4 La tabla periódica 51 QUíMICA en acción Distribución de los elementos en la Tierra y en los sistemas vivos 52 2.5 moléculas y iones 53 2.6 Fórmulas químicas 55 2.7 Nomenclatura de los compuestos 59 00_FRONT MATTER.indd 7 12/22/09 6:05:07 PM
- 9. viii contenido 2.8 introducción a los compuestos orgánicos 68 Ecuaciones básicas 70 Resumen de conceptos 70 Términos básicos 70 Preguntas y problemas 71 Relaciones de masa en las reacciones químicas 78 3.1 masa atómica 80 3.2 Número de avogadro y masa molar de un elemento 81 3.3 masa molecular 85 3.4 Espectrómetro de masas 88 3.5 composición porcentual de los compuestos 88 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 92 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 94 3.8 cantidades de reactivos y productos 99 3.9 Reactivo limitante 103 3.10 Rendimiento de reacción 106 QUíMICA en acción Fertilizantes químicos 108 Ecuaciones básicas 109 Resumen de conceptos 109 Términos básicos 109 Preguntas y problemas 110 Reacciones en disolución acuosa 120 4.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas 122 4.2 Reacciones de precipitación 124 QUíMICA en acción Una reacción de precipitación indeseable 129 4.3 Reacciones ácido-base 129 4.4 Reacciones de oxidación-reducción 135 QUíMICA en acción Alcoholímetro 146 4.5 concentración de las disoluciones 147 4.6 análisis gravimétrico 151 4.7 Valoraciones ácido-base 153 4.8 Valoraciones redox 156 QUíMICA en acción Metal proveniente del mar 158 Ecuaciones básicas 159 Resumen de conceptos 159 00_FRONT MATTER.indd 8 12/22/09 6:05:10 PM
- 10. ixcontenido Términos básicos 160 Preguntas y problemas 160 MISTERIO de la química ¿Quién asesinó a Napoleón? 170 Gases 172 5.1 Sustancias que existen como gases 174 5.2 Presión de un gas 175 5.3 Leyes de los gases 179 5.4 Ecuación del gas ideal 185 5.5 Estequiometría de los gases 194 5.6 Ley de Dalton de las presiones parciales 196 5.7 Teoría cinética molecular de los gases 201 QUíMICA en acción El buceo y las leyes de los gases 202 QUíMICA en acción Átomos superenfriados 210 5.8 Desviación del comportamiento ideal 211 Ecuaciones básicas 214 Resumen de conceptos 214 Términos básicos 215 Preguntas y problemas 215 MISTERIO de la química Sin oxígeno 226 Termoquímica 228 6.1 naturaleza y tipos de energía 230 6.2 cambios de energía en las reacciones químicas 231 6.3 introducción a la termodinámica 233 QUíMICA en acción Fabricar nieve e inflar un neumático de bicicleta 239 6.4 Entalpía de las reacciones químicas 239 6.5 calorimetría 245 QUíMICA en acción Valores energéticos de los alimentos y otras sustancias 251 6.6 Entalpía estándar de formación y de reacción 252 QUíMICA en acción Cómo se defiende el escarabajo bombardero 257 6.7 calor de disolución y de dilución 258 Ecuaciones básicas 261 Resumen de conceptos 261 00_FRONT MATTER.indd 9 12/22/09 6:05:13 PM
- 11. x contenido Términos básicos 262 Preguntas y problemas 262 MISTERIO de la química El neumático explosivo 272 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 274 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica 276 7.2 El efecto fotoeléctrico 280 7.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno 282 QUíMICA en acción Láser: la luz esplendorosa 288 7.4 La naturaleza dual del electrón 288 QUíMICA en acción Microscopia electrónica 292 7.5 mecánica cuántica 293 7.6 Números cuánticos 294 7.7 Orbitales atómicos 297 7.8 configuración electrónica 300 7.9 El principio de construcción 307 Ecuaciones básicas 311 Resumen de conceptos 311 Términos básicos 312 Preguntas y problemas 312 MISTERIO de la química Descubrimiento del helio y el surgimiento y caída del coronio 320 Relaciones periódicas entre los elementos 322 8.1 Desarrollo de la tabla periódica 324 8.2 clasificación periódica de los elementos 326 8.3 Variaciones periódicas de las propiedades físicas 330 QUíMICA en acción ¿El tercer elemento líquido? 337 8.4 Energía de ionización 337 8.5 afinidad electrónica 341 8.6 Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos 344 QUíMICA en acción El descubrimiento de los gases nobles 355 00_FRONT MATTER.indd 10 12/22/09 6:05:16 PM
- 12. xicontenido Ecuaciones básicas 356 Resumen de conceptos 356 Términos básicos 356 Preguntas y problemas 356 Enlace químico i: conceptos básicos 364 9.1 Símbolos de puntos de Lewis 366 9.2 Enlace iónico 367 9.3 Energía reticular de los compuestos iónicos 369 QUíMICA en acción Cloruro de sodio: un compuesto iónico común e importante 373 9.4 Enlace covalente 374 9.5 Electronegatividad 377 9.6 Escritura de las estructuras de Lewis 380 9.7 carga formal y estructura de Lewis 383 9.8 El concepto de resonancia 386 9.9 Excepciones a la regla del octeto 389 QUíMICA en acción Sólo diga NO 393 9.10 Entalpía de enlace 394 Ecuaciones básicas 399 Resumen de conceptos 399 Términos básicos 399 Preguntas y problemas 399 Enlace químico ii: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos 408 10.1 Geometría molecular 410 10.2 momento dipolar 420 QUíMICA en acción Los hornos de microondas: el momento dipolar en acción 424 10.3 Teoría de enlace valencia 424 10.4 Hibridación de orbitales atómicos 428 10.5 Hibridación en moléculas que contienen enlaces dobles y triples 437 10.6 Teoría de orbitales moleculares 440 10.7 configuraciones de orbitales moleculares 443 10.8 Orbitales moleculares deslocalizados 448 QUíMICA en acción El buckybalón ¿un balón cualquiera? 450 Ecuaciones básicas 452 Resumen de conceptos 452 Términos básicos 453 Preguntas y problemas 453 00_FRONT MATTER.indd 11 12/22/09 6:05:19 PM
- 13. xii contenido Fuerzas intermoleculares y líquidos y sólidos 460 11.1 Teoría cinética molecular de líquidos y sólidos 462 11.2 Fuerzas intermoleculares 463 11.3 Propiedades de los líquidos 469 11.4 Estructura cristalina 472 QUíMICA en acción ¿Por qué los lagos se congelan desde la superficie hacia el fondo? 473 11.5 Difracción de rayos X de estructuras cristalinas 480 11.6 Tipos de cristales 482 QUíMICA en acción Superconductores a altas temperaturas 486 11.7 Sólidos amorfos 486 QUíMICA en acción Y todo por un botón 488 11.8 cambios de fase 489 11.9 Diagramas de fases 498 QUíMICA en acción Hervir un huevo en la cima de una montaña, las ollas de presión y el patinaje sobre hielo 500 QUíMICA en acción Cristales líquidos 501 Ecuaciones básicas 503 Resumen de conceptos 503 Términos básicos 504 Preguntas y problemas 504 Propiedades físicas de las disoluciones 512 12.1 Tipos de disoluciones 514 12.2 Enfoque molecular del proceso de disolución 515 12.3 unidades de concentración 517 12.4 Efecto de la temperatura en la solubilidad 521 12.5 Efecto de la presión en la solubilidad de los gases 524 QUíMICA en acción El lago asesino 526 12.6 Propiedades coligativas de las disoluciones de no electrólitos 526 12.7 Propiedades coligativas de las disoluciones de electrólitos 539 QUíMICA en acción Desalinización 541 00_FRONT MATTER.indd 12 12/22/09 6:05:22 PM
- 14. xiiicontenido 12.8 coloides 541 Ecuaciones básicas 545 Resumen de conceptos 545 Términos básicos 545 Preguntas y problemas 546 MISTERIO de la química El cuchillo equivocado 554 cinética química 556 13.1 La rapidez de una reacción 558 13.2 La ley de rapidez 565 13.3 Relación entre la concentración de reactivos y el tiempo 569 QUíMICA en acción Determinación de la edad del Sudario de Turín 580 13.4 constantes de rapidez y su dependencia de la energía de activación y de la temperatura 582 13.5 mecanismos de reacción 588 QUíMICA en acción Femtoquímica 593 13.6 catálisis 594 Ecuaciones básicas 601 Resumen de conceptos 602 Términos básicos 602 Preguntas y problemas 602 Equilibrio químico 614 14.1 El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio 616 14.2 Escritura de las expresiones de las constantes de equilibrio 618 14.3 Relación entre cinética química y equilibrio químico 630 14.4 ¿qué información proporciona la constante de equilibrio? 632 14.5 Factores que afectan el equilibrio químico 638 QUíMICA en acción La vida a grandes alturas y la producción de hemoglobina 645 QUíMICA en acción El proceso Haber 646 Ecuaciones básicas 646 Resumen de conceptos 646 Términos básicos 647 Preguntas y problemas 648 00_FRONT MATTER.indd 13 12/22/09 6:05:25 PM
- 15. xiv contenido Ácidos y bases 658 15.1 Ácidos y bases de Brønsted 660 15.2 Propiedades ácido-base del agua 661 15.3 El pH: una medida de la acidez 663 15.4 Fuerza de los ácidos y las bases 666 15.5 Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido 670 15.6 Bases débiles y la constante de ionización de una base 678 15.7 Relación entre las constantes de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas 680 15.8 Ácidos dipróticos y polipróticos 681 15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos 685 15.10 Propiedades ácido-base de las sales 689 15.11 Propiedades ácido-base de los óxidos y los hidróxidos 695 15.12 Ácidos y bases de Lewis 697 QUíMICA en acción Antiácidos y el balance del pH en el estómago 698 Ecuaciones básicas 701 Resumen de conceptos 701 Términos básicos 702 Preguntas y problemas 702 MISTERIO de la química La descomposición de los papeles 710 Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad 712 16.1 comparación entre los equilibrios homogéneo y heterogéneo en disolución 714 16.2 Efecto del ion común 714 16.3 Disoluciones amortiguadoras 717 16.4 Valoraciones ácido-base 723 QUíMICA en acción Mantenimiento del pH de la sangre 724 16.5 indicadores ácido-base 732 16.6 Equilibrios de solubilidad 735 16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada 742 16.8 El efecto del ion común y la solubilidad 744 16.9 El pH y la solubilidad 746 16.10 Los equilibrios de iones complejos y la solubilidad 749 QUíMICA en acción ¿Cómo se forma un cascarón de huevo? 753 00_FRONT MATTER.indd 14 12/22/09 6:05:28 PM
- 16. xvcontenido 16.11 aplicación del principio del producto de solubilidad al análisis cualitativo 754 Ecuaciones básicas 756 Resumen de conceptos 757 Términos básicos 757 Preguntas y problemas 757 MISTERIO de la química Un duro bocadillo 766 química en la atmósfera 768 17.1 atmósfera terrestre 770 17.2 Fenómenos en las capas externas de la atmósfera 773 17.3 Destrucción del ozono en la estratosfera 775 17.4 Volcanes 780 17.5 Efecto invernadero 781 17.6 Lluvia ácida 785 17.7 Esmog fotoquímico 789 17.8 contaminación doméstica 791 Resumen de conceptos 794 Términos básicos 794 Preguntas y problemas 794 Entropía, energía libre y equilibrio 800 18.1 Las tres leyes de la termodinámica 802 18.2 Procesos espontáneos 802 18.3 Entropía 803 18.4 Segunda ley de la termodinámica 808 QUíMICA en acción La eficiencia de las máquinas térmicas 814 18.5 Energía libre de Gibbs 814 18.6 Energía libre y equilibrio químico 821 18.7 Termodinámica en los sistemas vivos 825 QUíMICA en acción La termodinámica de una liga 826 Ecuaciones básicas 828 Resumen de conceptos 828 Términos básicos 828 Preguntas y problemas 829 00_FRONT MATTER.indd 15 12/22/09 6:05:31 PM
- 17. xvi contenido Electroquímica 836 19.1 Reacciones redox 838 19.2 celdas galvánicas 841 19.3 Potenciales estándar de reducción 843 19.4 Termodinámica de las reacciones redox 849 19.5 Efecto de la concentración sobre la fem de la celda 852 19.6 Baterías 857 QUíMICA en acción Energía bacteriana 861 19.7 corrosión 862 19.8 Electrólisis 866 QUíMICA en acción Molestia producida por las amalgamas dentales 871 Ecuaciones básicas 872 Resumen de conceptos 873 Términos básicos 873 Preguntas y problemas 873 MISTERIO de la química Agua sucia 882 metalurgia y la química de los metales 884 20.1 Presencia de los metales 886 20.2 Procesos metalúrgicos 886 20.3 Teoría de las bandas de conductividad eléctrica 894 20.4 Tendencias periódicas de las propiedades metálicas 896 20.5 metales alcalinos 897 20.6 metales alcalinotérreos 901 20.7 aluminio 903 QUíMICA en acción Reciclamiento de aluminio 906 Resumen de conceptos 906 Términos básicos 907 Preguntas y problemas 908 00_FRONT MATTER.indd 16 12/22/09 6:05:34 PM
- 18. xviicontenido Elementos no metálicos y sus compuestos 912 21.1 Propiedades generales de los no metales 914 21.2 Hidrógeno 914 QUíMICA en acción Hidrógeno metálico 919 21.3 carbono 920 QUíMICA en acción Gas sintético a partir del carbón 923 21.4 Nitrógeno y fósforo 924 QUíMICA en acción Nitrato de amonio: el fertilizante explosivo 931 21.5 Oxígeno y azufre 932 21.6 Halógenos 939 Resumen de conceptos 946 Términos básicos 946 Preguntas y problemas 947 química de los metales de transición y compuestos de coordinación 952 22.1 Propiedades de los metales de transición 954 22.2 La química del hierro y del cobre 957 22.3 compuestos de coordinación 959 22.4 Estructura de los compuestos de coordinación 964 22.5 El enlace en los compuestos de coordinación: teoría de campo cristalino 967 22.6 Reacciones de los compuestos de coordinación 973 22.7 aplicaciones de los compuestos de coordinación 974 QUíMICA en acción Compuestos de coordinación en los sistemas vivos 976 Ecuaciones básicas 976 Resumen de conceptos 976 QUíMICA en acción Cisplatino: el medicamento anticancerígeno 978 Términos básicos 978 Preguntas y problemas 978 MISTERIO de la química Datación de pinturas con el azul de Prusia 984 00_FRONT MATTER.indd 17 12/22/09 6:05:37 PM
- 19. xviii contenido química nuclear 986 23.1 Naturaleza de las reacciones nucleares 988 23.2 Estabilidad nuclear 990 23.3 Radiactividad natural 995 23.4 Transmutación nuclear 999 23.5 Fisión nuclear 1001 QUíMICA en acción El reactor de fisión nuclear de la naturaleza 1006 23.6 Fusión nuclear 1007 23.7 aplicaciones de los isótopos 1010 23.8 Efectos biológicos de la radiación 1012 QUíMICA en acción Irradiación de los alimentos 1014 QUíMICA en acción Terapia por captura neutrónica de boro 1015 Ecuaciones básicas 1015 Resumen de conceptos 1016 Términos básicos 1016 Preguntas y problemas 1016 MISTERIO de la química El arte de la falsificación en el siglo xx 1022 química orgánica 1024 24.1 clases de compuestos orgánicos 1026 24.2 Hidrocarburos alifáticos 1026 QUíMICA en acción El hielo que se quema 1038 24.3 Hidrocarburos aromáticos 1039 24.4 química de los grupos funcionales 1042 QUíMICA en acción La industria del petróleo 1048 Resumen de conceptos 1051 Términos básicos 1051 Preguntas y problemas 1051 MISTERIO de la química Desaparición de huellas digitales 1058 00_FRONT MATTER.indd 18 12/22/09 6:05:40 PM
- 20. xixcontenido Polímeros orgánicos sintéticos y naturales 1060 25.1 Propiedades de los polímeros 1062 25.2 Polímeros orgánicos sintéticos 1062 25.3 Proteínas 1067 QUíMICA en acción Anemia falciforme: una enfermedad molecular 1074 25.4 Ácidos nucleicos 1076 QUíMICA en acción Huella digital del ADN 1079 Resumen de conceptos 1080 Términos básicos 1080 Preguntas y problemas 1080 MISTERIO de la química Una historia que le erizará los cabellos 1084 APénDice 1 Derivación de los nombres de los elementos a-1 APénDice 2 unidades para la constante de los gases a-7 APénDice 3 Datos termodinámicos a 1 atm y 25°c a-8 APénDice 4 Operaciones matemáticas a-13 Glosario G-1 Respuestas a las preguntas pares R-1 Créditos C-1 Índice I-1 00_FRONT MATTER.indd 19 12/22/09 6:05:41 PM
- 21. 00_FRONT MATTER.indd 20 12/22/09 6:05:42 PM
- 22. D esde la primera edición, mi intención ha sido es- cribir un texto de química general que ofrezca una base firme de conceptos y principios químicos, y que inculque en los estudiantes el reconocimiento de la fun- ción tan vital que la química desempeña en nuestra vida coti- diana. Es responsabilidad del autor del libro de texto ayudar tanto al estudiante como al maestro a lograr este objetivo; por eso, este libro contiene una amplia gama de temas pre- sentados en una secuencia lógica. Siempre que ha sido posi- ble, he intentado equilibrar la teoría y la práctica, así como ilustrar los principios básicos con ejemplos comunes. En esta décima edición, como en las anteriores, mi meta ha sido crear un texto que explique con claridad con- ceptos abstractos, lo bastante conciso para no abrumar a los estudiantes con información extraña e innecesaria, pero lo suficientemente amplio para prepararlos para el siguiente nivel de aprendizaje. Los comentarios alentadores que he recibido de maestros y estudiantes me han convencido de la eficacia de este método. Lo nuevo en esta edición • Se han agregado muchos problemas nuevos de final de capítulo con la representación gráfica de moléculas, para poner a prueba las habilidades de comprensión conceptual y razonamiento crítico del estudiante. Los problemas más desafiantes se incluyen bajo la sección “Problemas especiales”. • En el capítulo 10 se incluyeron nuevos diagramas orbitales moleculares generados por computadora. • Se han revisado y actualizado muchas secciones con base en los comentarios de revisores y usuarios. algu- nos ejemplos incluyen: — Tratamiento revisado de las cantidades de reacti- vos y productos en el capítulo 3. — Explicación revisada de las ecuaciones termoquí- micas en el capítulo 6. — cobertura ampliada de la carga nuclear efectiva en el capítulo 8. — Tratamiento revisado del factor de orientación en el capítulo 13. — análisis revisado de la entropía en el capítulo 18. — Nueva sección agregada de química en acción (Te- rapia por captura neutrónica de boro) en el capítulo 23. Resolución de problemas Desarrollar las habilidades de resolución de problemas siempre ha sido uno de los objetivos primordiales de este texto. Las dos principales categorías de instrumentos para el aprendizaje son los ejemplos solucionados y los proble- mas de final de capítulo. muchos de ellos presentan piezas adicionales de conocimiento y permiten al estudiante resol- ver un problema que un químico resolvería. Los ejemplos y problemas muestran a los estudiantes el mundo real de la química y aplicaciones para las situaciones cotidianas. • ejemplos resueltos siguen una estrategia probada de resolución paso por paso y su solución. — enunciación del problema es la presentación de los datos necesarios para resolver el problema con base en la pregunta formulada. — estrategia es un plan o método cuidadosamente diseñado para tener una importante función didác- tica. — solución es el proceso de resolver por etapas un problema determinado. — verificación permite al estudiante verificar y com- parar con la fuente de información para asegurarse de que la respuesta sea razonable. — ejercicio de práctica ofrece la oportunidad de re- solver un problema similar con el fin de obtener destreza en la resolución de este tipo de problemas. La nota al margen enlista problemas similares adi- cionales para trabajar en la sección de problemas al final del capítulo. • Problemas de final de capítulo están organizados de varias formas. cada sección comprendida debajo de un encabezado temático comienza con Preguntas de repaso seguidas por Problemas. La sección de Problemas adi- cionales ofrece más problemas no organizados por sec- ciones. Por último, la sección “Problemas especiales” contiene problemas con un mayor grado de dificultad. xxi 00_FRONT MATTER.indd 21 12/22/09 6:05:43 PM
- 23. xxii Prefacio visualización • Gráficas y diagramas de flujo son importantes en ciencia. En Química, los diagramas de flujo muestran el proceso mental de un concepto y las gráficas presentan datos para comprender el concepto. • Representación molecular aparece en varios formatos y tiene diferentes funciones. Los modelos moleculares ayudan a visualizar las distribuciones atómicas tridi- mensionales de las moléculas. Finalmente, la represen- tación macroscópica a microscópica, ayuda a los estu- diantes a comprender procesos en el nivel molecular. • Fotografías ayudan a los estudiantes a familiarizarse con los químicos y a comprender cómo se presentan realmente las reacciones químicas. • imágenes de aparatos permiten al estudiante visuali- zar la distribución real de un laboratorio químico. Ayudas para el estudio ambientación un despliegue de dos páginas al inicio de cada capítulo consta de las secciones: sumario del capítulo y avance del capítulo. • sumario del capítulo permite al estudiante captar rá- pidamente el panorama de las principales ideas que se exponen en él. • Avance del capítulo ofrece al estudiante una síntesis de los conceptos que se presentarán en el mismo. Herramientas didácticas Química abunda en ayudas didácticas útiles que se deben usar de manera constante para reforzar la comprensión de los conceptos químicos. • notas al margen se utilizan para dar sugerencias, pis- tas e información con el fin de enriquecer la base cog- nitiva del estudiante. • ejemplos resueltos junto con el Ejercicio de práctica, son una herramienta didáctica muy importante para el dominio de la química. Los pasos para la resolución de problemas guían al estudiante a través del pensamiento crítico necesario para dominar esta materia. usar es- quemas lo ayudará a comprender el funcionamiento in- terno de un problema (vea el ejemplo 6.1 de la página 237). una nota al margen muestra problemas similares en la sección de problemas al final del capítulo, lo que permite aplicar un nuevo enfoque a otros problemas del mismo tipo. Las respuestas a los Ejercicios de práctica se presentan al final de los problemas del capítulo. • Revisión de conceptos permite al estudiante evaluar si ha comprendido el concepto presentado en cada sec- ción. • ecuaciones básicas se presentan dentro de cada capítu- lo y se resaltan para captar la atención del estudiante en cuanto al material que necesita comprender y recordar. También se presentan como parte del resumen de cada capítulo y son fácilmente identificables para fines de repaso y estudio. • Resumen de conceptos ofrece un repaso rápido de los conceptos presentados y analizados a detalle dentro de cada capítulo. • Palabras clave son listas de todos los términos impor- tantes para ayudar al estudiante a comprender el len- guaje de la química. Ponga a prueba sus conocimientos • Revisión de conceptos permite al estudiante hacer una pausa y poner a prueba su comprensión del concepto presentado y analizado en determinada sección. • Problemas de final de capítulo Permiten al estudiante poner en práctica sus habilidades de pensamiento críti- co y resolución de problemas. Los problemas se divi- den en diferentes tipos: — Por sección de capítulo. Desde las Preguntas de repaso que ponen a prueba la comprensión con- ceptual básica, hasta los Problemas que prueban la habilidad del estudiante para la resolución de pro- blemas pertenecientes a esa sección particular del capítulo. — Los Problemas adicionales utilizan el lenguaje ob- tenido de las diferentes secciones y capítulos pre- vios para su resolución. — La sección de Problema especial contiene proble- mas más difíciles idóneos para proyectos grupales. Relevancia práctica En todo el libro se presentan ejemplos interesantes de las di- ferentes manifestaciones cotidianas de la química. Se usan analogías para ayudar a mejorar la comprensión de concep- tos químicos abstractos. • Problemas de final de capítulo presentan muchas pre- guntas relevantes para el estudiante. Ejemplos: ¿Por qué en ocasiones los entrenadores de natación vierten 00_FRONT MATTER.indd 22 12/22/09 6:05:43 PM
- 24. xxiiiPrefacio una gota de alcohol en el oído de los nadadores para ex- traer el agua? ¿cómo se estima la presión en un envase de refresco carbonatado antes de destaparlo? • Química en acción son recuadros que aparecen en ca- da capítulo y que presentan una variedad de temas, cada uno con su propia historia de la manera en que la quí- mica puede afectar una parte de la vida. El estudiante aprenderá aspectos de la ciencia del buceo y la medici- na nuclear, entre muchos otros temas interesantes. • Misterio químico presenta al estudiante un caso mis- terioso. Varias preguntas químicas ofrecen pistas acer- ca de cómo se podría resolver el misterio. “misterio químico” fomentará un grado de nivel de pensamien- to crítico gracias a los pasos básicos para la resolución de problemas desarrollados a lo largo del texto. Agradecimientos me gustaría agradecer a los siguientes revisores y partici- pantes de simposios cuyos comentarios fueron muy valiosos para mí en la preparación de esta revisión: michael abraham University of Oklahoma michael adams Xavier University of Louisiana Elizabeth aerndt Community College of Rhode Island Francois amar University of Maine Taweechai amornsakchai, Mahidol University Dale E. arrington Colorado School of Mines mufeed m. Basti North Carolina A&T State University Laurance Beauvais San Diego State University Vladimir Benin University of Dayton miriam Bennett San Diego State University christine V. Bilicki Pasadena City College John J. Blaha Columbus State Community College mary Jo Bojan Pennsylvania State University Steve Boone Central Missouri State University Timothy Brewer Eastern Michigan University michelle m. Brooks College of Charleston Philip Brucat University of Florida John D. Bugay Kilgore College maureen Burkhart Georgia Perimeter College William Burns Arkansas State University Stuart Burris Western Kentucky University Les Butler Louisiana State University Bindu chakravarty Houston Community College Liwei chen Ohio University Tom clausen University of Alaska–Fairbanks allen clabo Francis Marion University Barbara cole University of Maine W. Lin coker iii Campbell University Darwin Dahl Western Kentucky University Erin Dahlke Loras College Gary DeBoer LeTourneau University Dawn De carlo University of Northern Iowa Richard Deming California State University–Fullerton Gregg Dieckman University of Texas at Dallas michael Doughty Southeastern Louisiana University Bill Durham University of Arkansas David Easter Texas State University–San Marcos Deborah Exton University of Oregon David Frank California State University–Fresno John Gelder Oklahoma State University Leanna c. Giancarlo University of Mary Washington Kenneth Goldsby Florida State University Eric Goll Brookdale Community College John Gorden Auburn University Todor Gounev University of Missouri–Kansas City Thomas Gray University of Wisconsin–Whitewater alberto Haces Florida Atlantic University michael Hailu Columbus State Community College Randall Hall Louisiana State University Ewan Hamilton Ohio State University at Lima Gerald Handschuh Kilgore College michael a. Hauser St. Louis Community College Daniel Lee Heglund South Dakota School of Mines Brad Herrick Colorado School of Mines Huey Hoon HNG, Nanyang Technological University Byron E. Howell Tyler Junior College Lee Kim Hun, NUS High School of Math and Science Tara Hurt East Mississippi Community College Wendy innis-Whitehouse University of Texas at Pan American Jongho Jun, Konkuk University Jeffrey Keaffaber University of Florida michael Keck Emporia State University myungHoon Kim Georgia Perimeter College Jesudoss Kingston Iowa State University Pamela Kraemer Northern Virginia Community College Bette a. Kreuz University of Michigan–Dearborn Jothi V. Kumar North Carolina A&T State University Joseph Kushick Amherst College Richard H. Langley Stephen F. Austin State University William Lavell Camden County College 00_FRONT MATTER.indd 23 12/22/09 6:05:44 PM
- 25. xxiv Prefacio Daniel B. Lawson University of Michigan–Dearborn Young Sik Lee, Kyung Hee University clifford Lemaster Ball State University Neocles Leontis Bowling Green State University alan F. Lindmark Indiana University Northwest Teh Yun Ling, NUS High School of Maths and Science arthur Low Tarleton State University Jeanette madea Broward Community College Steve malinak Washington Jefferson College Diana malone Clarke College c. michael mccallum University of the Pacific Lisa mccaw University of Central Oklahoma Danny mcGuire Carmeron University Scott E. mcKay Central Missouri State University John milligan Los Angeles Valley College Jeremy T. mitchell-Koch Emporia State University John mitchell University of Florida John T. moore Stephan F. Austin State University Bruce moy College of Lake County Richard Nafshun Oregon State University Jim Neilan Volunteer State Community College Glenn S. Nomura Georgia Perimeter College Frazier Nyasulu Ohio University maryKay Orgill University of Nevada–Las Vegas Jason Overby College of Charleston m. Diane Payne Villa Julie College Lester L. Pesterfield Western Kentucky University Richard Petersen University of Memphis Joanna Piotrowska Normandale Community College amy Pollock Michigan State University–East Lansing William quintana New Mexico State University Edward quitevis Texas Tech University Jeff Rack Ohio University Lisa Reece Ozarks Technical Community College michelle Richards-Babb West Virginia University Jim D. Roach Emporia State University Rojrit Rojanathanes, Chulalongkorn University Steve Rowley Middlesex County College Kresimir Rupnik Louisiana State University Somnath Sarkar Central Missouri State University Jerry Sarquis Miami University Susan Scheble Metropolitan State College of Denver Raymond Scott University of Mary Washington Thomas Selegue Pima Community College Sheila R. Smith University of Michigan–Dearborn David Speckhard Loras College Rick Spinney Ohio State University David Son Southern Methodist University Larry O. Spreer University of the Pacific Shane Street University of Alabama Satoshi Takara University of Hawaii Kimberly Trick University of Dayton Bridget Trogden Mercer University cyriacus uzomba Austin Community College John B. Vincent University of Alabama Thomas Webb Auburn University Lyle Wescott University of Mississippi Wayne Wesolowski University of Arizona Ken Williams Francis Marion University W.T. Wong, The University of Hong Kong Troy Wood University of Buffalo Gloria a. Wright Central Connecticut State University Stephanie Wunder Temple University christine Yerkes University of Illinois Timothy Zauche University of Wisconsin–Platteville William Zoller University of Washington También agradezco a las siguientes personas por todos sus comentarios y sugerencias: mufeed Basti North Carolina A&T Ken Goldsby Florida State University John Hagen California Polytechnic University Joseph Keane Muhlenberg College Richard Nafshun Oregon State University michael Ogawa Bowling Green State University Jason Overby College of Charleston John Pollard University of Arizona William quintana New Mexico State University Troy Wood University of Buffalo Kim Woodrum University of Kentucky También me gustaría agradecer al doctor Enrique Pea- cock-Lopez y Desire Gijima por los diagramas orbitales ge- nerados por computadora del capítulo 10. como siempre, me he beneficiado de las discusiones con mis colegas del Williams college y de la corresponden- cia con los profesores de ahí y del extranjero. Es un placer agradecer el apoyo que me han otorgado los siguientes miembros de la división de estudios universi- tarios de mcGraw-Hill: Tammy Ben, Doug Dinardo, chad Grall, Kara Kudronowicz, mary Jane Lampe, marty Lange, michael Lange, Kent Peterson y Kurt Strand. En particular, 00_FRONT MATTER.indd 24 12/22/09 6:05:44 PM
- 26. xxvPrefacio me gustaría mencionar a Gloria Schiesl por supervisar la producción, a David Hash por el diseño del libro, a John Leland por la investigación fotográfica, a Daryl Bruflodt y Judi David por el formato multimedia y a Todd Turner, gerente de marketing, por sus sugerencias y aliento. Vaya también mi agradecimiento a mis editores comerciales Tami Hodge y Thomas Timp, por sus consejos y ayuda. Por últi- mo, mi agradecimiento especial a Shirley Oberbroeckling, la editora de desarrollo, por su cuidado y entusiasmo en el proyecto, y la supervisión en cada etapa de la elaboración de esta edición. —Raymond Chang. 00_FRONT MATTER.indd 25 12/22/09 6:05:44 PM
- 27. Herramientas para obtener mayor provecho Herramientas didácticas Página de apertura de cada capítulo: Prepárese para un mayor aprovechamiento con el sumario del capítulo. Examine “avance del capítulo” para familiarizarse con los conceptos del capítulo. Relaciones de masa en las reacciones químicas Azufre en combustión con el oxí- geno para formar dióxido de azu- fre. Los modelos muestran molécu- las de azufre elemental (S8), de oxígeno y de dióxido de azufre. Cada año, alrededor de 50 millones de toneladas de SO2 se liberan a la atmósfera. Avance del capítulo • Iniciaremos este capítulo con el estudio de la masa de un átomo, la cual está basada en la escala del isótopo de carbono-12. A un átomo del isótopo de carbono-12 se le asigna una masa de exactamente 12 unidades de masa atómica (uma). A fin de trabajar con la escala de gramos, más conveniente, se utiliza la masa molar. La masa molar del carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 gramos y contiene el número de Avogadro (6.022 × 1023 ) de átomos. Las masas moleculares de otros elementos también se expresan en gramos y contienen el mismo número de átomos. (3.1 y 3.2) • El análisis de la masa atómica se relaciona con la masa molecular, la cual es la suma de las masas de los átomos presentes. Aprenderemos que la forma más directa de de- terminar la masa atómica y molecular es mediante el uso de un espectrómetro de ma- sas. (3.3 y 3.4) • Para continuar con el estudio de las moléculas y compuestos iónicos, aprenderemos a calcular la composición porcentual de estas especies a partir de sus fórmulas quí- micas. (3.5) • Estudiaremos cómo se determinan, mediante experimentación, la fórmula empírica y molecular de un compuesto. (3.6) • Después aprenderemos a escribir una ecuación química para describir el resultado de una reacción química. Una ecuación química se debe balancear de manera que se pueda tener el mismo número y clase de átomos para los reactivos, las materias primas, y los productos, las sustancias formadas al final de la reacción. (3.7) • Con base en el conocimiento adquirido de las ecuaciones químicas, continuaremos con el estudio de las relaciones de masa de las reacciones químicas. Una ecuación química permite el uso del método del mol para predecir la cantidad de producto(s) formado(s), una vez conocida la cantidad de reactivo(s) utilizado(s). Observaremos que el rendimiento de una reacción depende de la cantidad del reactivo limitante (el reactivo que se consume primero) presente. (3.8 y 3.9) • Aprenderemos que el rendimiento real de una reacción es casi siempre menor que el pronosticado a partir de la ecuación, conocido como rendimiento teórico, debido a diversas complicaciones. (3.10) Sumario En este capítulo estudiaremos las masas de los átomos y de las moléculas y lo que les ocurre cuando se realizan cambios químicos. El análisis se basará en la ley de la conservación de la masa. 79 3.1 Masa atómica 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento 3.3 Masa molecular 3.4 Espectrómetro de masas 3.5 Composición porcentual de los compuestos 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 3.8 Cantidades de reactivos y productos 3.9 Reactivo limitante 3.10 Rendimiento de reacción xxvi 00_FRONT MATTER.indd 26 12/22/09 6:06:04 PM
- 28. Herramientas visuales: comprenda los principios químicos por medio de los diferentes estilos de ayudas visuales y el desglose de conceptos importantes. Herramientas para la resolución de problemas ejemplos: Domine el pensamiento lógico y sistemático para la resolución de problemas. Revisión de conceptos: compruebe su comprensión mediante la herramienta Revisión de conceptos que se encuentra después de las secciones correspondientes en cada capítulo. xxvii 00_FRONT MATTER.indd 27 12/22/09 6:06:19 PM
- 29. Problemas al final del capítulo: Practique su habilidad y conocimiento de los conceptos resolviendo los problemas que se encuentran al final de cada capítulo. 110 CAPÍTULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas Masa atómica Preguntas de repaso 3.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesa- ria la introducción de dicha unidad? 3.2 ¿Cuál es la masa (en uma) del átomo de carbono-12? ¿Por qué la masa del carbono aparece como 12.01 uma en la tabla periódica de la segunda de forros de este libro? 3.3 Explique de manera clara el significado del enunciado “la masa atómica del oro es 197.0 uma”. 3.4 ¿Qué información se necesita para calcular la masa ató- mica promedio de un elemento? Problemas 3.5 Las masas atómicas de 35 Cl (75.53%) y 37 Cl (24.47%) son 34.968 uma y 36.956 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre paréntesis indican la abundancia relativa. 3.6 Las masas atómicas de 6 Li y 7 Li son 6.0151 uma y 7.0160 uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es 6.941 uma. 3.7 ¿Cuál es la masa (en gramos) de 13.2 uma? 3.8 ¿Cuántas uma existen en 8.4 g? Número de Avogadro y masa molar Preguntas de repaso 3.9 Defina el término “mol”. ¿Cuál es la unidad para el mol en los cálculos? ¿Qué tiene en común el mol con el par, la docena y la gruesa? ¿Qué representa el número de Avo- gadro? 3.10 ¿Qué es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las uni- dades comúnmente utilizadas para masa molar? Problemas 3.11 La población mundial es aproximadamente de 65 mil mi- llones. Suponga que cada persona sobre la Tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a una rapidez de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría contar 6.0 × 1023 partículas? Suponga años de 365 días. 3.12 El espesor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Con- sidere que cierto libro tiene el número de Avogadro de hojas; calcule el grosor de dicho libro en años-luz. (Suge- rencia: Vea el problema 1.47 para la definición de año- luz.) 3.13 ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)? 3.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6.00 × 109 (6 mil millones) de átomos de Co? 3.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4 g de Ca? 3.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au? 3.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos? a) Hg, b) Ne. 3.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos? a) As, b) Ni. 3.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 × 1012 átomos de plomo (Pb)? 3.20 ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 g de cobre (Cu)? 3.21 ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de cromo? 3.22 ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5.1 × 10–23 moles de helio. Masa molecular Problemas 3.23 Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: a) CH4, b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e) NaI, f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2. 3.24 Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sus- tancias: a) Li2CO3, b) CS2, c) CHCl3 (cloroformo), d) C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f) Mg3N2. 3.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de 152 g. 3.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0.334 g de C2H6? 3.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g del azúcar glucosa (C6H12O6). 3.28 La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H en 1.68 × 104 g de urea. 3.29 Las feromonas son un tipo especial de compuestos secre- tadas por las hembras de muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hem- bra es de alrededor de 1.0 × 10–12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad? 3.30 La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas mo- léculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a di- cha temperatura? Espectrometría de masas Preguntas de repaso 3.31 Describa cómo funciona un espectrómetro de masas. 3.32 Describa cómo podría determinar la abundancia isotópica de un elemento a partir de su espectro de masas. Preguntas y problemas 17 17 3 3 111Preguntas y problemas Problemas 3.33 El carbono tiene dos isótopos estables, 12 C y 13 C, en tanto que el flúor tiene sólo un isótopo estable, 19 F. ¿Cuántas señales esperaría observar en el espectro de masas del ion positivo de CF+ ? Suponga que dicho ion no se rompe en fragmentos más pequeños. 3.34 El hidrógeno tiene dos isótopos estables, 1 H y 2 H, en tanto que el azufre tiene cuatro isótopos estables, 32 S, 33 S, 34 S y 36 S. ¿Cuántas señales esperaría observar en el espectro de masas del ion positivo sulfuro de hidrógeno H2S+ ? Su- ponga que el ion no se descompone en fragmentos más pequeños. Composición porcentual y fórmulas químicas Preguntas de repaso 3.35 Utilice el amoniaco (NH3) para explicar el significado de la composición porcentual en masa de un compuesto. 3.36 Describa cómo el conocimiento de la composición por- centual en masa de un compuesto desconocido puede ayu- dar a su identificación. 3.37 ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el tér- mino fórmula empírica? 3.38 Si conocemos la fórmula empírica de un compuesto, ¿cuál otra información adicional necesitamos para determinar su fórmula molecular? Problemas 3.39 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O en el SnO2. 3.40 Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3) como anestésico de inhalación a pesar de ser también una sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Calcule la composición porcentual en masa de este compuesto. 3.41 El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfume- ría, en especial en jabones y cosméticos. Su fórmula mo- lecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de 0.469 g? 3.42 Todas las sustancias que aparecen a continuación se utili- zan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo con su composición porcentual en masa? a) Urea (NH2)2CO b) Nitrato de amonio, NH4NO3 c) Guanidina, HNC(NH2)2 d) Amoniaco, NH3 3.43 La alicina es el compuesto responsable del olor caracterís- tico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4%; H: 6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es aproxi- madamente de 162 g? 3.44 El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Está formado por C, H, N y O. Determine la com- posición porcentual de oxígeno y la fórmula empírica, a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8% de C, 2.50% de H y 11.6% de N. ¿Cuál es su fór- mula molecular si su masa molar es aproximadamente de 120 g? 3.45 La fórmula de la herrumbre se puede representar como Fe2O3. ¿Cuántas moles de Fe están presentes en 24.6 g del compuesto? 3.46 ¿Cuántos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccio- nar completamente con 246 g de mercurio (Hg) para for- mar HgS? 3.47 Calcule la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20.4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3). 3.48 Frecuentemente se agrega fluoruro de estaño(II) (SnF2) a los dentífricos como un ingrediente para evitar las caries. ¿Cuál es la masa de F en gramos que existe en 24.6 g de este compuesto? 3.49 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues- tos que tiene la siguiente composición? a) 2.1% de H, 65.3% de O y 32.6% de S, b) 20.2% de Al y 79.8% de Cl. 3.50 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues- tos que tiene la siguiente composición? a) 40.1% de C, 6.6% de H y 53.3% de O, b) 18.4% de C, 21.5% de N y 60.1% de K. 3.51 El agente antiaglutinante agregado a la sal de Morton es el silicato de calcio, CaSiO3. Este compuesto puede absorber hasta 2.5 veces su masa en agua y sigue conservando su textura de polvo fino. Calcule la composición porcentual de CaSiO3. 3.52 La fórmula empírica de un compuesto es CH. Si la masa molar de este compuesto es aproximadamente de 78 g, ¿cuál será su fórmula molecular? 3.53 La masa molar de la cafeína es 194.19 g. ¿Cuál es la fór- mula molecular de la cafeína, C4H5N2O o bien C8H10N4O2? 3.54 Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), un po- tenciador de sabor de alimentos, es el causante del “sín- drome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composi- ción porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de O, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál será su fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente de 169 g? Reacciones químicas y ecuaciones químicas Preguntas de repaso 3.55 Utilice la formación de agua a partir de hidrógeno y oxí- geno para explicar los siguientes términos: reacción quí- mica, reactivo, producto. 6 6 9 4 16 1616 16 1 1 xxviii 00_FRONT MATTER.indd 28 12/22/09 6:06:27 PM
- 30. Final del capítulo: al prepararse para los exámenes, ponga a prueba sus conocimientos con la ayuda de las siguientes herramientas: Ecuaciones básicas, Resumen, Términos básicos, Preguntas y problemas. 356 CAPÍTULO 8 Relaciones periódicas entre los elementos Zefect = Z − s (8.2) Definición de carga nuclear efectiva. Ecuaciones básicas Resumen de conceptos Términos básicos Preguntas y problemas 1. Los químicos del siglo xix desarrollaron la tabla periódica acomodando los elementos en orden creciente de sus masas atómicas. Se resolvieron algunas discrepancias de las pri- meras versiones de la tabla periódica acomodando los ele- mentos en orden creciente de sus números atómicos. 2. La configuración electrónica determina las propiedades de los elementos. La tabla periódica moderna clasifica los ele- mentos de acuerdo con sus números atómicos y también según su configuración electrónica. La configuración de los electrones de valencia afecta de manera directa las propie- dades de los átomos de los elementos representativos. 3. Las variaciones periódicas de las propiedades físicas de los elementos reflejan diferencias en la estructura atómica. El carácter metálico de los elementos disminuye a lo largo de un periodo: empieza con metales, continúa con metaloides y termina con no metales; además, aumenta de arriba abajo dentro de un grupo específico de elementos representativos. 4. El radio atómico varía periódicamente con la posición de los elementos en la tabla periódica. Disminuye de izquierda a derecha y aumenta de arriba abajo. 5. La energía de ionización es una medida de la tendencia de un átomo a evitar la pérdida de un electrón. A mayor ener- gía de ionización, es mayor la fuerza de atracción del nú- cleo sobre el electrón. La afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto más positivo sea el valor de la afinidad electrónica, mayor la tendencia del átomo a ganar un electrón. Por lo general, los metales tienen bajas energías de ionización, y los no metales altas afinidades electrónicas. 6. Los gases nobles son muy estables debido a que sus subni- veles externos ns y np están completamente llenos. Los me- tales de los elementos representativos (de los grupos 1A, 2A y 3A) tienden a perder electrones hasta que sus cationes se vuelven isoelectrónicos con el gas noble que los precede en la tabla periódica. Los no metales de los grupos 5A, 6A y 7A tienden a aceptar electrones hasta que sus aniones se vuelven isoelectrónicos con el gas noble que les sigue en la tabla periódica. Afinidad electrónica, p. 341 Carga nuclear efectiva (Zefect), p. 330 Electrones internos, p. 327 Electrones de valencia, p. 327 Elementos representativos, p. 326 Energía de ionización, p. 337 Isoelectrónicos, p. 330 Óxido anfótero, p. 353 Radio atómico, p. 331 Radio iónico, p. 333 Relaciones diagonales, p. 344 Desarrollo de la tabla periódica Preguntas de repaso 8.1 Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de Mendeleev. 8.2 ¿Cuál fue la contribución de Moseley a la tabla periódica moderna? 8.3 Describa los lineamientos generales de la tabla periódica moderna. 8.4 ¿Cuál es la relación más importante entre los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica? Clasificación periódica de los elementos Preguntas de repaso 8.5 ¿Cuáles de los siguientes elementos son metales, cuáles no metales y cuáles metaloides?: As, Xe, Fe, Li, B, Cl, Ba, P, I, Si. 8.6 Compare las propiedades físicas y químicas de los metales y de los no metales. 8.7 Dibuje un esquema general de una tabla periódica (no se requieren detalles). Indique dónde se localizan los meta- les, los no metales y los metaloides. Herramientas para obtener mayor provecho xxix 00_FRONT MATTER.indd 29 12/22/09 6:06:35 PM
- 31. L a química general suele considerarse como una ma- teria más difícil que las demás. En cierto sentido esto es justificable, por una razón: la química tiene un vo- cabulario muy especializado. En primer lugar, estudiar quí- mica es como aprender un nuevo idioma. además, algunos de sus conceptos son abstractos. Sin embargo, si es perseve- rante completará este curso exitosamente y hasta es posible que lo disfrute. aquí le presento algunas sugerencias que lo ayudarán a formar buenos hábitos de estudio y a dominar el material de este libro. • asista regularmente a clases y tome apuntes detallados. • Si es posible, repase a diario los apuntes de los temas que se cubrieron ese día en clase. utilice su libro para complementar sus notas. • Pensamiento crítico. Pregúntese si realmente compren- dió el significado de un término o el uso de una ecua- ción. una buena forma de probar lo que ha aprendido es explicar un concepto a un compañero de clases o a otra persona. • No dude en pedir ayuda al maestro o a su asistente. Las herramientas para la décima edición de Química están diseñadas para permitirle aprovechar mejor su curso de quí- mica general. La siguiente guía explica cómo obtener el ma- yor provecho del texto, la tecnología y otras herramientas. • antes de ahondar en el capítulo, lea el sumario y el avance del capítulo para darse una idea de los temas im- portantes. utilice el sumario para organizar sus apuntes en clase. • al final de cada capítulo, encontrará un resumen de conceptos, ecuaciones básicas y una lista de términos básicos, todo lo cual le servirá como un repaso para los exámenes. • Los términos básicos están acompañados de la página, de manera que pueda remitirse al capítulo y estudie su contexto, o bien lo revise en el glosario al final del li- bro. • un estudio detallado de los ejemplos solucionados en cada capítulo mejorará su capacidad para analizar pro- blemas y hacer los cálculos necesarios para resolverlos. También, tómese el tiempo para resolver el ejercicio de práctica que sigue a cada ejemplo y asegúrese de que ha entendido cómo resolver el tipo de problema ilustrado en el ejemplo. Las respuestas a los ejercicios de prácti- ca aparecen al final de cada capítulo, después de la lista de problemas. como práctica adicional, puede recurrir a problemas similares como los que aparecen al margen del ejemplo. • Las preguntas y problemas al final del capítulo están organizados por secciones. • En el índice podrá encontrar rápidamente conceptos cuando esté resolviendo problemas o estudiando temas relacionados en diferentes capítulos. Si sigue estas sugerencias y cumple asiduamente con sus tareas, encontrará que la química es una materia desa- fiante, pero menos difícil y mucho más interesante de lo que esperaba. —Raymond Chang xxx 00_FRONT MATTER.indd 30 12/22/09 6:06:36 PM
- 32. Química 01_CHAPTER 01.indd 1 12/20/09 11:52:52 AM
- 33. un globo lleno de hidrógeno explota al calentarlo con una flama. El hidrógeno gaseoso reacciona con el oxígeno que está en el aire para formar vapor de agua. La quí- mica es el estudio de las propieda- des de la materia y de los cambios que ésta experimenta. Los modelos muestran las moléculas de hidró- geno, oxígeno y agua. Química El estudio del cambio 01_CHAPTER 01.indd 2 12/20/09 11:53:03 AM
- 34. Media Player chapter Summary ARIS Example Practice Problems End of chapter Problems Quantum Tutors End of chapter Problems 3 Avance del capítulo • Este capítulo inicia con una breve introducción al estudio de la química y su función dentro de la sociedad moderna (1.1 y 1.2) • a continuación conoceremos las bases del método científico, que es una metodología sistemática para la investigación en todas las disciplinas científicas. (1.3) • Definiremos el concepto de materia y observaremos que una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. Distinguiremos entre una mezcla homogénea y una heterogénea. aprenderemos que, en principio, toda la materia puede existir en cualquiera de los tres estados: sólido, líquido o gaseoso. (1.4 y 1.5) • Para caracterizar una sustancia necesitamos conocer sus propiedades físicas, las cuales son observables sin que sus propiedades químicas e identidad sufran cambio alguno, lo que sólo puede demostrarse mediante cambios químicos. (1.6) • Debido a que se trata de una ciencia experimental, la química involucra el uso de las mediciones. conoceremos las unidades básicas del Si (Sistema internacional de medidas) y emplearemos sus unidades derivadas en cantidades como el volu- men y la densidad. También estudiaremos las tres escalas de temperatura: celsius, Fahrenheit y Kelvin. (1.7) • con frecuencia, los cálculos químicos implican el uso de cantidades muy pequeñas o muy grandes, y una manera conveniente para tratar con algunas de estas cifras es la notación científica. En los cálculos o mediciones cada cantidad debe presentar el número adecuado de cifras significativas, las que corresponden a dígitos importan- tes. (1.8) • Por último, entenderemos la utilidad del análisis dimensional para los cálculos quí- micos. al considerar las unidades a lo largo de la secuencia completa de cálculos, todas las unidades se cancelarán, a excepción de aquella que se busca. (1.9) La química es una ciencia activa y en evolución que tiene importancia vital en nuestro planeta, tanto en la naturaleza como en la sociedad. aunque sus raíces son antiguas, la química es en todos sentidos una ciencia moderna, como veremos un poco más adelante. iniciaremos el estudio de la química en el nivel macroscópico, en el que es posible observar y medir los materiales que forman nuestro mundo. En este capítulo analiza- remos el método científico, que es la base para la investigación no sólo en química, sino también en las demás ciencias. Luego, descubriremos la forma en que los cientí- ficos definen y caracterizan a la materia. Por último, dedicaremos un poco de tiempo al aprendizaje del manejo de los resultados numéricos de las mediciones químicas y a la resolución de problemas numéricos. En el capítulo 2 iniciaremos la exploración del mundo microscópico de átomos y moléculas. Sumario 1.1 Química: una ciencia para el siglo xxi 1.2 Estudio de la química 1.3 El método científico 1.4 clasificación de la materia 1.5 Los tres estados de la materia 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia 1.7 mediciones 1.8 manejo de los números 1.9 análisis dimensional en la resolución de problemas 01_CHAPTER 01.indd 3 12/20/09 11:53:15 AM
- 35. 4 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.1 Química: una ciencia para el siglo xxi La química es el estudio de la materia y los cambios que ocurren en ella. Es frecuente que se le considere como la ciencia central, ya que los conocimientos básicos de química son indis- pensables para los estudiantes de biología, física, geología, ecología y muchas otras discipli- nas. De hecho, la química es parte central de nuestro estilo de vida; a falta de ella, nuestra vida sería más breve en lo que llamaríamos condiciones primitivas, sin automóviles, electricidad, computadoras, discos compactos y muchas otras comodidades modernas. aunque la química es una ciencia antigua, sus fundamentos modernos se remontan al siglo xix, cuando los adelantos intelectuales y tecnológicos permitieron que los científicos separaran sustancias en sus componentes y, por tanto, explicaran muchas de sus características físicas y químicas. El desarrollo acelerado de tecnología cada vez más refinada durante el si- glo xx nos ha brindado medios cada vez mayores para estudiar lo que es inapreciable a simple vista. El uso de las computadoras y microscopios especiales, por citar un ejemplo, permite que los químicos analicen la estructura de los átomos y las moléculas (las unidades fundamentales en las que se basa el estudio de la química) y diseñen nuevas sustancias con propiedades espe- cíficas, como fármacos y productos de consumo no contaminantes. En este principio del siglo xxi conviene preguntarnos qué función tendrá la ciencia cen- tral en esta centuria. Es casi indudable que la química mantendrá una función fundamental en todas las áreas de la ciencia y la tecnología. antes de profundizar en el estudio de la materia y su transformación, consideremos algunas fronteras que los químicos exploran actualmente (figura 1.1). Sin importar las razones por las que tome un curso de introducción a la química, el conocimiento adecuado de esta disciplina le permitirá apreciar sus efectos en la sociedad y en usted. Salud y medicina Tres logros importantes en el siglo xx han permitido la prevención y tratamiento de enfer- medades. Se trata de medidas de salud pública que establecieron sistemas sanitarios para proteger a numerosas personas contra enfermedades infecciosas; la cirugía con anestesia, que ha posibilitado a los médicos curar enfermedades posiblemente mortales, como la apendicitis, y el advenimiento de vacunas y antibióticos, que hicieron factible la prevención de enferme- dades causadas por microorganismos. La terapia génica al parecer será la cuarta revolución en la medicina. (Los genes son la unidad básica de la herencia.) Se cuentan por miles las en- fermedades conocidas, entre ellas la fibrosis quística y la hemofilia, ocasionadas por un daño heredado de un solo gen. muchos otros padecimientos, como cáncer, enfermedades cardiacas, sida y artritis, resultan hasta cierto punto de alteraciones de uno o más genes relacionados con los sistemas de defensa del organismo. En la terapia génica se inserta un gen sano espe- cífico en las células del paciente para curar o aminorar esos trastornos. a fin de ejecutar esos procedimientos, el médico debe tener conocimientos sólidos de las propiedades químicas de los componentes moleculares implicados. La descodificación del genoma humano, que com- prende todo el material genético de nuestro organismo y desempeña una función esencial en la terapia génica, se basa principalmente en técnicas químicas. Los químicos de la industria farmacéutica investigan fármacos potentes con pocos o nulos efectos adversos para el tratamiento del cáncer, sida y muchas otras enfermedades, además de fármacos para aumentar el número de trasplantes exitosos de órganos. En una escala más amplia, mejorar nuestra comprensión sobre el mecanismo del envejecimiento permitirá lograr esperanza de vida más prolongada y saludable para los habitantes del planeta. Energía y ambiente La energía es un producto secundario de muchos procesos químicos, y al continuar el aumento en su demanda, tanto en países industrializados, entre ellos Estados unidos, como en nacio- El ideograma chino para el término química significa “el estudio del cambio”. 01_CHAPTER 01.indd 4 12/20/09 11:53:17 AM
- 36. 51.1 Química: una ciencia para el siglo xxi nes en vías de desarrollo, como china, los químicos intentan activamente encontrar nuevas fuentes de energía. En la actualidad, las principales fuentes de energía son los combustibles fósiles (carbón, petróleo y gas natural). Las reservas estimadas de estos combustibles durarán otros 50 a 100 años con el ritmo actual de consumo, por lo que es urgente encontrar fuentes alternas. La energía solar al parecer es una fuente viable de energía para el futuro. cada año, la superficie terrestre recibe de la luz solar alrededor de 10 veces la energía contenida en todas las reservas conocidas de carbón, petróleo, gas natural y uranio combinadas. Sin embargo, gran parte de esa energía se “desperdicia” al reflejarse hacia el espacio exterior. En los últimos 30 años, las intensas actividades de investigación han mostrado que la energía solar puede aprovecharse con efectividad de dos maneras. una de ellas es su conversión directa en electri- cidad mediante el uso de dispositivos llamados celdas fotovoltaicas. La otra consiste en usar la luz solar para obtener hidrógeno a partir del agua. Luego, el hidrógeno alimenta a una celda combustible para generar electricidad. aunque se han logrado adelantos en los conocimientos del proceso científico de conversión de la energía solar en electricidad, la tecnología todavía no ha mejorado al punto de que sea factible producir electricidad en gran escala y con costo económicamente aceptable. Sin embargo, se ha predicho que para el año 2050 la energía solar satisfará más de 50% de las necesidades energéticas. otra posible fuente de energía es la fisión nuclear, si bien el futuro de la industria nuclear en Estados unidos y otros países es incierto a causa de preocupaciones ambientalistas sobre los desechos radiactivos de los procesos de fisión. Los químicos pueden ayudar en el mejo- Figura 1.1 a) Salida de datos de un equipo automatizado secuenciador de ADN. Cada línea muestra una secuencia (indicada por colores distintos) obtenida de muestras distintas de ADN. b) Celdas fotovol- taicas. c) Oblea de silicio en fabricación. d) La hoja de la izquierda se tomó de una planta de tabaco no sometida a ingeniería genética y expuesta a la acción del gusano del tabaco. La hoja de la derecha sí fue sometida a ingeniería genética y apenas la atacaron los gusanos. Es factible aplicar la misma técnica para proteger las hojas de otros tipos de plantas. a) c) b) d) 01_CHAPTER 01.indd 5 12/20/09 11:53:22 AM
- 37. 6 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio ramiento del destino final de los desechos nucleares. La fusión nuclear, el proceso que ocurre en el Sol y otras estrellas, genera enormes cantidades de energía sin producir muchos dese- chos radiactivos peligrosos. al cabo de otro medio siglo, es probable que la fusión nuclear se convierta en una fuente significativa de energía. La producción y utilización de la energía se relacionan estrechamente con la calidad del ambiente. una desventaja importante de quemar combustibles fósiles es que se produce dióxido de carbono, que es uno de los gases de invernadero (es decir, los que promueven el calentamiento de la atmósfera terrestre), además de dióxido de azufre y óxidos de nitrógeno, que producen la lluvia ácida y el esmog. (El aprovechamiento de la energía solar no tiene esos efectos nocivos en el ambiente.) El uso de automóviles eficientes en el consumo de combus- tibles y de convertidores catalíticos más efectivos debe permitir una reducción considerable de las emisiones automotrices nocivas y el mejoramiento de la calidad de la atmósfera en las áreas con tránsito vehicular intenso. además, debe aumentar el uso de automóviles eléctricos equipados con baterías duraderas y de automóviles híbridos, alimentados por baterías y gaso- lina, lo que ayudará a minimizar la contaminación atmosférica. Materiales y tecnología La investigación y el desarrollo de la química en el siglo xx han generado nuevos materiales con efecto de mejoramiento profundo de la calidad de vida y han ayudado a mejorar la tecno- logía de diversas maneras. unos cuantos ejemplos son los polímeros (incluidos el caucho y el nailon), la cerámica (como la que se usa en utensilios de cocina), los cristales líquidos (como los de las pantallas electrónicas), los adhesivos (como los usados en notas adherentes) y los materiales de recubrimiento (por ejemplo, las pinturas de látex). ¿Qué nos reserva el futuro cercano? algo muy probable es el uso de materiales supercon- ductores a temperatura ambiente. La electricidad se conduce por cables de cobre, que no son conductores perfectos. Por consiguiente, casi 20% de la energía eléctrica se pierde en forma de calor entre la planta generadora de electricidad y los hogares u oficinas, lo que constitu- ye un desperdicio enorme. Los superconductores son materiales desprovistos de resistencia eléctrica, y por tanto conducen la electricidad sin pérdida de energía. aunque el fenómeno de la superconductividad a temperaturas muy bajas (más de 400 grados Fahrenheit por debajo del punto de congelación del agua) se ha conocido durante más de 90 años, un adelanto im- portante a mediados del decenio de 1980 reveló que es posible fabricar materiales que actúen como superconductores a la temperatura ambiente o cerca de ella. Los químicos han ayudado en el diseño y síntesis de nuevos materiales promisorios en dicha búsqueda. En los 30 años siguientes, veremos la aplicación en gran escala de superconductores a altas temperaturas en la resolución de imágenes por resonancia magnética (iRm), trenes de levitación magnética y fusión nuclear. Si fuera necesario mencionar un adelanto tecnológico que ha conformado nuestras vidas más que ningún otro, habría que señalar a las computadoras. El “motor” que impulsa la revo- lución de las computadoras es el microprocesador, el diminuto chip de silicio que ha servido de base para numerosas invenciones, como las computadoras portátiles y aparatos de fax. La eficiencia de los microprocesadores se juzga según la velocidad con la que realizan operacio- nes matemáticas, como la suma. El ritmo del progreso es tal que desde su advenimiento se ha duplicado la velocidad de los microprocesadores cada 18 meses. La calidad de un micropro- cesador depende de la pureza del chip de silicio y de la capacidad para agregar la cantidad ne- cesaria de otras sustancias, situación en que los químicos desempeñan una función importante en la investigación y desarrollo de chips de silicio. En el futuro, los científicos empezarán a explorar las perspectivas de la “computación molecular”, es decir, la sustitución del silicio con moléculas. Las ventajas radican en que puede lograrse que ciertas moléculas respondan a la luz, no a los electrones, con lo que se tendrían computadoras ópticas, no electrónicas. con base en la ingeniería genética apropiada, los científicos pueden sintetizar esas moléculas con microorganismos, que sustituirían a grandes fábricas. Las computadoras ópticas también ten- drían una capacidad mucho mayor de almacenamiento que las electrónicas. 01_CHAPTER 01.indd 6 12/20/09 11:53:23 AM
- 38. 71.2 Estudio de la química Alimentos y agricultura ¿cómo alimentar a la creciente población mundial? En países pobres, casi 80% de la fuerza laboral se dedica a la producción agrícola y la mitad del presupuesto familiar promedio se gasta en alimentos. Ello constituye una carga enorme para los recursos de esas naciones. Los factores que afectan la producción agrícola son la riqueza del suelo, los insectos y enferme- dades que dañan los cultivos, y otras plantas que compiten por los nutrientes. además de la irrigación, los agricultores recurren a fertilizantes y plaguicidas para mejorar la productividad de sus cultivos. Desde el decenio de 1950, el tratamiento de los cultivos infestados por plagas ha consistido a veces en la aplicación indiscriminada de compuestos químicos potentes. Es frecuente que tales medidas hayan tenido efectos nocivos graves en el ambiente. inclusive el uso excesivo de fertilizantes es dañino para el suelo, el agua y el aire. a fin de satisfacer la demanda de alimentos en el siglo xxi, deben idearse estrategias novedosas para la actividad agrícola. Se ha demostrado ya que con la biotecnología es po- sible obtener cultivos más abundantes y de mejor calidad. Estas técnicas se han aplicado a muchos productos agrícolas, no sólo para mejorar su producción, sino también para obtener más cosechas anuales. Por ejemplo, se sabe que cierta bacteria produce una proteína tóxica para las orugas que comen hojas. La inclusión del gen que codifica la toxina en las plantas cultivadas les brinda protección contra ellas, de modo que no se requieran los pesticidas. Los investigadores también han encontrado la forma de prevenir la reproducción de las plagas de insectos. Los insectos se comunican entre sí al emitir moléculas especiales, llamadas fero- monas, ante las cuales reaccionan. La identificación y la síntesis de feromonas implicadas en el apareamiento permiten interferir en el ciclo reproductivo normal de plagas comunes, por ejemplo, al inducir el apareamiento reproductivo prematuro de los insectos o engañar a las hembras para que copulen con machos estériles. En adición, los químicos pueden idear for- mas de aumentar la producción de fertilizantes menos dañinos para el ambiente y sustancias que eliminen selectivamente las hierbas nocivas. 1.2 Estudio de la química En comparación con otras disciplinas, es habitual la idea de que la química es más difícil, al menos en el nivel básico. Dicha percepción se justifica hasta cierto punto; por ejemplo, es una disciplina con un vocabulario muy especializado. Sin embargo, inclusive si éste es el primer curso de química que toma usted, ya está familiarizado con el tema mucho más de lo que su- pone. En las conversaciones cotidianas escuchamos palabras relacionadas con la química, si bien no necesariamente usadas en el sentido científicamente correcto. Ejemplo de ello son tér- minos como “electrónica”, “salto cuántico”, “equilibrio”, “catalizador”, “reacción en cadena” y “masa crítica”. además, si usted cocina, ¡entonces es un químico en ejercicio! Gracias a su experiencia en la cocina, sabe que el aceite y el agua no se mezclan y que si deja hervir el agua en la estufa llega un momento en que se evapora por completo. También aplica los principios de la química y la física cuando usa el bicarbonato de sodio en la elaboración de pan; una olla a presión para abreviar el tiempo de preparación de guisos, añade ablandador de carnes a un platillo, exprime un limón sobre rebanadas de pera para evitar que se tornen oscuras o sobre el pescado para minimizar su olor, o añade vinagre al agua en la que cuece huevos. Todos los días observamos esos cambios sin pensar en su naturaleza química. El propósito de este curso es hacer que usted piense como químico, que vea el mundo macroscópico, lo que podemos ver y tocar directamente, y visualice las partículas y fenómenos del mundo microscópico que no podemos experimentar sin la tecnología moderna y nuestra imaginación. al principio es factible que le confunda que su profesor de química y este libro alter- nen continuamente entre los mundos microscópico y macroscópico. Simplemente debe tener presente que los datos de las investigaciones químicas suelen provenir de observaciones de fenómenos a gran escala, si bien las explicaciones suelen radicar en el mundo microscópico invisible e imaginario de átomos y moléculas. En otras palabras, los químicos frecuentemente ven algo (en el mundo macroscópico) y piensan en algo más (en el mundo microscópico). Por 01_CHAPTER 01.indd 7 12/20/09 11:53:24 AM
- 39. 8 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio ejemplo, al observar los clavos oxidados de la figura 1.2, un químico pensaría en las propie- dades básicas de los átomos individuales del hierro y la forma en que interaccionan dichas unidades con otros átomos y moléculas para producir el cambio observado. 1.3 El método científico Todas las ciencias, incluidas las sociales, recurren a variantes de lo que se denomina método científico, que es un enfoque sistemático para la investigación. Por ejemplo, un psicólogo que pretende indagar el efecto del ruido en la capacidad de las personas para aprender química y un químico interesado en medir el calor liberado por la combustión del hidrógeno gaseoso en presencia de aire utilizarían aproximadamente el mismo procedimiento en sus investiga- ciones. El primer paso consiste en definir de manera minuciosa el problema. El siguiente es realizar experimentos, elaborar observaciones detalladas y registrar la información, o datos, concernientes al sistema, es decir, a la parte del universo que se investiga. (En los ejemplos recién mencionados, los sistemas son el grupo de personas que estudia el psicólogo y una mezcla de hidrógeno y aire, respectivamente.) Los datos obtenidos en una investigación pueden ser cualitativos, o sea, consistentes en observaciones generales acerca del sistema, y cuantitativos, es decir, comprende los núme- ros obtenidos de diversas mediciones del sistema. En general, los químicos usan símbolos y ecuaciones estandarizados en el registro de sus mediciones y observaciones. Esta forma de representación no sólo simplifica el proceso de registro, sino que también constituye una base común para la comunicación con otros químicos. una vez terminados los experimentos y registrados los datos, el paso siguiente del método científico es la interpretación, en la que el científico intenta explicar el fenómeno observado. con base en los datos recopilados, el investigador formula una hipótesis, que es una explica- ción tentativa de un conjunto de observaciones. Luego, se diseñan experimentos adicionales para verificar la validez de la hipótesis en tantas formas como sea posible y el proceso se inicia de nuevo. En la figura 1.3 se resumen los pasos principales del proceso de investigación. Figura 1.2 Vista molecular simplificada de la formación de la herrumbre (Fe2O3) a partir de átomos de hierro (Fe) y moléculas de oxígeno (O2). En realidad, el proceso requiere agua y la herrumbre también contiene moléculas de agua. 88n Fe Fe2O3 O2 01_CHAPTER 01.indd 8 12/20/09 11:53:32 AM
- 40. 91.3 El método científico Después de recopilar un gran volumen de datos, a menudo es aconsejable resumir la información de manera concisa, como una ley. En la ciencia, una ley es un enunciado conci- so, verbal o matemático, de una relación entre fenómenos que es siempre la misma bajo las mismas condiciones. Por ejemplo, la segunda ley del movimiento de Sir isaac Newton, que tal vez recuerde de sus cursos de física, afirma que la fuerza es igual a la masa por la aceleración (F = ma). El significado de esta ley es que el aumento en la masa o en la aceleración de un objeto siempre incrementa proporcionalmente su fuerza, en tanto que una disminución en la masa o en la aceleración indudablemente reduce su fuerza. Las hipótesis que resisten muchas pruebas experimentales de su validez pueden conver- tirse en teorías. una teoría es un principio unificador que explica un conjunto de hechos o las leyes basadas en esos hechos. Las teorías también son sometidas a valoración constante. Si una teoría es refutada en un experimento, se debe desechar o modificar para hacerla com- patible con las observaciones experimentales. aprobar o descartar una teoría puede tardarse años o inclusive siglos, en parte por la carencia de la tecnología necesaria. La teoría atómica, que es tema del capítulo 2, es un ejemplo al respecto. Se precisaron más de 2 000 años para confirmar este principio fundamental de la química que propuso Demócrito, un filósofo de la antigua Grecia. un ejemplo más contemporáneo es la teoría del Big Bang sobre el origen del universo, que se comenta en la página 10. Los adelantos científicos pocas veces, si acaso, se logran de manera rígida, paso a paso. En ocasiones, una ley precede a la teoría correspondiente, o viceversa. Es posible que dos científicos empiecen a trabajar en un proyecto exactamente con el mismo objetivo y terminen con enfoques del todo distintos. Después de todo, los científicos son seres humanos, y su for- ma de pensar y trabajar está sujeta a influencia considerable de sus antecedentes, capacitación y personalidad. El desarrollo de la ciencia ha sido irregular y a veces ilógico. Los grandes descubrimien- tos son resultado de las contribuciones y experiencias acumuladas de muchos investigadores, pese a que el crédito por la formulación de una teoría o ley por lo regular se otorga a una sola persona. Por supuesto, la suerte es un factor en los descubrimientos científicos, si bien se ha afirmado que “las oportunidades favorecen a las mentes preparadas”. Se requiere atención y capacidad para reconocer la importancia de un descubrimiento accidental y sacar máximo provecho de él. Es muy frecuente que el público general se entere sólo de los adelantos cien- tíficos espectaculares. Sin embargo, por cada una de esas historias muy conocidas existen cientos de casos de científicos que han dedicado años a trabajar en proyectos que finalmente terminaron siendo infructuosos, y en los que se logran resultados positivos sólo después de muchos errores y a un ritmo tan lento que pasan inadvertidos. inclusive esas investigaciones infructuosas contribuyen de alguna manera al avance continuo del conocimiento del universo físico. Es el amor por la investigación lo que mantiene en el laboratorio a muchos científicos. Figura 1.3 Los tres niveles del estudio de la química y su relación. La observación corres- ponde a fenómenos en el mundo macroscópico; los átomos y moléculas conforman el mundo microscópico. La representación es una escritura científica abre- viada que describe un experi- mento con símbolos y ecuaciones químicas. Los químicos usan su conocimiento de los átomos y moléculas para explicar un fenó- meno observado. RepresentaciónObservación Interpretación Revisión de conceptos ¿cuál de los siguientes enunciados es verdadero? a) una hipótesis siempre conduce a la formulación de una ley. b) El método científico es una secuencia rigurosa de pasos para la resolución de problemas. c) una ley resume una serie de observaciones experimentales; una teoría ofrece una explicación de esas observaciones. 01_CHAPTER 01.indd 9 12/20/09 11:53:35 AM
- 41. 10 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.4 Clasificación de la materia al principio del capítulo definimos la química como el estudio de la materia y los cambios que experimenta. La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. La materia incluye lo que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles) y lo que no podemos ver ni tocar (como el aire). así pues, todo en el universo tiene una conexión “química”. q u í m i c a en acción Foto a color de alguna galaxia distante, incluyendo la posición de un quasar. El helio primordial y la teoría del Big Bang ¿De dónde venimos? ¿cómo se originó el universo? Los seres humanos nos hemos hecho estas preguntas desde que tenemos capacidad de raciocinio. La búsqueda de respuestas constituye un ejemplo del método científico. En el decenio de 1940, el físico ruso-estadounidense George Gamow planteó la hipótesis de que el universo se inició miles de millones de años atrás con una explosión gigantesca, el Big Bang. En esos primeros momentos, el universo ocupaba un volumen dimi- nuto y su temperatura era más alta de lo imaginable. Esta brillante bola de fuego de radiación mezclada con partículas microscópicas de materia se enfrió gradualmente, hasta que se formaron los áto- mos. Por la influencia de la fuerza de gravedad, estos átomos se agruparon para formar miles de millones de galaxias, incluida la nuestra, la Vía Láctea. El concepto de Gamow es interesante y muy provocativo. Se ha puesto a prueba experimentalmente de diversas maneras. Por principio de cuentas, las mediciones demostraron que el universo está en expansión, es decir, que las galaxias se alejan unas de otras a gran velocidad. Este hecho es compatible con el nacimiento ex- plosivo del universo. al imaginar tal expansión en retroceso, como cuando se rebobina una película, los astrónomos han deducido que el universo se inició hace unos 13 000 millones de años. La segunda observación que sustenta la hipótesis de Gamow es la detección de radiación cósmica de fondo. a lo largo de miles de millones de años, ¡el universo inimaginablemente caliente se ha enfriado hasta una temperatura de 3 K (o sea, –270°c)! a esta temperatura, gran parte de la energía corresponde a la región de microondas. Puesto que el Big Bang habría ocurrido simultáneamente en todo el dimi- nuto volumen del universo en formación, la radiación que generó debe haber llenado todo el universo. así pues, la radiación debe ser la misma en todo el universo que observamos. De hecho, las señales de microondas que registran los astrónomos son independientes de la dirección. El tercer dato que sustenta la hipótesis de Gamow es el descu- brimiento del helio primordial. Los científicos piensan que el helio y el hidrógeno (los elementos más ligeros) fueron los primeros que se formaron en las etapas iniciales de la evolución cósmica. (Se cree que otros elementos más pesados, como el carbono, nitrógeno y oxí- geno, se formaron más adelante por reacciones nucleares en las que participaron el hidrógeno y el helio, en el centro de las estrellas.) De ser así, un gas difuso formado por hidrógeno y helio se habría diseminado por todo el universo naciente antes de que se formaran muchas de las galaxias. En 1995, los astrónomos que analizaron la luz ultravioleta proveniente de un lejano quasar (poderosa fuente de luz y de señales de radio que se considera como una galaxia en explosión en el borde del universo) descubrieron que una parte de la luz era absorbida por los átomos de helio en su trayecto a la Tierra. Puesto que el quasar en cuestión dista de nuestro planeta más de 10 000 millones de años luz (un año luz es la distancia que recorre la luz en un año), la luz que llega a la Tierra corresponde a fenóme- nos que ocurrieron hace más de 10 000 millones de años. ¿Por qué el hidrógeno no fue el elemento más abundante que se detectó? El átomo de hidrógeno tiene un solo electrón, que se desprende por la luz de un quasar en el proceso llamado ionización. Los átomos de hidrógeno ionizados no pueden absorber en absoluto la luz del qua- sar. Por otra parte, el átomo de helio tiene dos electrones. La radia- ción puede quitarle al helio uno de sus electrones; pero no siempre ambos. Los átomos de helio ionizados todavía absorben luz y, por tanto, son detectables. Los defensores de la explicación de Gamow se regocijaron ante la detección de helio en los confines distantes del universo. En reconocimiento de todos los datos sustentadores, los científi- cos ahora se refieren a la hipótesis de Gamow como teoría del Big Bang. 01_CHAPTER 01.indd 10 12/20/09 11:53:39 AM
- 42. 111.4 clasificación de la materia Los químicos distinguen varios subtipos de materia con base en su composición y pro- piedades. La clasificación de la materia incluye sustancias, mezclas, elementos y compuestos, además de los átomos y moléculas, que estudiaremos en el capítulo 2. Sustancias y mezclas una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propie- dades distintivas. Son ejemplos de ello el agua, amoniaco, azúcar de mesa (sacarosa), oro y oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar según su aspecto, color, sabor y otras propiedades. una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que éstas conservan sus propiedades. algunos ejemplos familiares de ello son el aire, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. Las mezclas no poseen composición constante. Por tanto, las muestras de aire obtenidas en distintas ciudades probablemente diferirán en su composición a causa de diferen- cias de altitud, contaminación atmosférica, etcétera. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. cuando se disuelve una cucharada de azúcar en agua, se obtiene una mezcla homogénea, en la que la composición de la mezcla es uniforme. Sin embargo, al mezclar arena con virutas de hierro, tanto una como las otras se mantienen separadas (figura 1.4). En tal caso, se habla de una mezcla heterogénea porque su composición no es uniforme. cualquier mezcla, sea homogénea o heterogénea, se puede formar y luego separar por medios físicos en sus componentes puros sin cambiar la identidad de tales componentes. así pues, el azúcar se puede recuperar de una disolución acuosa al calentar esta última y evaporarla por completo. La condensación del vapor permite recuperar el agua. En cuanto a la separación de la mezcla hierro-arena, es posible usar un imán para separar las virutas de hierro, ya que el imán no atrae a la arena misma [figura 1.4b)]. Después de la separación, los componentes de la mezcla tendrán la misma composición y propiedades que al principio. Elementos y compuestos Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. un elemento es una sustancia que no se puede separar en otras más sencillas por medios químicos. Hasta la fecha se han identificado 117 elementos. La mayoría de ellos se encuentran de manera natural en la Tierra. Los otros se han obtenido por medios científicos mediante procesos nucleares, que son tema del capítulo 23 de este texto. a) b) Figura 1.4 a) La mezcla con- tiene virutas de hierro y arena. b) Un imán permite separar las virutas de hierro de la mezcla. Esta misma técnica se usa en mayor escala para separar hierro y acero de objetos no magné- ticos, como aluminio, vidrio y plásticos. 01_CHAPTER 01.indd 11 12/20/09 11:53:42 AM
- 43. 12 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio Por conveniencia, los químicos usan símbolos de una o dos letras para representar a los elementos. La primera letra del símbolo siempre es mayúscula, no así la letra siguiente. Por ejemplo, co es el símbolo del elemento cobalto, en tanto que co es la fórmula de la molécula monóxido de carbono. En la tabla 1.1 se muestran los nombres y símbolos de algunos de los elementos más comunes. Los símbolos de algunos elementos se derivan de su nombre en latín, por ejemplo, au de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio), en cambio, en muchos otros casos guardan correspondencia con su nombre en inglés. En el apéndice 1 se incluye una lista del origen de los nombres de los elementos y de los científicos que los descubrieron. Los átomos de muchos elementos pueden interactuar entre sí para formar compuestos. Por ejemplo, la combustión del hidrógeno gaseoso con el oxígeno gaseoso forma agua, cuyas propiedades difieren claramente de las correspondientes a los elementos que la forman. El agua consiste en dos partes de hidrógeno por una de oxígeno. Esta composición no se modifi- ca, sin importar que el agua provenga de un grifo en Estados unidos, de un lago en mongolia o de las capas de hielo de marte. así pues, el agua es un compuesto, o sea, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas. a diferencia de las mezclas, los compuestos sólo se pueden separar en sus componentes puros por medios químicos. Las relaciones entre los elementos, compuestos y otras categorías de materia se resumen en la figura 1.5. TABLA 1.1 Algunos elementos comunes y sus símbolos Nombre Símbolo Nombre Símbolo Nombre Símbolo aluminio al cromo cr oro au arsénico as Estaño Sn oxígeno o azufre S Flúor F Plata ag Bario Ba Fósforo P Platino Pt Bismuto Bi Hidrógeno H Plomo Pb Bromo Br Hierro Fe Potasio K calcio ca magnesio mg Silicio Si carbono c manganeso mn Sodio Na cloro cl mercurio Hg Tungsteno W cobalto co Níquel Ni Yodo i cobre cu Nitrógeno N Zinc Zn Revisión de conceptos ¿cuál de los siguientes diagramas representa elementos y cuál representa compuestos? cada esfera de color (o esfera truncada) representa a un átomo. (a) (b) (c) (d)a) c)b) d) 01_CHAPTER 01.indd 12 12/20/09 11:53:59 AM
- 44. 131.5 Los tres estados de la materia 1.5 Los tres estados de la materia al menos en principio, todas las sustancias pueden existir en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. como se muestra en la figura 1.6, los gases difieren de los líquidos y sólidos en la distancia que media entre las moléculas. En un sólido, las moléculas se mantienen juntas de manera ordenada, con escasa libertad de movimiento. Las moléculas de un líquido están cerca unas de otras, sin que se mantengan en una posición rígida, por lo que pueden moverse. En un gas, las moléculas están separadas entre sí por distancias grandes en comparación con el tamaño de las moléculas mismas. Son posibles las conversiones entre los tres estados de la materia sin que cambie la com- posición de la sustancia. al calentar un sólido (por ejemplo, el hielo) se funde y se transforma en líquido (agua). (La temperatura en la que ocurre esa transición se denomina punto de fusión.) Su calentamiento adicional convierte al líquido en gas. (Esta conversión sobreviene en el punto de ebullición del líquido.) Por otra parte, el enfriamiento de un gas hace que se condense en la forma de líquido. al enfriar adicionalmente este líquido, se congela a su forma Mezclas homogéneas Mezclas Separación por métodos químicos Separación por métodos físicos Materia Sustancias puras Mezclas heterogéneas Compuestos Elementos Figura 1.5 Clasificación de la materia. Figura 1.6 Representación microscópica de un sólido, un líquido y un gas. Sólido GasLíquido 01_CHAPTER 01.indd 13 12/20/09 11:54:09 AM
- 45. 14 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio sólida. Los tres estados de la materia se muestran en la figura 1.7. advierta que las propie- dades del agua son únicas entre las sustancias comunes, ya que las moléculas en su estado líquido están más cerca unas de otras que en el estado sólido. Figura 1.7 Los tres estados de la materia. Un lingote caliente transforma el hielo en agua y luego en vapor de agua. 1.6 Propiedades físicas y químicas de la materia Se identifican las sustancias por sus propiedades y su composición. El color, punto de fusión y punto de ebullición son propiedades físicas. una propiedad física se puede medir y obser- var sin que se modifique la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo, es posible Revisión de conceptos un cubo de hielo se colocó en un recipiente cerrado. cuando se calienta, el cubo de hielo primero se derrite y después el agua hierve hasta formar vapor. ¿cuál de los siguientes enunciados es verdadero? a) La apariencia física del agua es diferente en cada etapa de cambio. b) La masa de agua es la mayor para el cubo de hielo y la menor para el vapor. 01_CHAPTER 01.indd 14 12/20/09 11:54:16 AM
- 46. 151.6 Propiedades físicas y químicas de la materia medir el punto de fusión del hielo al calentar un bloque de hielo y registrar la temperatura en la que se convierte en agua. El agua difiere del hielo sólo en su aspecto, no en su composición, de modo que se trata de un cambio físico; es posible congelar el agua para obtener de nuevo hielo. De esta manera, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física. De manera similar, cuando se afirma que el helio gaseoso es más ligero que el aire se hace referencia a una propiedad física. Por otra parte, la aseveración: “el hidrógeno se quema en presencia de oxígeno para for- mar agua”, describe una propiedad química del hidrógeno, ya que a fin de observar esta propiedad debe ocurrir un cambio químico, en este caso, la combustión. Después del cambio, desaparece la sustancia química original, el hidrógeno, y sólo queda otra sustancia química distinta, el agua. Es imposible recuperar el hidrógeno a partir del agua mediante un cambio físico, como la ebullición o congelación. cada vez que se cuece un huevo, ocurre un cambio químico. cuando se someten a tem- peraturas cercanas a 100ºc, la yema y la clara experimentan cambios que no sólo modifican su aspecto físico, sino también su composición química. Después, al comerse, el huevo se modifica de nuevo, por efecto de sustancias del cuerpo humano llamadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico. Lo que ocurre durante la digestión depende de las propiedades químicas de las enzimas y los alimentos. Todas las propiedades mensurables de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales: propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medido de una propie- dad extensiva depende de la cantidad de materia que se considere. La masa, que es la canti- dad de materia en una muestra dada de una sustancia, es una propiedad extensiva. más ma- teria significa más masa. Los valores de una misma propiedad extensiva pueden sumarse. Por ejemplo, dos monedas de cobre tienen la misma masa combinada que la suma de las masas de cada moneda, en tanto que la longitud de dos canchas de tenis es la suma de las longitudes de ambas canchas. El volumen, que se define como la longitud elevada al cubo, es otra propie- dad extensiva. El valor de una cantidad extensiva depende de la cantidad de materia. El valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuánta materia se considere. La densidad, que se define como la masa de un objeto dividida entre su volumen, es una pro- piedad intensiva. También lo es la temperatura. Suponga que se tienen dos matraces llenos de agua que está a la misma temperatura. Si se combinan para tener un solo volumen de agua en un matraz más grande, la temperatura de este mayor volumen de agua será la misma que en los dos matraces separados. a diferencia de la masa, longitud y volumen, la temperatura y otras propiedades intensivas no son aditivas. Revisión de conceptos El diagrama en a) muestra un compuesto integrado por átomos de dos elementos (representados por las esferas rojas y verdes) en estado líquido. ¿cuál de los diagramas en b) a d) representa un cambio físico y cuál un cambio químico? Combustión del hidrógeno en el aire para formar agua. (a) (b) (c) (d) a) c)b) d) 01_CHAPTER 01.indd 15 12/20/09 11:54:28 AM
- 47. 16 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.7 Mediciones Los químicos frecuentemente realizan mediciones que usan en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas. Los diferentes instrumentos permiten medir las propiedades de una sustancia: con una cinta métrica se mide la longitud; con la bureta, pipeta, probeta graduada y matraz volumétrico, el volumen (figura 1.8); con la balanza, la masa, y con el termómetro, la temperatura. Estos instrumentos proporcionan mediciones de propiedades macroscópicas que pueden determinarse directamente. Las propiedades microscópicas, en la escala atómi- ca o molecular, tienen que determinarse con un método indirecto, como analizaremos en el capítulo 2. una cantidad medida suele describirse como un número con una unidad apropiada. afir- mar que la distancia en automóvil entre NuevaYork y San Francisco por cierta carretera es de 5 166 no tiene sentido. Se requiere especificar que la distancia es de 5 166 km. Lo mismo es válido en química; las unidades son esenciales para expresar correctamente las mediciones. Unidades del Sistema Internacional (SI) Durante muchos años, los científicos registraron las mediciones en unidades métricas que se relacionan de manera decimal, es decir, con base en potencias de diez. Sin embargo, en 1960 la conferencia General de Pesos y medidas, que es la autoridad internacional en cuanto a uni- dades, propuso un sistema métrico revisado, al que se llamó Sistema Internacional de Uni- dades (abreviado SI, del francés Système International d’unités). En la tabla 1.2 se muestran las siete unidades básicas del Si. Todas las demás unidades de medición se derivan de ellas. al igual que las unidades métricas, las del Si se modifican de manera decimal con prefijos, como se ilustra en la tabla 1.3. En este texto se utilizan tanto las unidades métricas como las del Si. Las mediciones que se utilizan frecuentemente en el estudio de la química son las de tiempo, masa, volumen, densidad y temperatura. Figura 1.8 Algunos disposi- tivos de medición comunes en los laboratorios de química. No se ilustran a escala proporcional. Los usos de estos dispositivos de medición se analizan en el capítulo 4. Probeta graduada Matraz volumétricoPipetaBureta mL 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 mL 0 1 2 3 4 15 16 17 18 20 19 25mL 1 litro 01_CHAPTER 01.indd 16 12/20/09 11:54:30 AM
- 48. 171.7 mediciones Masa y peso aunque los términos “masa” y “peso” suelen usarse indistintamente, en sentido estricto se trata de cantidades diferentes. mientras que la masa es una medición de la cantidad de materia en un objeto, el peso, en sentido técnico, es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. una manzana que cae de un árbol es atraída hacia abajo por la gravedad de la Tierra. La masa de la manzana es constante y no depende de su ubicación, en tanto que el peso sí. Por ejemplo, en la superficie de la Luna la manzana pesaría apenas una sexta parte de lo que pesa en la Tie- rra, ya que la gravedad lunar equivale a un sexto de la terrestre. La menor gravedad de la Luna permitió que los astronautas saltaran sin dificultad en su superficie, pese a los voluminosos trajes y equipo. Los químicos se interesan principalmente en la masa, que puede determinarse con facilidad con una balanza; por extraño que parezca, el proceso de medir la masa se llama pesada. La unidad básica de masa del Si es el kilogramo (kg). a diferencia de las unidades de longitud y tiempo, que se basan en procesos naturales que los científicos pueden repetir en cualquier momento, el kg se define en función de un objeto en particular (figura 1.9). En quí- mica es más conveniente usar una unidad más pequeña, el gramo (g): 1 kg = 1 000 g = 1 × 103 g TABLA 1.3 Prefijos usados con las unidades del Sistema Internacional TABLA 1.2 Unidades básicas del Sistema Internacional Cantidad básica Nombre de la unidad Símbolo Longitud metro m masa kilogramo kg Tiempo segundo s corriente eléctrica amperio a Temperatura kelvin K cantidad de sustancia mol mol intensidad luminosa candela cd Prefijo Símbolo Significado Ejemplo tera- T 1000000000000, o 1012 1 terámetro (Tm) = 1 × 1012 m giga- G 1000000000, o 109 1 gigámetro (Gm) = 1 × 109 m mega- m 1000000, o 106 1 megámetro (mm) = 1 × 106 m kilo- k 1000, o 103 1 kilómetro (km) = 1 × 103 m deci- d 1/10, o 10−1 1 decímetro (dm) = 0.1 m centi- c 1/100, o 10−2 1 centímetro (cm) = 0.01 m mili- m 1/1000, o 10−3 1 milímetro (mm) = 0.001 m micro- µ 1/1000000, o 10–6 1 micrómetro (µm) = 1 × 10−6 m nano- n 1/1000000000, o 10−9 1 nanómetro (nm) = 1 × 10−9 m pico- p 1/1000000000000, o 10−12 1 picómetro (pm) = 1 × 10−12 m Figura 1.9 El kilogramo proto- tipo está hecho de una aleación de platino e iridio. Se conserva en un depósito de seguridad en la Oficina Internacional de Pesos y Medidas que se encuentra en Sèvres, Francia. ¡En 2007 se des- cubrió que la aleación ha perdido en forma misteriosa aproximada- mente 50 µg! Un astronauta salta sobre la superficie lunar. Note que el prefijo métrico sólo representa un número: 1 mm = 1 × 10–3 m 01_CHAPTER 01.indd 17 12/20/09 11:54:32 AM
- 49. 18 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio Volumen La unidad de longitud del Si es el metro (m) y la unidad derivada del Si para volumen es el metro cúbico (m3 ). No obstante, los químicos suelen trabajar con volúmenes mucho más pe- queños, como el centímetro cúbico (cm3 ) y el decímetro cúbico (dm3 ): 1 cm3 = (1 × 10−2 m)3 = 1 × 10−6 m3 1 dm3 = (1 × 10−1 m)3 = 1 × 10−3 m3 otra unidad de volumen muy usada es el litro (L). un litro es el volumen que ocupa un decí- metro cúbico. un volumen de un litro es igual a 1 000 mililitros (mL) o 1 000 cm3 : 1 L = 1 000 mL = 1 000 cm3 = 1 dm3 y un mililitro es igual a un centímetro cúbico: 1 mL = 1 cm3 En la figura 1.10 se comparan los tamaños relativos de dos volúmenes. aunque el litro no es una unidad del Si, los volúmenes suelen expresarse en litros y mililitros. Densidad La ecuación para la densidad es: masa densidad = volumen o m d = (1.1) V donde d, m y V denotan densidad, masa y volumen, respectivamente. La densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, por lo que la proporción de masa sobre volumen permanece sin cambio para un material dado; en otras palabras, V aumenta conforme lo hace m. usualmente la densidad depende de la temperatura. La unidad derivada del Si para la densidad es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3 ). Esta unidad resulta demasiado grande para muchas aplicaciones químicas. En consecuencia, los gramos por centímetro cúbico (g/cm3 ) y su equivalente de gramos por mililitro (g/mL) se usan más frecuentemente para las densidades de sólidos y líquidos. La densidad de los gases tiende a ser muy baja, de modo que se expresa en gramos por litro (g/L): 1 g/cm3 = 1 g/mL = 1 000 kg/m3 1 g/L = 0.001 g/mL En la tabla 1.4 se muestra la densidad de algunas sustancias. Figura 1.10 Comparación de dos volúmenes, 1 mL y 1 000 mL. Volumen: 1 cm3 ; 1 mL 1 cm Volumen: 1 000 cm3 ; 1 000 mL; 1 dm3 ; 1 L 1 cm 10 cm = 1 dm Densidad Sustancia (g/cm3 ) aire* 0.001 Etanol 0.79 agua 1.00 mercurio 13.6 Sal de mesa 2.2 Hierro 7.9 oro 19.3 osmio** 22.6 Densidad de algunas sustancias a 25°C TABLA 1.4 * medido a 1 atmósfera. ** El osmio (os) es el elemento más denso que se conoce. 01_CHAPTER 01.indd 18 12/20/09 11:54:33 AM
- 50. 191.7 mediciones Escalas de temperatura Son tres las escalas de temperatura que están en uso actualmente. Sus unidades son °F (gra- dos Fahrenheit), °c (grados celsius) y K (kelvin). En la escala Fahrenheit, la más usada en Estados unidos fuera de los laboratorios, se definen los puntos de congelación y ebullición normales del agua como 32°F y 212°F, respectivamente. La escala celsius divide el intervalo entre los puntos de congelación (0°c) y ebullición (100°c) del agua en 100 grados. como se muestra en la tabla 1.2, el kelvin es la unidad básica de temperatura del SI; se trata de una escala de temperatura absoluta. Por absoluta debe entenderse que el 0 de la escala Kelvin, denotado como 0 K, es la temperatura más baja que puede alcanzarse en teoría. Por otra parte, 0°F y 0°c se basan en el comportamiento de una sustancia elegida arbitrariamente, el agua. En la figura 1.11 se comparan las tres escalas de temperatura. La magnitud de un grado en la escala Fahrenheit es de apenas 100/180, o sea, 5/9 de un grado en la escala celsius. a fin de convertir grados Fahrenheit a grados celsius, se escribe: (1.2) Lingotes de oro. Problemas similares: 1.21, 1.22. Los ejemplos 1.1 y 1.2 muestran el cálculo de densidades. El oro es un metal precioso químicamente inerte. Se usa sobre todo en joyería, odontología y dispositivos electrónicos. un lingote de oro con una masa de 301 g tiene un volumen de 15.6 cm3 . calcule la densidad del oro. Solución Se proporcionan la masa y el volumen y se pide calcular la densidad. Por ende, con base en la ecuación (1.1) escribimos: Ejercicio de práctica una pieza de platino metálico con densidad de 21.5 g/cm3 tiene un volumen de 4.49 cm3 . ¿cuál es su masa? EjEmPLo 1.1 La densidad del mercurio, el único metal líquido a temperatura ambiente, es de 13.6 g/mL. calcule la masa de 5.50 mL del líquido. Solución Nos dan la densidad y el volumen de un líquido y se nos pide calcular la masa del líquido. Reordenamos la ecuación (1.1) para obtener: Ejercicio de práctica La densidad del ácido sulfúrico en cierto acumulador de automóvil es de 1.41 g/mL. calcule la masa de 242 mL del líquido. EjEmPLo 1.2 Mercurio. Problemas similares: 1.21, 1.22. Observe que la escala Kelvin no tiene el signo de grados. Además, las temperaturas expresadas en kelvins por ningún concepto pueden ser negativas. d = m V = 301 g 15.6 cm3 = 19.3 g/cm3 m = d 3 V = 13.6 g 3 5.50 mL mL = ?°c = (°F – 32°F) × 5°c 9°c 74.8 g 01_CHAPTER 01.indd 19 12/20/09 11:54:35 AM
- 51. 20 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio La siguiente ecuación se utiliza para convertir grados celsius a grados Fahrenheit: (1.3) Las escalas celsius y Kelvin tienen unidades de la misma magnitud, es decir, un grado celsius es equivalente a un kelvin. En estudios experimentales, se ha comprobado que el cero absoluto de la escala Kelvin equivale a −273.15°c. así pues, es posible usar la ecuación si- guiente para convertir grados celsius a kelvin: (1.4) con frecuencia es necesario hacer conversiones entre grados celsius y grados Fahrenheit, y entre grados celsius y kelvin. Tales conversiones se ilustran en el ejemplo 1.3. La sección de Química en acción de la página 21 nos muestra por qué debemos tener cuidado con las unidades en el trabajo científico. 100°C 212°F 98.6°F 77°F 32°F Celsius Fahrenheit 37°C 25°C 0°C 373 K Kelvin 310 K 298 K 273 K Punto de ebullición del agua Temperatura corporal Temperatura ambiente Punto de congelación del agua Figura 1.11 Comparación entre las tres escalas de temperatura: Celsius, Fahrenheit y escala absoluta (Kelvin). Observe que existen 100 divisiones o grados entre el punto de congelación y el de ebullición del agua en la escala Celsius, y 180 divisiones o grados entre los mismos puntos en la escala Fahrenheit. La escala Celsius se llamó anteriormente escala centígrada. La soldadura se usa mucho en la fabricación de circuitos electrónicos. a) La soldadura es una aleación hecha de estaño y plomo que se usa en circuitos electrónicos. cierta soldadura tiene un punto de fusión de 224°c. ¿cuál es su punto de fusión en grados Fahrenheit? b) El helio tiene el punto de ebullición más bajo de todos los elementos, de −452°F. convierta esta temperatura a grados celsius. c) El mercurio, único metal líquido a temperatura ambiente, funde a −38.9°c. convierta su punto de fusión a kelvins. Solución Estas tres partes requieren efectuar conversiones de temperatura, por lo que necesitaremos las ecuaciones (1.2), (1.3) y (1.4). Tenga en cuenta que la temperatura más baja en la escala Kelvin es cero (0 K), por lo que en dicha escala no se tienen valores negativos. a) Esta conversión se realiza al escribir: (continúa) EjEmPLo 1.3 ?°F = 9°F × (°c) + 32°F 5°c ?K = (°c + 273.15°c) 1 K 1°c 9°F × (224°c) + 32°F = 5°c 435°F 01_CHAPTER 01.indd 20 12/20/09 11:54:37 AM
- 52. 211.7 mediciones b) En este caso, tenemos: c) El punto de fusión del mercurio en kelvins está dado por: Ejercicio de práctica convierta: a) 327.5°c (el punto de fusión del plomo) a grados Fahrenheit; b) 172.9°F (el punto de ebullición del etanol) a grados celsius, y c) 77 K, el punto de ebullición del nitrógeno líquido, a grados celsius. Problemas similares: 1.24, 1.25, 1.26. q u í m i c a en acción Representación artística del Martian Climate Orbiter. La importancia de las unidades En diciembre de 1998, la NaSa lanzó el Martian Climate Orbiter, con costo de 125 millones de dólares, del cual se pretendía que fuera el primer satélite meteorológico del planeta rojo. Luego de un recorrido de casi 416 millones de millas, la nave espacial debía entrar en órbita marciana el 23 de septiem- bre de 1999. En vez de ello, el satélite entró en la atmósfera de marte a una altura de casi 100 km (62 millas) menor que la planeada y el calor lo destruyó. Los controladores de la misión señalaron que la pérdida de la nave espacial se debió a un error en la conversión de las unidades inglesas de medición a las uni- dades métricas en los programas de navegación. Los ingenieros de la Lockheed martin corporation que fa- bricaron la nave espacial especificaron su fuerza en libras, que es la unidad inglesa. Por su parte, los científicos del Jet Propulsion Laboratory de la NaSa habían supuesto que los datos de fuerza que recibieron estaban expresados en unidades métricas, a saber, en newtons. Por lo común, la libra es la unidad de masa. Sin embargo, cuando se expresa como unidad de fuerza, 1 lb es la fuerza debida a la atracción ejercida por la gravedad sobre un objeto que tiene dicha masa. La conversión entre libra y newton parte de que 1 lb = 0.4536 kg y de la segunda ley del movimiento de Newton: fuerza = masa × aceleración = 0.4536 kg × 9.81 m/s2 = 4.45 kg m/s2 = 4.45 N puesto que 1 newton (N) = 1 kg m/s2 . así pues, en vez de convertir 1 lb de fuerza a 4.45 N, los científicos la consideraron como 1 N. La fuerza considerablemente menor del motor expresada en newtons dio por resultado una órbita más baja y, en última instan- cia, la destrucción de la nave. uno de los científicos comentó lo siguiente sobre el fracaso de la misión a marte: “Ésta será una anéc- dota de advertencia que se incluirá en la introducción al sistema métrico en la educación básica, media y superior hasta el fin de los tiempos”. – 269°c 234.3 K (– 452°F – 32°F) × 5°c = 9°F (– 38.9°c + 273.15°c) × 1K 5 1°c 01_CHAPTER 01.indd 21 12/20/09 11:54:39 AM
- 53. 22 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.8 Manejo de los números Después de estudiar algunas unidades empleadas en química, ahora centraremos la atención en técnicas del manejo de números relacionados con mediciones, a saber, la notación científi- ca y las cifras significativas. Notación científica Es frecuente que los químicos trabajen con cifras muy grandes o muy pequeñas. Por ejemplo, en 1 g de hidrógeno elemental hay aproximadamente 602 200 000 000 000 000 000 000 átomos de hidrógeno. cada átomo de hidrógeno tiene una masa de apenas 0.00000000000000000000000166 g Estos números son difíciles de manejar y es muy fácil que se cometan errores al usarlos en cálculos aritméticos. considere la multiplicación siguiente: 0.0000000056 3 0.00000000048 = 0.000000000000000002688 Sería fácil pasar por alto un cero o añadir un cero de más luego del punto decimal. Por con- siguiente, cuando se trabaja con números muy grandes o muy pequeños se usa un sistema llamado notación científica. Sin importar su magnitud, todos los números pueden expresarse en la forma: N 3 10 n donde N es un número entre 1 y 10, y n, el exponente, es un entero positivo o negativo. Se dice que todo número expresado de esta manera está escrito en notación científica. Suponga que se tiene cierto número que debe expresarse en notación científica. En lo fundamental, se requiere encontrar n. Hay que contar el número de lugares que debe moverse el punto decimal para obtener el número N (que está entre 1 y 10). Si el punto decimal debe moverse a la izquierda, n es un entero positivo, y si debe desplazarse a la derecha, n es un entero negativo. Los ejemplos siguientes ilustran el uso de la notación científica: 1. Exprese 568.762 en notación científica: 568.762 = 5.68762 3 102 observe que el punto decimal se mueve dos lugares a la izquierda y n = 2. 2. Exprese 0.00000772 en notación científica: 0.00000772 = 7.72 3 10−6 En este caso, el punto decimal se desplaza a la derecha seis lugares y n = −6. Revisión de conceptos La densidad del cobre es de 8.94 g/cm3 a 20°c y 8.91 g/cm3 a 60°c. Esta disminución en la densidad es consecuencia de a) La expansión del metal. b) La contracción del metal. c) El aumento en la masa del metal. d) La disminución de la masa del metal. 01_CHAPTER 01.indd 22 12/20/09 11:54:40 AM
- 54. 231.8 manejo de los números Debe considerar los dos aspectos siguientes. Primero, que n = 0 se usa para los números que no se expresan en notación científica. Por ejemplo, 74.6 3 100 (n = 0) equivale a 74.6. Segundo, que la práctica usual es omitir el exponente cuando n = 1. así pues, la notación científica de 74.6 es 7.46 3 10 y no 7.46 3 101 . a continuación consideramos el manejo de la notación científica en operaciones aritmé- ticas. Adición y sustracción a efecto de sumar o restar con uso de la notación científica, primero escribimos cada cantidad, por ejemplo, N1 y N2, con el mismo exponente n. Luego, combinamos N1 y N2, sin que cam- bien los exponentes. considere los ejemplos siguientes: (7.4 3 103 ) + (2.1 3 103 ) = 9.5 3 103 (4.31 3 104 ) + (3.9 3 103 ) = (4.31 3 104 ) + (0.39 3 104 ) = 4.70 3 104 (2.22 3 10–2 ) – (4.10 3 10–3 ) = (2.22 3 10–2 ) – (0.41 3 10–2 ) = 1.81 3 10–2 Multiplicación y división La multiplicación de números expresados en notación científica requiere en primer término multiplicar de la manera usual N1 por N2 y los exponentes se suman. En el caso de la división con notación científica, dividimos del modo habitual N1 entre N2 y luego restamos los expo- nentes. Los ejemplos siguientes muestran la realización de estas operaciones: (8.0 3 104 ) 3 (5.0 3 102 ) = (8.0 3 5.0) (104 + 2 ) = 40 3 106 = 4.0 3 107 (4.0 3 10–5 ) 3 (7.0 3 103 ) = (4.0 3 7.0) 3 (10–5 + 3 ) = 28 3 10–2 = 2.8 3 10–1 6.9 3 107 = 6.9 3 107 – (–5) 3.0 3 10–5 3.0 = 2.3 3 1012 8.5 3 104 = 8.5 3 104 – 9 5.0 3 109 5.0 = 1.7 3 10–5 Cifras significativas Salvo cuando todos los números sean enteros (por ejemplo, contar el número de estudiantes en un salón de clases), suele ser imposible obtener el valor exacto de la cantidad que se in- vestigue. Por ello, es importante señalar el margen de error en una medición al indicar con claridad el número de cifras significativas, que son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. al usar las cifras significativas, se da por entendido que el último dígito es incierto. Por ejemplo, podría medirse el volumen de cierto líquido con una probeta gradua- da con una escala tal que la incertidumbre en la medición sea de 1 mL. Si el volumen resulta ser de 6 mL, entonces el volumen real se ubica en el intervalo de 5 mL a 7 mL. Ese volumen lo representamos como (6 ± 1) mL. En este caso, existe una sola cifra significativa (el dígito 6) con incertidumbre de más o menos 1 mL. a fin de lograr mayor exactitud, podríamos usar una probeta graduada con divisiones más finas, de modo que ahora el volumen medido tenga incertidumbre de apenas 0.1 mL. Si el volumen del líquido resulta de 6.0 mL, la cantidad se expresaría como (6.0 ± 0.1) mL y el valor real se ubicaría entre 5.9 y 6.1 mL. aunque es po- sible mejorar adicionalmente el dispositivo de medición y obtener más cifras significativas, en Todo número elevado a la potencia cero es igual a la unidad. 01_CHAPTER 01.indd 23 12/20/09 11:54:40 AM
- 55. 24 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio cada caso el último dígito es siempre incierto; la magnitud de tal incertidumbre depende del dispositivo de medición usado. En la figura 1.12 se muestra una balanza moderna. Este tipo de balanza está disponible en muchos laboratorios de química general y permite medir fácilmente la masa de los objetos hasta con cuatro decimales. En consecuencia, la masa medida suele tener cuatro cifras signi- ficativas (por ejemplo, 0.8642 g) o más (por ejemplo, 3.9745 g). Llevar el control del número de cifras significativas en una medición, como la de masa, garantiza que los cálculos corres- pondientes a los datos reflejen la precisión de la medición. Lineamientos para el uso de cifras significativas En el trabajo científico, siempre debemos tener el cuidado de escribir el número adecuado de cifras significativas. En general, es más bien sencillo determinar cuántas cifras significativas tiene un número, si se acatan las reglas siguientes: 1. Todo dígito que no sea cero es significativo. De tal suerte, 845 cm tiene tres cifras signi- ficativas, 1.234 kg tiene cuatro, y así sucesivamente. 2. Los ceros entre dígitos distintos de cero son significativos. así pues, 606 m incluye tres cifras significativas, 40501 kg posee cinco cifras significativas, etcétera. 3. Los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos. Su pro- pósito es indicar la ubicación del punto decimal. Por ejemplo, 0.08 L tendría una cifra significativa; 0.0000349 g, tres cifras significativas, y así sucesivamente. 4. Si un número es mayor que la unidad, todos los ceros escritos a la derecha del punto decimal cuentan como cifras significativas. Por ejemplo, 2.0 mg tiene dos cifras signifi- cativas; 40.062 mL, cinco, y 3.040 dm, cuatro cifras significativas. En el caso de números menores que la unidad, son significativos sólo los ceros que están al final del número y los que aparecen entre dígitos distintos de cero. Ello significa que 0.090 kg tiene dos cifras significativas; 0.3005 L, cuatro; 0.00420 min, tres, y así sucesivamente. 5. En cuanto a números que no incluyen el punto decimal, los ceros que están a la derecha (es decir, después del último dígito distinto de cero) podrían ser significativos o no. así, 400 cm tendría una cifra significativa (el dígito 4), dos (40) o tres (400). Es imposible afirmar cuál de esas opciones es la correcta sin más información. Sin embargo, con la notación científica se evita tal ambigüedad. En este caso particular, es posible expresar el número 400 como 4 3 102 para considerar una cifra significativa; 4.0 3 102 para dos cifras, o 4.00 3 102 para tres cifras significativas. El ejemplo 1.4 muestra la determinación de cifras significativas. Figura 1.12 Balanza de un solo platillo. Determine el número de cifras significativas en las mediciones siguientes: a) 478 cm, b) 6.01 g, c) 0.825 m, d ) 0.043 kg, e) 1.310 3 1022 átomos, f ) 7 000 mL. Solución a) Tres, ya que cada dígito es distinto de cero. b) Tres, puesto que los ceros entre los dígitos distintos de cero son significativos. c) Tres, en virtud de que los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no cuentan como cifras significativas. d) Dos, por la misma razón que en el caso anterior. e) cuatro, ya que el número es mayor que la unidad, de modo que todos los ceros escritos a la derecha del punto decimal cuentan como cifras significativas. f ) Éste es un caso ambiguo. El número de cifras significativas puede ser cuatro (7.000 3 103 ), tres (7.00 3 103 ), dos (7.0 3 103 ) o una (7 3 103 ). Este ejemplo ilustra por qué debe usarse la notación científica para indicar el número correcto de cifras significativas. (continúa) EjEmPLo 1.4 01_CHAPTER 01.indd 24 12/20/09 11:54:42 AM
- 56. 251.8 manejo de los números Ejercicio de práctica Determine el número de cifras significativas en cada una de las mediciones siguientes: a) 24 mL, b) 3 001 g, c) 0.0320 m3 , d ) 6.4 3 104 moléculas, e) 560 kg. Problemas similares: 1.33 y 1.34. un segundo conjunto de reglas especifica cómo manejar las cifras significativas en los cálculos: 1. En la adición y sustracción, la respuesta no puede tener más dígitos a la derecha del punto decimal que los presentes en los números originales. considere los ejemplos siguientes: El procedimiento de redondeo es el siguiente. a fin de redondear un número en cierto punto, simplemente se eliminan los dígitos que siguen a dicho punto si el primero de ellos es menor que cinco. así pues, 8.724 se redondea a 8.72 si sólo se necesitan dos dígitos después del punto decimal. En caso de que el primer dígito después del punto de redon- deo sea igual o mayor que cinco, se agrega uno al dígito precedente. De tal suerte, 8.727 se redondea a 8.73, y 0.425 a 0.43. 2. En la multiplicación y división, el número de cifras significativas en el producto o cocien- te final se determina con base en el número original que tenga la menor cantidad de cifras significativas. Los ejemplos siguientes ilustran la regla: 3. Tenga presente que puede considerarse que los números exactos obtenidos de definicio- nes o al contar el número de objetos poseen un número infinito de cifras significativas. Por ejemplo, se define la pulgada exactamente como 2.54 centímetros, es decir, 1 pulg = 2.54 cm Por tanto, “2.54” en la ecuación no debe interpretarse como un número medido con tres cifras significativas. En cálculos que implican la conversión de pulgadas a centímetros, “1” y “2.54” se manejan como si tuvieran un número infinito de cifras significativas. De igual manera, si un objeto tiene una masa de 5.0 g, entonces la masa de nueve de tales objetos sería 5.0 g × 9 = 45 g La respuesta tiene dos cifras significativas debido a que 5.0 g tiene dos cifras significati- vas. El número 9 es exacto y no determina el número de cifras significativas. El ejemplo 1.5 muestra cómo se manejan las cifras significativas en operaciones aritméticas. un dígito después del punto decimal se redondea a 90.4 dos dígitos después del punto decimal se redondea a 1.98 se redondea a 13 se redondea a 0.0611 Realice las operaciones aritméticas siguientes con el número correcto de cifras significativas: a) 11 254.1 g + 0.1983 g, b) 66.59 L – 3.113 L, c) 8.16 m × 5.1355, d) 0.0154 kg ÷ 88.3 mL, e) 2.64 × 103 cm + 3.27 × 102 cm. (continúa) EjEmPLo 1.5 89.332 + 1.1 90.432 2.097 – 0.12 1.977 2.8 × 4.5039 = 12.61092 6.85 = 0.0611388789 112.04 01_CHAPTER 01.indd 25 12/20/09 11:54:42 AM
- 57. 26 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio El procedimiento de redondeo precedente se aplica a cálculos de un solo paso. En los cálcu- los en cadena, es decir, los que incluyen dos o más pasos, se aplica una versión modificada de ese procedimiento. considere el cálculo de dos pasos siguiente: Primer paso: a 3 B = c Segundo paso: c 3 D = E Suponga que a = 3.66, B = 8.45 y D = 2.11. Según se redondee c a tres o cuatro cifras sig- nificativas, se obtiene un valor distinto para E: Método 1 Método 2 3.66 3 8.45 = 30.9 3.66 3 8.45 = 30.93 30.9 3 2.11 = 65.2 30.93 3 2.11 = 65.3 No obstante, si realizáramos el cálculo de 3.66 × 8.45 3 2.11 en una calculadora sin redondeo del resultado intermedio, obtendríamos 65.3 como respuesta de E. mantener un dígito adicio- nal de cifras significativas en los pasos intermedios ayuda a eliminar errores por el redondeo; este procedimiento no es necesario para la mayoría de los cálculos debido a que, en general, la diferencia en los resultados es muy pequeña. así, en algunos problemas del final del capítulo en los que se muestran las respuestas intermedias, todas las respuestas, intermedias y finales, las redondeamos. Exactitud y precisión En el análisis de las mediciones y cifras significativas, es útil la diferenciación entre exactitud y precisión. La exactitud indica cuán cerca está una medición del valor verdadero de la can- tidad medida. Los científicos distinguen entre exactitud y precisión. La precisión se refiere a Solución En la suma y resta, la cantidad de decimales en la respuesta depende del número que tenga la menor cantidad de decimales. En la multiplicación y división, la cantidad de cifras significativas de la respuesta se determina según el número que tenga menos cifras significativas. a) se redondea a 11 254.3 g b) se redondea a 63.48 L c) 8.16 m 3 5.1355 = 41.90568 se redondea a 41.9 m d) = 0.000174405436 kg/mL se redondea a 0.000174 kg/mL o 1.74 310−4 kg/mL e) Primero cambiamos 3.27 3 102 cm a 0.327 3 103 cm y luego realizamos la suma (2.64 cm + 0.327 cm) 3 103 . Después procedemos como en a) y la respuesta es 2.97 3 103 cm. Ejercicio de práctica Realice las operaciones aritméticas siguientes y redondee las respuestas al número apropiado de cifras significativas: a) 26.5862 L + 0.17 L, b) 9.1 g – 4.682 g, c) 7.1 3 104 dm × 2.2654 3 102 dm, d) 6.54 g ÷ 86.5542 mL, e) (7.55 3 104 m) – (8.62 3 103 m). 11 254.1 g + 0.1983 g 11 254.2983 g 0.0154 kg 88.3 mL 66.59 L – 3.113 L 63.477 L Problemas similares: 1.35 y 1.36. 01_CHAPTER 01.indd 26 12/20/09 11:54:44 AM
- 58. 271.9 análisis dimensional en la resolución de problemas cuán estrechamente concuerdan entre sí dos o más mediciones de la misma cantidad (figura 1.13). La diferencia entre exactitud y precisión es sutil a la vez que importante. Por ejemplo, suponga que se pide a tres estudiantes determinar la masa de una pieza de alambre de cobre. Los resultados de dos pesadas sucesivas por cada estudiante son: Estudiante A Estudiante B Estudiante C 1.964 g 1.972 g 2.000 g 1.978 g 1.968 g 2.002 g Valor promedio 1.971 g 1.970 g 2.001 g La masa verdadera del alambre es 2.000 g. Por ende, los resultados del estudiante B son más precisos que los del estudiante a (1.972 g y 1.968 g se desvían menos de 1.970 que 1.964 y 1.978 g de 1.971 g); pero ninguno de los conjuntos de resultados es muy exacto. Los resulta- dos del estudiante c no sólo son los más precisos, sino también los más exactos, ya que el va- lor promedio es más cercano al valor verdadero. Las mediciones muy exactas también suelen ser muy precisas. Por otra parte, las mediciones muy precisas no garantizan necesariamente resultados exactos. a manera de ejemplo, una cinta métrica calibrada inadecuadamente o una balanza defectuosa pueden brindar valores precisos pero erróneos. 1.9 Análisis dimensional en la resolución de problemas Las mediciones cuidadosas y el uso correcto de las cifras significativas, junto con los cálculos igualmente correctos, proporcionan resultados numéricos exactos. Sin embargo, para que las respuestas tengan sentido también deben expresarse en las unidades requeridas. El procedi- miento que se usa para la conversión entre unidades se llama análisis dimensional (también conocido como método del factor unitario). El análisis dimensional es una técnica sencilla que requiere poca memorización, se basa en la relación entre unidades distintas que expresan una misma cantidad física. Por ejemplo, por definición, 1 pulgada = 2.54 cm (exactamente). Esta equivalencia permite escribir el siguiente factor de conversión: 1 pulgada 2.54 cm Puesto que tanto el numerador como el denominador señalan la misma longitud, esta fracción es igual a 1. El factor de conversión también se puede escribir como 2.54 cm 1 pulgada 10 30 60 10 30 60 100 10 30 60 100100 a) c)b) Figura 1.13 La distribución de los dardos en el tablero muestra la diferencia entre precisión y exactitud. a) Buena exactitud y buena precisión. b) Poca exac- titud y buena precisión. c) Poca exactitud y poca precisión. Los puntos negros indican la posición de los dardos. El análisis dimensional también podría haber llevado a Einstein a su famosa ecuación de la masa y la energía (E = mc2 ) 01_CHAPTER 01.indd 27 12/20/09 11:54:46 AM
- 59. 28 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio que es también igual a 1. Los factores de conversión son útiles para cambiar unidades. así, si deseamos convertir una longitud expresada en pulgadas a centímetros, multiplicamos la longitud por el factor de conversión apropiado. 12.00 pulg 3 2.54 cm = 30.48 pulg 1 pulg Escogemos el factor de conversión que cancela las unidades de pulgadas y produce la unidad deseada, centímetros. observe que el resultado está expresado en cuatro cifras significativas porque 2.54 es un número exacto. a continuación, consideremos la conversión de 57.8 m en centímetros. Este problema puede expresarse como: ? cm = 57.8 m Por definición, 1 cm = 1 × 10−2 m Puesto que nos interesa convertir “m” en “cm”, elegimos el factor de conversión que tiene los metros en el denominador: 1 cm 1 × 10−2 m y escribimos la conversión como 1 cm ? cm = 57.8 m × 1 × 10−2 m = 5 780 cm = 5.78 × 103 cm observe que la notación científica se usa para indicar que la respuesta tiene tres cifras signifi- cativas. una vez más, el factor de conversión 1 cm/1 × 10−2 m contiene números exactos, por lo que no afecta a la cantidad de cifras significativas. En general, al aplicar el análisis dimensional usamos la relación: cantidad dada × factor de conversión = cantidad buscada y las unidades se cancelan como sigue: unidad buscada unidad dada × = unidad buscada unidad dada En el análisis dimensional, las unidades se mantienen en toda la secuencia de cálculos. Por tanto, se cancelan todas las unidades, salvo la buscada, si establecemos correctamente la ecua- ción. De no ser así, se ha cometido un error en alguna parte y por lo regular es posible identi- ficarlo al revisar la solución. Nota sobre la resolución de problemas a estas alturas se han descrito la notación científica, cifras significativas y el análisis dimen- sional, que son útiles para usted en la resolución de problemas numéricos. La química es una ciencia experimental y muchos de los problemas son cuantitativos. La clave para el éxito en la resolución de problemas es la práctica. De igual modo que un corredor de la maratón no puede prepararse para una carrera con la simple lectura de libros sobre cómo correr y un pianista no puede dar un buen concierto con sólo memorizar la partitura, el lector no podrá tener la certeza Recuerde que la unidad buscada aparece en el numerador y la unidad que deseamos cancelar aparece en el denominador. 01_CHAPTER 01.indd 28 12/20/09 11:54:47 AM
- 60. 291.9 análisis dimensional en la resolución de problemas de que entiende la química sin resolver problemas. Los pasos siguientes le ayudarán a mejorar su habilidad en la resolución de problemas numéricos. 1. Lea cuidadosamente la pregunta. Debe entender la información dada y la incógnita que debe despejar. con frecuencia es útil elaborar un bosquejo que le ayude a visualizar la situación. 2. Encuentre la ecuación apropiada que relacione la información dada con la incógnita. En ocasiones, resolver un problema requiere dos o más pasos y podría ser necesario buscar cantidades en tablas no proporcionadas como parte del problema. El análisis dimensional suele necesitarse para las conversiones. 3. Verifique en la respuesta que sean correctos el signo, las unidades y las cifras significati- vas. 4. una parte muy importante de la resolución de problemas es la capacidad de juzgar si la respuesta es razonable o no. identificar un signo o unidad incorrectos es relativamente sencillo. Sin embargo, cuando un número (por ejemplo, 9) se coloca de manera incorrecta en el denominador en lugar del numerador, el valor de la respuesta sería demasiado pe- queño incluso si el signo y las unidades de la cantidad calculada fueran correctas. 5. una forma rápida de verificar la respuesta es una estimación grosso modo. En este caso, la idea es redondear los números del cálculo de manera que se simplifiquen los procedi- mientos aritméticos. Este enfoque a veces se denomina “cálculo rápido”, ya que se realiza fácilmente sin calculadora. aunque la respuesta obtenida no sea exacta, sí será cercana a la correcta. Los factores de conversión de algunas unidades del sistema inglés usadas comúnmente en Estados Unidos para mediciones no científicas (por ejemplo, libras y pulgadas) se indican en la parte interior de la cubierta de este texto. El consumo diario de glucosa (una forma de azúcar) de una persona es de 0.0833 libras (lb). ¿cuál es el valor de esta masa en miligramos (mg)? (1 lb = 453.6 g.) Estrategia El problema puede expresarse como sigue: ? mg = 0.0833 lb La relación de las libras con los gramos está indicada en el problema. Ello permite la conversión de libras a gramos. Luego, es necesaria la conversión métrica de gramos a miligramos (1 mg = 1 × 10−3 g). Hay que incluir los factores de conversión apropiados, de modo que se cancelen las libras y los gramos, al mismo tiempo que en la respuesta se obtienen miligramos. Solución La secuencia de conversiones es: libras → gramos → miligramos al usar los factores de conversión siguientes: 453.6 g 1 mg y 1 lb 1 × 10−3 g se obtiene la respuesta en un paso: ?mg = 0.0833 lb × = Verificación a manera de aproximación, advertimos que 1 lb equivale a casi 500 g y que 1 g = 1 000 mg. así pues, 1 lb es casi 5 × 105 mg. con el redondeo de 0.0833 lb a 0.1 lb, obtenemos 5 × 104 mg, cantidad cercana a la de la respuesta anterior. Ejercicio de práctica un rollo de aluminio en lámina tiene una masa de 1.07 kg. ¿cuál es su masa en libras? EjEmPLo 1.6 Problema similar: 1.45. 453.6 g 1 mg × 1 lb 1 × 10−3 g 3.78 3 104 mg 01_CHAPTER 01.indd 29 12/20/09 11:54:47 AM
- 61. 30 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio un adulto tiene en promedio 5.2 L de sangre. ¿cuál es su volumen de sangre expresado en m3 ? Estrategia El problema puede expresarse como: ? m3 = 5.2 L ¿cuántos factores de conversión se necesitan en este problema? Recuerde que 1 L = 1 000 cm3 y 1 cm = 1 × 10−2 m. Solución aquí necesitamos dos factores de conversión: uno para convertir litros en cm3 y otro para transformar centímetros en metros: 1 000 cm 1 L y 1 10 m 1 cm 3 –2 × Puesto que el segundo factor de conversión se relaciona con la longitud (cm y m) y lo que interesa es el volumen, resulta necesario elevar al cubo para obtener: 1 10 m 1 cm 1 10 m 1 cm 1 10–2 –2 –2 × × × × × mm 1 cm = 1 10 m 1 cm –2 3 × Ello significa que 1 cm3 = 1 × 10−6 m3 . ahora, podemos escribir: Verificación con base en los factores de conversión precedentes, es posible demostrar que 1 L = 1 × 10−3 m3 . así pues, 5 L de sangre equivaldrían a 5 × 10−3 m3 , valor cercano a la respuesta. Ejercicio de práctica El volumen de una habitación es 1.08 × 108 dm3 . ¿cuál es su volumen en m3 ? EjEmPLo 1.7 como se ilustra en los ejemplos 1.7 y 1.8, los factores de conversión pueden elevarse al cuadrado o al cubo en el análisis dimensional Recuerde que cuando eleva una unidad a una potencia, también deberá elevar a la misma potencia cualquier factor de conversión que utilice. Problema similar: 1.50d). Nitrógeno líquido. El nitrógeno líquido se obtiene del aire licuado y se utiliza para preparar alimentos congelados y en la investigación a bajas temperaturas. La densidad del líquido a su punto de ebullición (−196ºc o 77 K) es 0.808 g/cm3 . convierta la densidad a unidades de kg/m3 . Estrategia El problema se puede expresar como ? kg/m3 = 0.808 g/cm3 En este problema requerimos dos conversiones separadas: g → kg y cm3 → m3 . Recuerde que 1 kg = 1 000 g y 1 cm = 1 × 10−2 m. Solución En el ejemplo 1.7 se vio que 1 cm3 = 10−6 m3 . Los factores de conversión son: 1 kg 1 000 g y 1 cm 1 10 m 3 –6 3 × Por último: (continúa) EjEmPLo 1.8 ? kg/m = 0.808 g 1 cm 1 kg 1 000 g 1 cm3 3 × × 33 –6 3 1 10 m = × ? m = 5.2 L 1 000 cm 1 L 1 10 m 1 c 3 3 –2 × × × mm = 3 5.2 3 10–3 m3 808 kg/m3 01_CHAPTER 01.indd 30 12/20/09 11:54:58 AM
- 62. 31Términos básicos Ecuaciones básicas Resumen de conceptos Términos básicos 1. El estudio de la química abarca tres etapas básicas: observa- ción, representación e interpretación. La observación con- siste en mediciones realizadas en el mundo macroscópico; la representación comprende el uso de símbolos de notación abreviada y ecuaciones para fines de comunicación, y la interpretación se basa en átomos y moléculas, que son parte del mundo microscópico. 2. El método científico es un enfoque sistemático de investiga- ción que se inicia al recopilar información mediante obser- vaciones y mediciones. En el proceso, se elaboran y ponen a prueba hipótesis, leyes y teorías. 3. Los químicos estudian la materia y los cambios que experi- menta. Las sustancias que componen la materia tienen pro- piedades físicas únicas, que pueden observarse sin modificar su identidad, además de propiedades químicas cuya demos- tración sí cambia la identidad de las sustancias. Las mez- cifras significativas, p. 23 compuesto, p. 12 cualitativo, p. 8 cuantitativo, p. 8 Densidad, p. 15 Elemento, p. 11 Exactitud, p. 26 Hipótesis, p. 8 Kelvin, p. 19 Ley, p. 9 Litro, p. 18 masa, p. 15 materia, p. 10 método científico, p. 8 mezcla, p. 11 mezcla heterogénea, p. 11 mezcla homogénea, p. 11 Peso, p. 17 Precisión, p. 26 Propiedad extensiva, p. 15 Propiedad intensiva, p. 15 Propiedad física, p. 14 Propiedad macroscópica, p. 16 Propiedad microscópica, p. 16 Propiedad química, p. 15 Química, p. 4 Sistema internacional de unidades (Si), p. 16 Sustancia, p. 11 Teoría, p. 9 Volumen, p. 15 clas, sean homogéneas o heterogéneas, se pueden separar en sus componentes puros por medios físicos. 4. Las sustancias más simples en química son los elementos. Los compuestos se forman por la combinación química de átomos de distintos elementos en proporciones fijas. 5. Todas las sustancias, en principio, pueden existir en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. La conversión entre di- chos estados puede lograrse al modificar la temperatura. 6. Las unidades del Sistema internacional (Si) se usan para expresar cantidades físicas en todas las ciencias, incluida la química. 7. Los números expresados en notación científica tienen la forma N × 10 n , donde N es un número entre 1 y 10, y n, un entero positivo o negativo. La notación científica ayuda a manejar cantidades muy grandes o muy pequeñas. d m V = (1.1) Ecuación de densidad (1.2) conversión de °F a °c (1.3) conversión de °c a °F (1.4) conversión de °c a K ?°C = (°F – 32°F) 5°C 9°F × ?°F = 9°F 5°C (°C) + 32°F× ?K = (°C + 273.15°C) 1 K 1 °C Verificación Ya que 1 m3 = 1 × 106 cm3 , cabría esperar que en 1 m3 haya mucho más masa que en 1 cm3 . así pues, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica La densidad del metal más ligero, el litio (Li), es de 5.34 × 102 kg/m3 . conviértala a g/cm3 . Problema similar: 1.51 01_CHAPTER 01.indd 31 12/20/09 11:55:05 AM
- 63. 32 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio El método científico Preguntas de repaso 1.1 Explique qué significa el término método científico. 1.2 ¿cuál es la diferencia entre datos cualitativos y cuantitativos? Problemas 1.3 clasifique las siguientes afirmaciones como cualitativas o cuantitativas e indique sus razones: a) El Sol está a unos 93 000 000 de millas de la Tierra. b) Leonardo da Vinci fue mejor pintor que miguel Ángel. c) El hielo es menos denso que el agua. d) La mantequilla tiene mejor sabor que la margarina. e) un remedio a tiempo ahorra trabajo innecesario. 1.4 clasifique cada una de las afirmaciones siguientes como hipótesis, ley o teoría: a) La contribución de Beethoven a la música habría sido mayor si se hubiera casado. b) Las hojas caen en otoño por la fuerza de atracción entre ellas y la Tierra. c) Toda la materia se compone de partículas muy pequeñas, llamadas átomos. Clasificación y propiedades de la materia Preguntas de repaso 1.5 indique un ejemplo de cada uno de los términos siguien- tes: a) materia; b) sustancia, c) mezcla. 1.6 Señale un ejemplo de mezcla homogénea y otro de mezcla heterogénea. 1.7 use ejemplos para explicar la diferencia entre propieda- des físicas y químicas. 1.8 ¿En qué difiere una propiedad extensiva de una intensiva? indique cuáles de las propiedades siguientes son intensi- vas y cuáles extensivas: a) longitud; b) volumen; c) tem- peratura, d) masa. 1.9 Señale ejemplos de un elemento y de un compuesto. ¿En qué se distinguen los elementos de los compuestos? 1.10 ¿cuál es el número de elementos conocidos? Problemas 1.11 indique si cada una de las afirmaciones siguientes des- cribe una propiedad física o una química: a) El oxígeno gaseoso permite la combustión. b) Los fertilizantes ayu- dan a incrementar la producción agrícola. c) El agua hierve a menos de 100°c en la cima de una montaña. d) El plomo es más denso que el aluminio. e) El uranio es un elemento radiactivo. 1.12 Señale si cada una de las afirmaciones siguientes describe un cambio físico o un cambio químico: a) El helio ga- seoso contenido en el interior de un globo tiende a escapar después de unas cuantas horas. b) un rayo de luz tiende a atenuarse y finalmente desaparecer. c) El jugo de naranja congelado se reconstituye al añadirle agua. d) El creci- miento de las plantas depende de la energía solar en un proceso llamado fotosíntesis. e) una cucharada de sal de mesa se disuelve en un plato de sopa. 1.13 indique los nombres de los elementos representados con los símbolos químicos Li, F, P, cu, as, Zn, cl, Pt, mg, u, al, Si, Ne. (Vea la tabla 1.1 y la segunda de forros de este texto.) 1.14 Señale los símbolos químicos de los elementos siguientes: a) potasio; b) estaño; c) cromo; d) boro; e) bario; f ) plu- tonio; g) azufre; h) argón, i) mercurio. (Vea la tabla 1.1) 1.15 clasifique cada una de las sustancias siguientes como ele- mento o compuesto: a) hidrógeno; b) agua; c) oro, d) azú- car. 1.16 clasifique cada uno de los siguientes como elemento, compuesto, mezcla homogénea o mezcla heterogénea: a) agua salada; b) helio gaseoso; c) cloruro de sodio (sal de mesa); d) una botella de refresco; e) una malteada; f ) aire en una botella, g) concreto. Mediciones Preguntas de repaso 1.17 Nombre las unidades básicas del Si importantes en quí- mica. Señale las unidades del Si para expresar lo siguiente: a) longitud; b) volumen; c) masa; d) tiempo; e) energía, f ) temperatura. 1.18 Escriba los números que se representan con los prefijos siguientes: a) mega-; b) kilo-; c) deci-; d) centi-; e) mili-; f ) micro-; g) nano-, h) pico-. 1.19 ¿cuáles unidades emplean normalmente los químicos para la densidad de líquidos y sólidos, así como para la de los gases? Explique las diferencias. 1.20 Describa las tres escalas de temperatura usadas en labora- torio y en la vida cotidiana: Fahrenheit, celsius y Kelvin. Problemas 1.21 El bromo es un líquido pardo rojizo. calcule su densidad en g/mL) si 586 g de la sustancia ocupan 188 mL. 1.22 La densidad del etanol, líquido incoloro comúnmente lla- mado alcohol de grano, es de 0.798 g/mL. calcule la masa de 17.4 mL de este líquido. 1.23 convierta las temperaturas siguientes a grados celsius o Fahrenheit: a) 95°F, la temperatura de un caluroso día ve- raniego; b) 12°F, la temperatura de un frío día invernal; c) fiebre de 102°F; d) un horno que funciona a 1 852°F, y e) −273.15°c (en teoría, la temperatura más baja posible). 1.24 a) Normalmente, el cuerpo humano soporta temperaturas de 105°F sólo durante breves periodos sin que ocurra daño permanente en el cerebro y otros órganos vitales. ¿cuál es esa temperatura en grados celsius? b) El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se usa como anticonge- lante en radiadores de automóviles. Se congela a −11.5°c. Preguntas y problemas 01_CHAPTER 01.indd 32 12/20/09 11:55:06 AM
- 64. 33Preguntas y problemas calcule su temperatura de congelación en grados Fahren- heit. c) La temperatura en la superficie solar es de unos 6 300°c. ¿cuál es esa temperatura en grados Fahrenheit? d) La temperatura de ignición del papel es de 451°F. ¿cuál es esa temperatura en grados celsius? 1.25 convierta las temperaturas siguientes a kelvin: a) 113°c, el punto de fusión del azufre; b) 37°c, la temperatura nor- mal del cuerpo humano, c) 357°c, el punto de ebullición del mercurio. 1.26 convierta las temperaturas siguientes a grados celsius: a) 77 K, el punto de ebullición del nitrógeno líquido; b) 4.2 K, el punto de ebullición del helio líquido; c) 601 K, el punto de fusión del plomo. Manejo de los números Preguntas de repaso 1.27 ¿cuál es la ventaja del uso de la notación científica sobre la notación decimal? 1.28 Defina el concepto de cifra significativa. analice la im- portancia de usar el número correcto de cifras significati- vas en las mediciones y cálculos. Problemas 1.29 Exprese los números siguientes en notación científica: a) 0.000000027; b) 356; c) 47 764, d) 0.096. 1.30 Exprese los números siguientes en forma decimal: a) 1.52 3 10−2 , b) 7.78 3 10−8 . 1.31 Exprese las respuestas a los cálculos siguientes en nota- ción científica: a) 145.75 + (2.3 3 10–1 ) b) 79 500 ÷ (2.5 3 102 ) c) (7.0 3 10–3 ) – (8.0 3 10–4 ) d) (1.0 3 104 ) × (9.9 3 106 ) 1.32 Exprese la respuesta a los cálculos siguientes en notación científica: a) 0.0095 + (8.5 3 10–3 ) b) 653 ÷ (5.75 3 10–8 ) c) 850 000 – (90 3 105 ) d) (3.6 3 10–4 ) – (3.6 3 10–6 ) 1.33 ¿cuál es el número de cifras significativas en cada una de las mediciones siguientes? a) 4 867 mi b) 56 mL c) 60 104 ton d) 2 900 g e) 40.2 g/cm3 f ) 0.0000003 cm g) 0.7 min h) 4.6 3 1019 átomos 1.34 ¿cuántas cifras significativas incluye cada uno de los si- guientes: a) 0.006 L, b) 0.0605 dm, c) 60.5 mg, d) 605.5 cm2 , e) 960 3 10−3 g, f) 6 kg, g) 60 m. 1.35 Realice las operaciones siguientes como si fueran cálculos de resultados experimentales y exprese cada respuesta en las unidades correctas y con el número apropiado de cifras significativas: a) 5.6792 m + 0.6 m + 4.33 m b) 3.70 g − 2.9133 g c) 4.51 cm 3 3.6666 cm d) (3 3 104 g + 6.827 g)/(0.043 cm3 − 0.021 cm3 ) 1.36 Realice las operaciones siguientes como si fueran cálculos de resultados experimentales y exprese cada respuesta con las unidades apropiadas y el número correcto de cifras significativas: a) 7.310 km ÷ 5.70 km b) (3.26 3 10−3 mg) − (7.88 3 10−5 mg) c) (4.02 3 106 dm) + (7.74 3 107 dm) d) (7.28 m – 0.34 m)/(1.15 s + 0.82 s) 1.37 Se les ha pedido a tres estudiantes (a, B y c) que determi- nen el volumen de una muestra de etanol. cada estudiante mide el volumen tres veces con una probeta graduada. Los resultados en mililitros son: a (87.1, 88.2, 87.6); B (86.9, 87.1, 87.2); c (87.6, 87.8, 87.9). El volumen verdadero es 87.0 mL. comente acerca de la precisión y exactitud de los resultados de cada estudiante. 1.38 Se encomendó a tres aprendices de sastre (X, Y y Z) medir la costura de un par de pantalones. cada uno hizo tres mediciones. Los resultados en pulgadas fueron: X (31.5, 31.6, 31.4); Y (32.8, 32.3. 32.7); Z (31.9, 32.2, 32.1). La longitud real es de 32.0 pulgadas. comente acerca de la precisión y exactitud de los resultados de cada sastre. Análisis dimensional Problemas 1.39 Realice las conversiones siguientes: a) 22.6 m a decíme- tros; b) 25.4 mg a kilogramos; c) 556 mL a litros, d) 10.6 kg/m3 a g/cm3 . 1.40 Efectúe las conversiones que siguen: a) 242 lb a miligra- mos; b) 68.3 cm3 a metros cúbicos; c) 7.2 m3 a litros, d) 28.3 µg a libras. 1.41 La rapidez promedio del helio a 25°c es 1 255 m/s. con- vierta esta rapidez a millas por hora (mph). 1.42 ¿cuántos segundos tiene un año solar (365.24 días)? 1.43 ¿cuántos minutos tarda en llegar la luz del Sol a la Tierra? (La longitud del Sol a la Tierra es de 93 000 000 millas; la longitud de la luz es de 3.00 3 108 m/s). 1.44 un trotador lento recorre 1 milla en 13 min. calcule la rápi- dez en: a) pulg/s; b) m/min, y c) km/h. (1 mi = 1 609 m; 1 pulg = 2.54 cm.) 1.45 una persona de 6.0 pies de altura pesa 168 lb. Exprese su estatura en metros y su peso en kilogramos. (1 lb = 453.6 g; 1 m = 3.28 pies.) 1.46 La rapidez límite actual para vehículos en algunos esta- dos de Estados unidos es de 55 millas por hora. ¿cuál es el límite de rapidez en kilómetros por hora? (1 mi = 1 609 m.) 01_CHAPTER 01.indd 33 12/20/09 11:55:07 AM
- 65. 34 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.47 a fin de que un avión caza despegue de un portaaviones, debe alcanzar una rapidez de 62 m/s. calcule esa rapidez en millas por hora (mph). 1.48 El contenido “normal” de plomo de la sangre humana es de unas 0.40 partes por millón (es decir, 0.40 g de plomo por millón de gramos de sangre). Se considera peligroso que alcance un valor de 0.80 partes por millón (ppm). ¿cuántos gramos de plomo contienen 6.0 3 103 g de san- gre (la cantidad promedio en un adulto) si el contenido de plomo es de 0.62 ppm? 1.49 Efectúe las conversiones siguientes: a) 1.42 años luz a millas (un año luz es una medición astronómica de longi- tud, a saber, la que recorre la luz en un año, o 365 días; la rapidez de la luz es de 3.00 3 108 m/s); b) 32.4 yd a cen- tímetros, c) 3.0 3 1010 cm/s a pies/s. 1.50 Realice las conversiones siguientes: a) 185 nm a metros, b) 4 500 000 000 de años (aproximadamente, la edad de la Tierra) a segundos (suponga que hay 365 días en un año); c) 71.2 cm3 a m3 , d) 88.6 m3 a litros. 1.51 El aluminio es un metal ligero (densidad = 2.70 g/cm3 ) usado en la construcción de aviones, líneas de transmisión de alto voltaje, latas para bebidas y laminados. ¿cuál es su densidad en kg/m3 ? 1.52 La densidad del amoniaco gaseoso bajo ciertas condicio- nes es 0.625 g/L. calcule su densidad en g/cm3 . Problemas adicionales 1.53 Proporcione una afirmación cuantitativa y otra cualitativa acerca de cada una de las siguientes sustancias: a) agua; b) carbono; c) hierro; d) hidrógeno gaseoso; e) sacarosa azú- car de caña); f ) sal de mesa (cloruro de sodio); g) mercu- rio; h) oro, i) aire. 1.54 indique cuáles de las afirmaciones siguientes describen propiedades físicas y cuáles propiedades químicas: a) el hierro tiende a oxidarse; b) el agua pluvial de regiones industrializadas tiende a ser ácida; c) las moléculas de hemoglobina son de color rojo; d) cuando se deja un vaso con agua al sol, el agua desaparece gradualmente, e) du- rante la fotosíntesis las plantas convierten el dióxido de carbono de la atmósfera en moléculas más complejas. 1.55 En 2008 se produjeron en Estados unidos casi 95 mil mi- llones de lb de ácido sulfúrico. convierta dicha cantidad a toneladas. 1.56 En la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular, un estudiante realiza las mediciones siguien- tes: 8.53 cm de longitud, 2.4 cm de anchura, 1.0 cm de altura y 52.7064 g de masa. calcule la densidad del metal con el número correcto de cifras significativas. 1.57 calcule la masa de lo siguiente: a) una esfera de oro con radio de 10.0 cm [el volumen de una esfera con radio r es V = (4/3)πr3 ; la densidad del oro es de 19.3 g/cm3 ]; b) un cubo de platino con longitud de sus lados de 0.040 mm (la densidad del platino es de 21.4 g/cm3 ), c) 50.0 mL de eta- nol (densidad del etanol = 0.798 g/mL). 1.58 un tubo cilíndrico de vidrio de 12.7 cm de longitud se llena con mercurio. La masa del mercurio necesario para llenarlo es de 105.5 g. calcule el diámetro interno del tubo. (Densidad del mercurio = 13.6 g/mL). 1.59 El procedimiento siguiente se usa para determinar el vo- lumen de un matraz. Se pesa el matraz seco y luego se pesa lleno de agua. Si las masas del matraz vacío y el matraz lleno son 56.12 g y 87.39 g, respectivamente, y la densidad del agua es de 0.9976 g/cm3 , calcule el volumen del matraz en cm3 . 1.60 La rapidez del sonido en el aire a la temperatura ambiente es de unos 343 m/s. calcule esta rapidez en millas por hora. (1 mi = 1 609 m.) 1.61 una pieza de plata metálica (ag) con un peso de 194.3 g se coloca en una probeta graduada que contiene 242.0 mL de agua. ahora, el volumen del agua es de 260.5 mL. a partir de estos datos, calcule la densidad de la plata. 1.62 El experimento descrito en el problema 1.61 es una forma poco exacta a la vez que conveniente para calcular la den- sidad de algunos sólidos. Describa un experimento similar que le permita medir la densidad del hielo. De manera específica, ¿cuáles serían los requerimientos del líquido usado en el experimento? 1.63 una esfera de plomo tiene una masa de 1.20 3 104 g y su volumen es de 1.05 3 103 cm3 . calcule la densidad del plomo. 1.64 El litio es el metal menos denso que se conoce (densidad: 0.53 g/cm3 ). ¿cuál es el volumen que ocupan 1.20 3 103 g de litio? 1.65 Los termómetros clínicos de uso común en los hogares de Estados unidos permiten mediciones con exactitud de ± 0.1°F, y el que usan los médicos, la exactitud es de ± 0.1°c. En grados celsius, exprese el porcentaje de error esperado de cada uno de estos termómetros en la medición de la temperatura corporal de una persona que tiene 38.9°c. 1.66 La vainillina (usada para dar sabor al helado de vainilla y otros alimentos) es una sustancia cuyo aroma es detecta- ble por la nariz humana en cantidades muy pequeñas. El límite de umbral es de 2.0 3 10−11 g por litro de aire. Si el precio actual de 50 g de vainillina es de 112 dólares, deter- mine el costo para que el aroma de vainillina sea detecta- ble en un hangar para aviones, con volumen de 5.0 3 107 pies3 . 1.67 ¿cuál es la temperatura en la que el valor numérico en un termómetro de grados celsius es igual al de un termóme- tro de grados Fahrenheit? 1.68 Suponga que se crea una nueva escala de temperatura, en la que el punto de fusión del etanol (–117.3°c) y su punto de ebullición (78.3°c) se toman como 0°S y 100°S, res- pectivamente, donde S es el símbolo de la nueva escala de temperatura. Derive una ecuación que relacione un valor de esta escala con un valor de la escala celsius. ¿Qué lec- tura daría este termómetro a 25°c? 1.69 un adulto en reposo precisa casi 240 mL de oxígeno puro/ min y tiene una frecuencia respiratoria de 12 veces por minuto. Si el aire inhalado contiene 20% de oxígeno en volumen, y el exhalado 16%, ¿cuál es el volumen de aire 01_CHAPTER 01.indd 34 12/20/09 11:55:08 AM
- 66. 35Preguntas y problemas por respiración? (Suponga que el volumen de aire inha- lado es igual al del aire exhalado.) 1.70 a) En referencia al problema 1.69, calcule el volumen to- tal (en litros) del aire que respira cada día un adulto. b) En una ciudad con tránsito vehicular intenso, el aire contiene 2.1 3 10−6 L de monóxido de carbono (un gas venenoso) por litro. calcule la inhalación diaria promedio de mo- nóxido de carbono en litros por persona. 1.71 El volumen total de agua en el mar es de 1.5 3 1021 L. Suponga que el agua salada contiene 3.1% de cloruro de sodio en masa y que su densidad es de 1.03 g/mL. calcule la masa total de cloruro de sodio en kilogramos y tonela- das. (1 tonelada = 2 000 lb; 1 lb = 453.6 g.) 1.72 El magnesio (mg) es un metal valioso que se usa en alea- ciones, en acumuladores y en la fabricación de reactivos químicos. Se obtiene principalmente del agua de mar, que contiene casi 1.3 g de magnesio por kilogramo de agua. En referencia al problema 1.71, calcule el volumen total de agua de mar (en litros) necesario para extraer 8.0 3 104 toneladas de mg, cantidad que es aproximadamente su producción anual en Estados unidos. 1.73 una estudiante recibe un crisol y se le pide que demuestre que está hecho de platino puro. En primer término, pesa el crisol en aire y luego suspendido en agua (densidad = 0.9986 g/mL). Los valores son 860.2 y 820.2 g, respecti- vamente. con base en estas mediciones y dada la densidad del platino, de 21.45 g/cm3 , ¿cuáles serían sus conclusio- nes? (Sugerencia: un objeto suspendido en un líquido se mantiene a flote por la masa del líquido que desplaza el objeto mismo. Haga caso omiso de la presión de flotación del aire.) 1.74 El área superficial y la profundidad promedio del océano Pacífico es de 1.8 3 108 km2 y 3.9 3 103 m, respectiva- mente. calcule el volumen del agua de dicho océano en litros. 1.75 La unidad “onza troy” es de uso frecuente en relación con metales preciosos, como el oro (au) y el platino (Pt). (1 onza troy = 31.103 g.) a) una moneda de oro pesa 2.41 onzas troy. calcule su masa en gramos. b) indique si 1 onza troy es más ligera o más pesada que 1 onza. (1 lb = 16 oz; 1 lb = 453.6 g). 1.76 El osmio (os) es el metal más denso que se conoce (den- sidad de 22.57 g/cm3 ). calcule la masa en libras y kilogra- mos de una esfera de os de 15 cm de diámetro (casi del tamaño de una toronja). Vea el volumen de una esfera en el problema 1.57. 1.77 El error porcentual se expresa a menudo como el valor absoluto de la diferencia del valor verdadero menos el valor experimental entre el valor verdadero: ∙valor verdadero – valor experimental∙ error porcentual = 3 100% ∙valor verdadero∙ Las líneas verticales indican valor absoluto. calcule el error porcentual de las mediciones siguientes: a) la densi- dad del alcohol (etanol) resulta ser de 0.802 g/mL (valor verdadero de 0.798 g/mL), b) la masa de oro en un arete es de 0.837 g (valor verdadero de 0.864 g). 1.78 La abundancia natural de los elementos en el cuerpo hu- mano, expresada como porcentajes en masa, es de 65% de oxígeno (o), 18% de carbono (c), 10% de hidrógeno (H), 3% de nitrógeno (N), 1.6% de calcio (ca), 1.2% de fós- foro (P) y 1.2% de los demás elementos. calcule la masa en gramos de cada elemento en una persona de 62 kg de peso. 1.79 La marca mundial en la carrera de una milla a la intem- perie para varones (en 1999) es de 3 min 43.13 s. a esa rapidez, ¿cuál sería la marca para una carrera de 1500 m? (1 mi = 1 609 m). 1.80 Venus, el segundo planeta más cercano al Sol, tiene una temperatura en su superficie de 7.3 3 102 K. convierta dicha temperatura a grados celsius y Fahrenheit. 1.81 La calcopirita, el principal mineral de cobre (cu), con- tiene 34.63% de cu en masa. ¿cuántos gramos de cu pue- den obtenerse a partir de 5.11 3 103 kg del mineral? 1.82 Se calcula que se han extraído 8.0 3 104 toneladas de oro (au). Suponga que el oro tiene un precio de 948 dólares por onza. ¿cuál es el valor total de dicha cantidad de oro? 1.83 un volumen de 1.0 mL de agua de mar contiene casi 4.0 3 10−12 g de oro. El volumen total de agua en los océanos es de 1.5 3 1021 L. calcule la cantidad total de oro (en gramos) existente en el agua de mar y su valor total en dólares (vea el problema 1.82). Si hay tanto oro en el mar, ¿por qué nadie se ha enriquecido al obtener- lo del océano? 1.84 Las mediciones muestran que 1.0 g de hierro (Fe) contiene 1.1 3 1022 átomos de Fe. ¿cuántos átomos de Fe contie- nen 4.9 g de Fe, que es la cantidad total promedio de hie- rro en adultos? 1.85 La delgada capa externa de la Tierra, la corteza terrestre, abarca tan sólo 0.50% de la masa total del planeta, pese a lo cual es la fuente de casi todos los elementos (la atmós- fera proporciona algunos, como oxígeno, nitrógeno y otros gases). El silicio (Si) es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre (27.2% en masa). calcule la masa en kilogramos de silicio en la corteza terrestre. (La masa de la Tierra es de 5.9 3 1021 ton; 1 ton = 2 000 lb; 1 lb = 453.6 g.) 1.86 El diámetro de un átomo de cobre (cu) es de aproximada- mente 1.3 3 10−10 m. ¿cuántas veces puede dividirse de manera uniforme una pieza de alambre de cobre de 10 cm hasta que se reduzca a sólo dos átomos de cobre? (Su- ponga que se cuenta con herramientas apropiadas para este procedimiento y que los átomos de cobre están ali- neados en una recta, en contacto entre sí. Redondee su respuesta a un entero.) 1.87 un galón de gasolina en el motor de un automóvil pro- duce en promedio 9.5 kg de dióxido de carbono, que es un gas de invernadero, es decir, que promueve el ca- lentamiento de la atmósfera terrestre. calcule la produc- ción anual de dióxido de carbono en kilogramos si existen 40 millones de automóviles en Estados unidos y cada uno recorre una longitud de 5 000 millas con con- sumo de 20 millas por galón. 01_CHAPTER 01.indd 35 12/20/09 11:55:10 AM
- 67. 36 caPíTuLo 1 Química: El estudio del cambio 1.88 una lámina de aluminio (al) tiene un área total de 1.000 pies2 y una masa de 3.636 g. ¿cuál es el espesor de la lá- mina en milímetros? (Densidad del al = 2.699 g/cm3 .) 1.89 indique si cada una de las siguientes es una mezcla homo- génea o heterogénea: a) aire en una botella cerrada, b) aire de la ciudad de Nueva York. 1.90 El cloro se usa para desinfectar las piscinas. Su concentra- ción aceptada para este propósito es de 1 ppm de cloro, o sea, 1 g de cloro por millón de gramos de agua. calcule el volumen de una solución de cloro (en mililitros) que debe agregar a su piscina el propietario si la solución contiene 6.0% de cloro en masa y la piscina, 2.0 3 104 galones de agua. (1 galón = 3.79 L; densidad de los líqui- dos = 1.0 g/mL.) 1.91 Las reservas mundiales totales de petróleo se calculan en 2.0 3 1022 J (el joule es una unidad de energía en la que 1 J = 1 kg m2 /s2 ). al ritmo actual de consumo, de 1.8 3 1020 J/año, ¿cuánto tardarán en agotarse las reservas? 1.92 Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada capa de cierto material inerte sobre la superficie del agua para reducir su rapidez de evaporación en los cuerpos de agua. Hace 300 años Benjamin Franklin fue pionero de esta técnica. Franklin observó que se podrían aplicar 0.10 mL de aceite sobre una superficie de agua de 40 m2 . En el supuesto de que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa de apenas una molécula de espesor, calcule la longitud de cada molécula de aceite en nanómetros. (1 nm = 1 3 10−9 m.) 1.93 La fluoración es el proceso de añadir compuestos de flúor al agua potable para ayudar a prevenir la caries dental. La concentración de 1 ppm de flúor basta para este propósito. (1 ppm significa una parte por millón, o 1 g de flúor por cada millón de gramos de agua.) El compuesto normal- mente usado para la fluoración es el fluoruro de sodio, que también se agrega a ciertas pastas dentales. calcule la can- tidad de fluoruro de sodio en kilogramos necesaria en una ciudad de 50 000 habitantes si el consumo diario de agua por persona es de 150 galones. ¿cuál porcentaje de fluo- ruro de sodio se “desperdicia” si cada persona usa diaria- mente apenas 6.0 L de agua para beber y cocinar? (El fluoruro de sodio contiene 45.0% de flúor en masa, 1 ga- lón = 3.79 L; 1 año = 365 días; densidad del agua = 1.0 g/mL.) 1.94 una compañía gasera de massachusetts cobra 1.30 dóla- res por 15.0 pies3 de gas natural. a) convierta esa tarifa a dólares por litro de gas. b) Si se requieren 0.304 pies3 de gas para hervir un litro de agua, partiendo de la tempera- tura ambiente (25°c), ¿cuánto costaría hervir 2.1 L de agua? 1.95 Las feromonas son compuestos que secretan las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos. Es habitual que basten 1.0 3 10−8 g de una feromona para llegar a todos los machos correspondientes en un radio de 0.50 millas. calcule la densidad de la feromona (en gra- mos por litro) en un espacio cilíndrico de aire con un radio de 0.50 millas y una altura de 40 pies. 1.96 El tiempo promedio que le toma a una molécula difun- dirse en una longitud de x cm está dada por t x D = 2 2 donde t es el tiempo en segundos y D es el coeficiente de difusión. Si el coeficiente de difusión de la glucosa es 5.7 3 10−7 cm2 /s, calcule el tiempo que una molécula de glucosa tardaría para difundir 10 μm, que es aproximada- mente lo que mide una célula. 1.97 un cerebro humano pesa alrededor de 1 kg y contiene casi 1011 células. Suponga que cada célula está repleta de agua (densidad = 1 g/mL) y calcule la longitud de un lado de esa célula si tuviera forma cúbica. Si las células se disper- san en una delgada capa, con un espesor de una sola cé- lula, ¿cuál es el área superficial en metros cuadrados? 1.98 a) El monóxido de carbono (co) es un gas venenoso de- bido a su fuerte unión con la hemoglobina trasportadora de oxígeno en la sangre. una concentración de 8.00 3 102 por volumen de monóxido de carbono se considera letal para los humanos. calcule el volumen en litros que ocupará el monóxido de carbono a esta concentración en una habitación de 17.6 metros de largo, 8.80 metros de ancho y 2.64 metros de altura. b) La exposición prolon- gada al vapor de mercurio (Hg) puede ocasionar desórde- nes neurológicos y problemas respiratorios. un control de calidad del aire determina que la concentración de va- por de mercurio debe estar por debajo de 0.050 mg/m3 . convierta este número a g/L. c) La prueba general para descartar la diabetes de tipo ii es que el nivel de azúcar en sangre (glucosa) sea menor que 120 mg por decilitro (mg/dl). convierta este número a microgramos por mili- litro (μg/mL). 01_CHAPTER 01.indd 36 12/20/09 11:55:12 AM
- 68. 37Respuestas a los ejercicios de práctica 1.99 a un cajero bancario se le pide que arme juegos de un dólar cada uno en monedas para los clientes. cada juego está compuesto de tres monedas de 25 centavos, una mo- neda de cinco centavos y dos monedas de 10 centavos cada una. Las masas de las monedas son: 5.645 g para la de 25 centavos, 4.967 g para la de cinco centavos y 2.316 g para la de 10 centavos. ¿cuál es el número máximo de juegos que pueden armarse a partir de 33.871 kg de mone- das de 25 centavos, 10.432 kg de monedas de cinco centa- vos y 7.990 kg de monedas de 10 centavos? ¿cuál es la masa total (en gramos) de esta colección de monedas? 1.100 una probeta graduada está llena con aceite mineral hasta la marca de 40.00 mL. Las masas de la probeta antes y después de la adición del aceite mineral son de 124.966 g y 159.446 g, respectivamente. En un experimento aparte, una pelota de metal que tiene una masa de 18.713 g se coloca en la probeta y de nuevo se llena con aceite mineral hasta la marca de 40.00 mL. La masa combinada de la pelota y el aceite mineral es de 50.952 g. calcule la densi- dad y el radio de la pelota. [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)πr3 ]. 1.101 un químico del siglo xix preparó una sustancia descono- cida. En términos generales, ¿piensa usted que sería más difícil demostrar que se trata de un compuesto o de un elemento? Explique su respuesta. 1.102 El bronce es una aleación de cobre (cu) y estaño (Sn). calcule la masa de un cilindro de bronce que tiene un radio de 6.44 cm y una longitud de 44.37 cm. La compo- sición del bronce es de 79.42% de cu y 20.58% de Sn y las densidades del cu y del Sn son 8.94 g/cm3 y 7.31 g/cm3 , respectivamente. ¿Qué puede inferirse de este cálculo? 1.103 Suponga que se le proporciona un líquido. Describa bre- vemente los pasos que realizaría para demostrar que se trata de una sustancia pura o de una mezcla homogénea. 1.104 un químico mezcla dos líquidos, a y B, para formar una mezcla homogénea. Las densidades de los líquidos son 2.0514 g/mL para a y 2.6678 g/mL para B. cuando deja caer un pequeño objeto dentro de la mezcla, descubre que éste queda suspendido en el líquido, es decir, que ni flota ni se hunde. Si la mezcla se compone de 41.37% de a y 58.63% de B, en volumen, ¿cuál es la densidad del metal? ¿Puede emplearse este procedimiento, en general, para determinar las densidades de los sólidos? ¿Qué considera- ciones se obtienen al aplicar este método? 1.105 Tums es un remedio popular para la indigestión ácida. una tableta ordinaria contiene carbonato de calcio además de otras sustancias inertes. cuando se ingiere, reacciona con el ácido gástrico (ácido clorhídrico) del estómago para li- berar dióxido de carbono gaseoso. cuando una tableta de 1.328 g reaccionó con 40.00 mL de ácido clorhídrico (densidad: 1.140 g/mL), el dióxido de carbono gaseoso se liberó y la solución resultante pesó 46.699 g. calcule el número de litros de dióxido de carbono gaseoso liberado si su densidad es de 1.81 g/L. 1.106 una botella de vidrio con capacidad de 250 mL se llenó con 242 mL de agua a 20°c y se cerró bien. Se dejó toda la noche en el exterior, cuando la temperatura era de –5°c. Prediga lo que sucederá. La densidad del agua a 20°c es de 0.998 g/cm3 y la del hielo a –5°c es de 0.916 g/cm3 . Problemas especiales Respuestas a los ejercicios de práctica 1.1 96.5 g. 1.2 341 g. 1.3 a) 621.5°F; b) 78.3°c, y c) –196°c. 1.4 a) Dos; b) cuatro; c) tres; d) dos; e) tres o dos. 1.5 a) 26.76 L; b) 4.4 g; c) 1.6 × 107 dm2 ; d) 0.0756 g/mL; e) 6.69 × 104 m. 1.6 2.36 lb. 1.7 1.08 × 105 m3 . 1.8 0.534 g/cm3 . 01_CHAPTER 01.indd 37 12/20/09 11:55:13 AM
- 69. 38 m i s t e r i o d e l a química La desaparición de los dinosaurios os dinosaurios predominaron en la Tierra durante millones de años y luego desaparecieron repen- tinamente. a fin de resolver este misterio, los paleontólogos estudiaron fósiles y esqueletos encontrados en las rocas de diversas capas de la corteza terrestre. Sus descubrimientos les permitieron identificar especies que existieron en el planeta durante periodos geológicos específicos. además, L 01_CHAPTER 01.indd 38 12/20/09 11:55:17 AM
- 70. 39 revelaron la ausencia de esqueletos de dinosaurios en las rocas formadas inmediatamente después del periodo cretácico, que data de hace 65 millones de años. Por tanto, se supone que los dinosaurios se extinguieron hace 65 millones de años. Entre las muchas hipótesis planteadas para explicar su desaparición, se cuentan alteraciones de la cadena alimentaria y un cambio brusco del clima resultante de erupciones volcánicas violentas. Sin embargo, no se tenían datos convincentes en favor de ninguna hipótesis sino hasta 1977. Fue enton- ces cuando un grupo de paleontólogos que trabajaba en italia obtuvo algunos datos desconcertantes en un sitio cercano a Gubbio. El análisis químico de una capa de arcilla depositada por arriba de sedimentos formados durante el periodo cretácico (y, por tanto, una capa que registra lo ocurrido después de ese periodo) mostró un contenido sorprendentemente alto del elemento iridio (ir), poco común en la corteza terrestre y comparativamente abundante en asteroides. Esa investigación llevó a la hipótesis de que la extinción de los dinosaurios ocurrió como sigue. a fin de explicar la cantidad de iridio encontrada, los científicos plantearon que un gran asteroide, de varios kilómetros de diámetro, impactó la Tierra en la época de la desaparición de los dinosaurios. Dicho impacto debe haber sido tan fuerte que literalmente vaporizó una gran cantidad de rocas, suelo y otros objetos circundantes. El polvo y desechos resultantes flotaron en la atmósfera y bloquearon la luz solar durante meses o quizás años. a falta de luz solar abundante, muchas de las plantas no pudieron crecer, y el registro fósil confirma que, de hecho, muchos tipos de plantas se extinguieron en esa época. De tal suerte, por supuesto que muchos animales herbívoros perecieron y, a su vez, los carnívoros sufrieron hambre. La carencia de fuentes de alimento al parecer afectaba a los grandes animales, que necesitaban grandes volúmenes de comida, más rápida y notablemente que a los ani- males más pequeños. así pues, los enormes dinosaurios, de los cuales el más grande habría pesado hasta 30 toneladas, desaparecieron a falta de alimento. Indicios químicos 1. ¿De qué manera el estudio de la extinción de los dinosaurios ilustra el método científico? 2. Plantee dos maneras en las que podría comprobar la hipótesis de la colisión del asteroide. 3. En su opinión, ¿se justifica referirse a la explicación del asteroide como la teoría de la extinción de los dinosaurios? 4. La información disponible hace pensar que casi 20% de la masa del asteroide se convirtió en polvo y se distribuyó uniformemente sobre la Tierra después de descender de la atmósfera supe- rior. La cantidad de polvo fue de casi 0.02 g/cm2 de la superficie terrestre. Es muy probable que el asteroide haya tenido una densidad cercana a 2 g/cm3 . calcule la masa (en kilogramos y en toneladas) del asteroide y su radio en metros, en el supuesto de que era una esfera. (El área de la Tierra es de 5.1 × 1014 m2 ; 1 lb = 453.6 g.) (Fuente: Consider a Spherical Cow—A Course in Environmental Problem Solving, de J. Harte, university Science Books, mill Valley, ca 1988. con autorización.) 01_CHAPTER 01.indd 39 12/20/09 11:55:18 AM
- 71. Imágenes a color de la emisión radiactiva del radio (Ra). Los modelos muestran el núcleo del radio y los productos de su descomposición radiactiva: radón (Rn) y una partícula alfa, la cual tiene dos protones y dos neutrones. El estudio de la radiactividad ayudó a mejorar el conocimiento de los científicos acerca de la estructura atómica. Átomos, moléculas y iones 02_CHAPTER 02.indd 40 12/20/09 12:28:44 PM
- 72. Avance del capítulo • Iniciaremos este capítulo con una perspectiva histórica de la búsqueda de las unida- des fundamentales de la materia. La versión moderna de la teoría atómica la postuló en el siglo xix John Dalton, quien afirmó que los elementos estaban constituidos por partículas extremadamente pequeñas, llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento determinado son idénticos, pero son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. (2.1) • Observaremos que, mediante la experimentación, los científicos han aprendido que un átomo está constituido por tres partículas elementales: protón, electrón y neutrón. El protón tiene una carga positiva, el electrón una negativa, y el neutrón no tiene carga. Los protones y los neutrones se localizan en una pequeña región en el centro del átomo, denominada núcleo, en tanto que los electrones están dispersos alrededor del núcleo a cierta distancia de él. (2.2) • Analizaremos las siguientes formas de identificar átomos. El número atómico es el número de protones en un núcleo; los átomos de diferentes elementos tienen núme- ros atómicos distintos. Los isótopos son átomos del mismo elemento con un número diferente de neutrones. El número de masa es la suma del número de protones y neutrones en un átomo. Debido a que un átomo es eléctricamente neutro, contiene un número igual de electrones y de protones. (2.3) • Observaremos cómo se pueden agrupar los elementos de acuerdo con sus propieda- des físicas y químicas en una tabla conocida como tabla periódica. La tabla periódica permite clasificar los elementos (como metales, metaloides y no metales) y correla- cionar sus propiedades de manera sistemática. (2.4) • Veremos que los átomos de la mayor parte de los elementos interactúan para formar compuestos, los cuales se clasifican como moléculas o compuestos iónicos formados por iones positivos (cationes) y iones negativos (aniones). (2.5) • Después aprenderemos a utilizar fórmulas químicas (moleculares y empíricas) para representar moléculas y compuestos iónicos y modelos para representar moléculas. (2.6) • Analizaremos un conjunto de reglas que ayudarán a dar nombre a los compuestos inorgánicos. (2.7) • Este capítulo termina con una breve introducción al tema del mundo orgánico que se retomará en un capítulo posterior. (2.8) Sumario 2.1 Teoría atómica 2.2 Estructura del átomo 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos 2.4 La tabla periódica 2.5 Moléculas y iones 2.6 Fórmulas químicas 2.7 Nomenclatura de los compuestos 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos Desde épocas remotas, los humanos se han interesado por la naturaleza de la mate- ria. Nuestras ideas modernas sobre la estructura de la materia se basan en la teoría atómica de Dalton, de principios del siglo xix. En la actualidad sabemos que toda la materia está formada por átomos, moléculas y iones. La química siempre se relaciona, de una u otra forma, con estas especies. 41 02_CHAPTER 02.indd 41 12/20/09 12:28:48 PM
- 73. 42 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones 2.1 Teoría atómica En el siglo v a.c., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa in- destructible o indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicas apoyaron el concepto del “atomismo”, lo que condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, el científico inglés, profesor John Dalton,1 formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton, pueden resu- mirse como sigue: 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas áto- mos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y pro- piedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier com- puesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 4. una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. En la figura 2.1 se muestra una representación esquemática de las tres últimas hipótesis. El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que el con- cepto de Demócrito. La segunda hipótesis establece que los átomos de un elemento son dife- rentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostradas por elementos como el hidrógeno y el oxígeno sólo se puede explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son distintos de los átomos de oxígeno. La tercera hipótesis sugiere que para formar determinado compuesto no sólo se necesi- tan los átomos de los elementos correctos, sino que es indispensable un número específico de dichos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por el químico 1 John Dalton (1766-1844). Químico, matemático y filósofo inglés. Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes sobre los gases y proporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cual padecía. Se ha descrito a Dalton como un experimentador indiferente con muy pocas habilidades en las áreas del lenguaje y la ilustración. Su único pasatiempo era el juego de bolos en césped los jueves por la tarde. Tal vez la visión de esos bolos de madera fue lo que inspiró su idea de la teoría atómica.Figura 2.1 a) De acuerdo con la teoría atómica de Dalton, los átomos del mismo elemento son idénticos, pero los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otros. b) Compuesto formado por átomos de los elementos X y Y. En este caso, la proporción de los átomos del elemento X con respecto a la del elemento Y es de 2:1. Observe que la reacción química produce sólo un reordenamiento de átomos, no su destrucción o creación. b) Compuestos formados por los elementos X y YÁtomos del elemento X Átomos del elemento Y a) 02_CHAPTER 02.indd 42 12/20/09 12:30:23 PM
- 74. 432.2 Estructura del átomo francés Joseph proust.2 La ley de las proporciones definidas de proust establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Así, si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad fija, la proporción de los átomos de los elementos en dicho com- puesto también debe ser constante. La tercera hipótesis de Dalton confirma otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un com- puesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relación de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las propor- ciones múltiples de manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos difieren en el número de átomos de cada clase. por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono. Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2. Este resultado concuerda con la ley de las proporciones múltiples (figura 2.2). La cuarta hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa,3 la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar. La brillante idea de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo xix. Revisión de conceptos Los átomos de los elementos A (azul) y B (anaranjado) forman los dos compuestos mostrados aquí. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las proporciones múltiples? 2.2 Estructura del átomo con base en la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigacio- nes iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta el siglo xx, demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descu- brimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones. Figura 2.2 Ilustración de la ley de las proporciones múltiples. Monóxido de carbono Dióxido de carbono O – C 2 – 1 O – C 1 – 1 5 –––––––– 5 5 ––– 5 Oxígeno en el monóxido de carbono en relación con el oxígeno en el dióxido de carbono: 1:2 2 Joseph Louis proust (1754-1826). Químico francés. Fue el primero en aislar el azúcar de las uvas. 3 De acuerdo con Albert Einstein, la masa y la energía son aspectos alternos de una entidad única denominada masa- energía. por lo común, las reacciones químicas implican una ganancia o pérdida de calor u otras formas de energía. Así, cuando la energía se pierde en una reacción, por ejemplo, también se pierde masa. No obstante, salvo en el caso de las reacciones nucleares (vea el capítulo 23), los cambios de masa en las reacciones químicas son demasiado pe- queños para ser detectados. por consiguiente, para fines prácticos, la masa se conserva. 02_CHAPTER 02.indd 43 12/20/09 12:30:29 PM
- 75. 44 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones El electrón En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento de la estructura atómica. para investigar este fenómeno se utilizó un tubo de rayos catódicos, precursor de los tubos utiliza- dos en los televisores (figura 2.3). consta de un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa, llamada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que pasa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. cuando dicho rayo alcanza la superficie, recubierta de una manera especial, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante. En algunos experimentos se colocaron, por fuera del tubo de rayos catódicos, dos pla- cas cargadas eléctricamente y un electroimán (vea la figura 2.3). cuando se conecta el cam- po magnético y el campo eléctrico permanece desconectado, los rayos catódicos alcanzan el punto A del tubo. cuando está conectado solamente el campo eléctrico, los rayos lle- gan al punto c. cuando tanto el campo magnético como el eléctrico están desconectados, o bien cuando ambos están conectados pero se balancean de forma que se cancelan mutuamente, los rayos alcanzan el punto B. De acuerdo con la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en partículas con car- ga negativa. Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones. En la figura 2.4 se muestra el efecto de un imán sobre los rayos catódicos. El físico inglés J. J. Thomson4 utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. El número que obtuvo fue de –1.76 × 108 c/g, en donde c corresponde a coulombs, la unidad de carga eléctrica. Más tarde, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan5 llevó a cabo una serie de experimentos para medir la carga del electrón con gran precisión. Su trabajo demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma. En su experimento, Millikan analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite que adquirían carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las gotas cargadas mediante la aplicación de un campo eléctrico Figura 2.3 Tubo de rayos cató- dicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y un campo magnético externo. Los símbolos N y S denotan los polos norte y sur del imán. Los rayos catódicos golpearán el extremo del tubo en el punto A en presencia de un campo magnético, en el punto C en presencia de un campo eléctrico y en el punto B cuando no existan campos externos presentes o cuando los efectos del campo eléctrico y del campo magnético se cancelen mutua- mente. Alto voltaje – + Ánodo Cátodo A B C S N Pantalla fluorescente Los electrones por lo general se asocian con los átomos. No obstante, también se pueden estudiar por separado. 4 Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico, recibió el premio Nobel de Física en 1906 por ser quien des- cubrió el electrón. 5 Robert Andrews Millikan (1868-1953). Físico estadounidense, merecedor del premio Nobel de Física en 1923 por determinar la carga del electrón. 02_CHAPTER 02.indd 44 12/20/09 12:30:31 PM
- 76. 452.2 Estructura del átomo y seguía su movimiento con un microscopio (figura 2.5). Al aplicar sus conocimientos sobre electrostática, Millikan encontró que la carga de un electrón es de –1.6022 × 10–19 c. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón: masa de electrón carga carga/masa –1.6022 10 = = × ––19 8 c –1.76 10 c/g g × = ×9 10 10 28 . – Éste es un valor de masa extremadamente pequeño. Radiactividad En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen6 observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que éstos emitieran unos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia, oscurecían las placas fotográficas, in- cluso cubiertas, y producían fluorescencia en algunas sustancias. Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no podían contener partículas con carga, como los rayos catódicos. Röntgen les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida. Figura 2.4 a) Rayo catódico producido en un tubo de descarga. El rayo en sí mismo es invisible, pero la fluorescencia de un recubrimiento de sulfuro de zinc en el cristal provoca su apariencia verdosa. b) El rayo catódico se inclina hacia abajo cuando se le acerca el polo norte del imán. c) Cuando la polaridad del imán se invierte, el rayo se inclina hacia la dirección opuesta. a) b) c) Figura 2.5 Diagrama esquemático del experimento de Millikan de la gota de aceite. 6 Wilhelm Konrad Röntgen (1845-1923). Físico alemán que recibió el premio Nobel de Física en 1901 por el descu- brimiento de los rayos X. Atomizador Visor del microscopio Placa cargada Rayos X para producir la carga en las gotas de aceite (2) Orificio pequeño (1) Placa cargada Gotas de aceite 02_CHAPTER 02.indd 45 12/20/09 12:30:40 PM
- 77. 46 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones poco después del descubrimiento de Röntgen, Antoine Becquerel,7 profesor de física en parís, empezó a estudiar las propiedades fluorescentes de las sustancias. Accidentalmente en- contró que algunos compuestos de uranio oscurecían las placas fotográficas cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos. Al igual que los rayos X, los rayos provenientes de los com- puestos de uranio resultaban altamente energéticos y no los desviaba un imán, pero diferían de los rayos X en que se emitían de manera espontánea. Marie curie,8 discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radiactividad para describir esta emisión espontánea de partículas o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea. La desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas, como el uranio, produ- ce tres tipos de rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de su trayectoria por placas metálicas con cargas opuestas (figura 2.6). Los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente, llamadas partículas α, que se apartan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β), o partículas β, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. un tercer tipo de radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no les afecta un campo externo. El protón y el núcleo Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos: que contienen electrones y que son eléctricamente neutros. para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visua- lizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas en un pastel (figura 2.7). Este modelo, llamado “modelo del pudín de pasas”, se aceptó como una teoría durante algunos años. Figura 2.6 Tres tipos de rayos emitidos por elementos radiac- tivos. Los rayos β consisten en partículas con carga negativa (electrones), y por ende son atraídos hacia la placa con carga positiva. Por lo contrario, los rayos α tienen carga positiva y son atraídos hacia la placa con carga negativa. Debido a que los rayos γ no tienen carga alguna, su trayectoria no se ve alterada por un campo eléctrico externo. Figura 2.7 Modelo atómico de Thomson, conocido como el modelo del “pudín de pasas”, por su semejanza con un postre tradicional inglés hecho con pasas. Los electrones están insertos en una esfera uniforme con carga positiva. – – – – – – – La carga positiva está dispersa sobre la esfera completa 7 Antoine Henri Becquerel (1852-1908). Físico francés a quien se le otorgó el premio Nobel de Física en 1903 por el descubrimiento de la radiactividad del uranio. 8 Marie (Marya Sklodowska) curie (1867-1934). Química y física nacida en polonia. En 1903, ella y su esposo fran- cés, pierre curie, fueron galardonados con el premio Nobel de Física por su trabajo sobre la radiactividad. En 1911, una vez más fue merecedora de ese premio, pero esta vez en Química, por su trabajo sobre los elementos radiactivos radio y polonio. Ella es una de las tres personas que han recibido dos premios Nobel en ciencias. A pesar de su gran contribución a la ciencia, su nominación a la Academia Francesa de ciencias en 1911 fue rechazada por un voto ¡debido a que era mujer! Su hija Irene, y su yerno Frederic Joliot-curie, compartieron el premio Nobel de Química en 1935. – + α γ β Sustancia radiactiva Cámara de plomo 02_CHAPTER 02.indd 46 12/20/09 12:30:43 PM
- 78. 472.2 Estructura del átomo En 1910, el físico neozelandés Ernest Rutherford,9 quien estudió con Thomson en la universidad de cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger10 y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden,11 Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radiactiva (figura 2.8). Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación. De cuando en cuando, algunas partículas α eran dispersadas (o desvia- das) de su trayectoria con un gran ángulo. ¡En algunos casos, las partículas α regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva! Éste fue el descubrimiento más sorprendente, pues según el modelo de Thomson, la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas α atravesaran las láminas sin desviarse o con una desviación mínima. El comentario de Rutherford sobre este descubrimiento fue el siguiente: “Resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted.” Tiempo después, Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la dispersión de partículas α utilizando un nuevo modelo de átomo. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo. cuando una partícula α pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran des- viación. Además, cuando una partícula α incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por completo. Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1.67262 × 10–24 g, aproximadamente 1 840 veces la masa del electrón con carga opuesta. Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa sólo 1/1013 del volumen total del átomo. Las dimensiones atómicas (y moleculares) se expresarán aquí de acuerdo con la unidad del sistema internacional de medidas llamado picómetro (pm), donde 1 pm = 1 × 10–12 m Ranura a) b) Lámina de oro Pantalla de detección Emisor de partículas α Figura 2.8 a) Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de las partículas α mediante una lámina de oro. La mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro con poca o ninguna desviación. Algunas se desviaron con un ángulo grande. En ocasiones alguna partícula α invierte su trayectoria. b) Esquema amplificado de la trayectoria de las partículas α al atravesar o ser desviadas por los núcleos. Una unidad común que no está incluida en el sistema internacional de medidas es el ángstrom (Å; 1 Å = 100 pm). 9 Ernest Rutherford (1871-1937). Físico neozelandés. Rutherford realizó gran parte de su trabajo en Inglaterra (en las universidades de Manchester y cambridge). Recibió el premio Nobel de Química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del núcleo atómico. un comentario que hacía con frecuencia a sus estudiantes fue: “la ciencia es física o una colección de estampillas”. 10 Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945). Físico alemán. El trabajo de Geiger se enfocó en la estructura del núcleo atómico y en la radiactividad. Inventó un dispositivo para medir la radiación que ahora se conoce comúnmente como el contador Geiger. 11 Ernest Marsden (1889-1970). Físico inglés. Es alentador saber que algunas veces un estudiante puede ayudar a ganar un premio Nobel. Marsden prosiguió con su gran contribución al desarrollo de la ciencia en Nueva Zelanda. 02_CHAPTER 02.indd 47 12/20/09 12:30:44 PM
- 79. 48 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones El radio típico de un átomo es aproximadamente de 100 pm, en tanto que el radio del nú- cleo atómico es sólo de 5 × 10–3 pm. Se puede apreciar la diferencia relativa entre el tamaño de un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo tuviera el tamaño de un estadio olímpico, el volumen de su núcleo sería comparable con el de una pequeña canica. Mientras que los proto- nes están confinados en el núcleo del átomo, se considera que los electrones están esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él. El concepto de radio atómico tiene utilidad experimental, pero no debe suponerse que los átomos tienen dimensiones o superficies bien definidas. Más adelante aprenderemos que las regiones externas de los átomos son relativamente “difusas”. El neutrón El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía sólo un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. por tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en realidad la relación es 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James chadwick12 probó en 1932. cuando chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas α, el me- tal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ. Experimentos posteriores demostraron que esos rayos en realidad constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que chadwick llamó neutrones, debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la re- lación de las masas ahora se podía explicar. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, en tanto que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1. En la figura 2.9 se muestra la localización de las partículas elementales (protones, neutro- nes y electrones) en un átomo. Existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón 12 James chadwick (1981-1972). Físico británico. En 1935 recibió el premio Nobel de Física por demostrar la exis- tencia de los neutrones. Protón Neutrón Figura 2.9 Los protones y los neutrones de un átomo están confinados en un núcleo extremadamente pequeño. Los electrones se representan como “nubes” que circundan al núcleo. Si el tamaño de un átomo se expandiera hasta el de un estadio olímpico, el tamaño de su núcleo sería el de una canica. 02_CHAPTER 02.indd 48 12/20/09 12:30:54 PM
- 80. 492.3 Número atómico, número de masa e isótopos y el neutrón son los tres componentes fundamentales del átomo que son importantes para la química. En la tabla 2.1 se muestran los valores de carga y de masa de estas tres partículas elementales. 2.3 Número atómico, número de masa e isótopos Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. por ejemplo, el número atómico del flúor es 9. Esto significa que cada átomo de flúor tiene 9 protones y 9 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que contenga 9 protones se llamará de manera correcta “flúor”. El número de masa (A) es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones. En general, el número de masa está dado por número de masa = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones (2.1) El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A – Z). por ejemplo, si el número de masa de un átomo específico de boro es 12 y su número atómico es 5 (que indica 5 protones en el núcleo), entonces el número de neu- trones es 12 – 5 = 7. Observe que las tres cantidades (número atómico, número de neutrones y número de masa) deben ser enteros positivos o números enteros. No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. uno de ellos, que se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado deuterio contiene un protón y un neutrón, y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un elemento (X) es como sigue: número de masa a zX número atómico TABLA 2.1 Masa y carga de las partículas subatómicas Carga Partícula Masa (g) Coulomb Unidad de carga Electrón* 9.10938 × 10–28 −1.6022 × 10–19 −1 protón 1.67262 × 10–24 +1.6022 × 10–19 +1 Neutrón 1.67493 × 10–24 0 0 * Las mediciones más refinadas aportan un valor más preciso de la masa de un electrón que las de Millikan. Los protones y neutrones se llaman colectivamente nucleones. 02_CHAPTER 02.indd 49 12/20/09 12:30:56 PM
- 81. 50 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Así, para los isótopos de hidrógeno escribimos: H H H1 1 1 2 1 3 hidrogeno deuterio tritio como otro ejemplo, considere dos isótopos comunes del uranio, con números de masa 235 y 238, respectivamente: 92 235 92 238 u u El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, en tanto que el se- gundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. con excepción del hidrógeno, que tiene un nombre diferente para cada uno de los isótopos, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Así, los isótopos anteriores se llaman uranio- 235 (uranio doscientos treinta y cinco) y uranio-238 (uranio doscientos treinta y ocho). Las propiedades químicas de un elemento están determinadas, principalmente, por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen un compor- tamiento químico semejante, forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividades semejantes. En el ejemplo 2.1 se muestra cómo calcular el número de protones, neutrones y electro- nes, a partir del número atómico y el número de masa. 1 1 H 1 2 H 1 3 H Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies: a b c d) Na, ) Na, ) O y ) carbono 111 20 11 22 17 44. Estrategia Recuerde que el exponente se refiere al número de masa (A), y el subíndice al número atómico (Z). El número de masa siempre es mayor que el número atómico. (La única excepción es 1 1H, donde el número de masa es igual al número atómico.) En caso de que no se muestre el subíndice, como en los incisos c) y d), el número atómico se puede derivar del símbolo o nombre del elemento. para determinar el número de electrones, recuerde que como la electricidad de los átomos es neutra, el número de electrones es igual al número de protones. Solución a) El número atómico es 11; luego, hay 11 protones. El número de masa es 20; por tanto, el número de electrones es 20 − 11 = 9. El número de electrones es el mismo que el número de protones, es decir, 11. b) El número atómico es el mismo que en a), u 11. El número de masa es 22; luego, el número de neutrones es 22 – 11 = 11. El número de electrones es 11. Observe que las especies en a) y b) son isótopos químicamente similares al sodio. c) El número atómico de O (oxígeno) es 8; luego, tiene 8 protones. El número de masa es 17; por tanto, tiene 17 − 8 = 9 neutrones. Hay 8 electrones. d) El carbono 14 también se puede representar como 14 c. El número atómico del carbono es 6, así que tiene 14 − 6 = 8 neutrones. El número de electrones es 6. Ejercicio de práctica ¿cuántos protones, neutrones y electrones tiene el siguiente isótopo del cobre: 63 cu? EjEMPLo 2.1 Revisión de conceptos a) Mencione el único elemento que tiene un isótopo que no contiene neutrones. b) Explique por qué un núcleo de helio que no contiene neutrones tiende a ser inestable. Problemas similares 2.15, 2.16. 02_CHAPTER 02.indd 50 12/20/09 12:31:00 PM
- 82. 512.4 La tabla periódica 2.4 La tabla periódica Más de la mitad de los elementos que se conocen en la actualidad se descubrieron entre 1800 y 1900. Durante este periodo los químicos observaron que muchos elementos mostraban gran- des semejanzas entre ellos. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propieda- des físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran canti- dad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En la figura 2.10 se mues- tra la tabla periódica moderna, en la cual los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico (que aparece sobre el símbolo del elemento), en filas horizontales, llamadas periodos, y en columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas. Observe que los elementos 112 a 116 y 118 se han sintetizado recientemente, razón por la cual aún carecen de nombre. Los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, en tanto que un no metal generalmente es mal conductor del calor y la electricidad. un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales. En la figura 2.10 se observa que la mayoría de los elemen- tos que se conocen son metales; sólo 17 elementos son no metales y ocho son metaloides. De Figura 2.10 La tabla periódica moderna. Los elementos están organizados de acuerdo con los números atómicos, que aparecen sobre sus símbolos. Con excepción del hidrógeno (H), los no metales aparecen en la extrema derecha de la tabla. Las dos filas de metales que se loca- lizan por debajo de la tabla principal se ubican convencionalmente aparte para evitar que la tabla sea demasiado grande. En realidad, el cerio (Ce) debería seguir al lantano (La), y el torio (Th) debería ir justo después del actinio (Ac). La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado la designación de los grupos 1-18 pero su uso aún no es frecuente. En este texto utilizamos la notación estadouni- dense para los números de los grupos (1A-8A y 1B-8B). Todavía no se ha asignado nombre a los elementos 112 a 116 y 118. El elemento 117 aún no ha sido sintetizado. Metales Metaloides No metales 1 H 3 Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra 21 Sc 39 Y 57 La 89 Ac 22 Ti 40 Zr 72 Hf 104 Rf 23 V 41 Nb 73 Ta 105 Db 24 Cr 42 Mo 74 W 106 Sg 25 Mn 43 Tc 75 Re 107 Bh 26 Fe 44 Ru 76 Os 108 Hs 27 Co 45 Rh 77 Ir 109 Mt 28 Ni 46 Pd 78 Pt 29 Cu 47 Ag 79 Au 30 Zn 48 Cd 80 Hg 31 Ga 49 In 81 Tl 32 Ge 50 Sn 82 Pb 33 As 51 Sb 83 Bi 34 Se 52 Te 84 Po 35 Br 53 I 85 At 36 Kr 54 Xe 86 Rn 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 2 He 4 Be 12 Mg 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lr 110 Ds 112 113 114 115 116 (117) 118 1 1A 2 2A 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 9 8B 11 1B 108 12 2B 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 18 8A 111 Rg 02_CHAPTER 02.indd 51 12/20/09 12:31:03 PM
- 83. q u í m i c a en acción Distribución de los elementos en la Tierra y en los sistemas vivos La mayor parte de los elementos se presentan en forma natu- ral. ¿cómo están distribuidos estos elementos en la Tierra, y cuáles son esenciales para los sistemas vivos? Aproximadamente, la extensión de la corteza terrestre desde la superficie hacia el centro de la Tierra es de 40 kilómetros (alre- dedor de 25 millas). Debido a dificultades técnicas, los cientí- ficos no han podido estudiar las porciones internas de la Tierra con tanta facilidad como las de la corteza. No obstante, se cree que en el centro de la Tierra existe un núcleo sólido compuesto en su mayor parte por hierro. Alrededor del núcleo se encuentra una capa llamada manto, la cual está formada por un fluido ca- liente que contiene hierro, carbono, silicio y azufre. De los 83 elementos que se encuentran en la naturaleza, 12 constituyen 99.7% de la masa de la corteza terrestre. Éstos son, en orden decreciente de abundancia natural, oxígeno (O), silicio (Si), aluminio (Al), hierro (Fe), calcio (ca), magnesio (Mg), sodio (Na), potasio (K), titanio (Ti) hidrógeno (H), fós- foro (p) y manganeso (Mn). Al analizar la abundancia natural de los elementos, debemos recordar que: 1) los elementos no están distribuidos de manera uniforme en la corteza terrestre, y 2) la mayoría se presentan en combinaciones. Estos datos proporcio- nan la base para la mayoría de los métodos de obtención de elementos puros a partir de sus compuestos, como se estudiará en capítulos posteriores. En la tabla siguiente se presentan los elementos esencia- les en el cuerpo humano. Especialmente importantes son los elementos traza, como hierro (Fe), cobre (cu), zinc (Zn), yodo (I) y cobalto (co), los cuales en conjunto conforman aproxi- madamente 0.1% de la masa corporal. Estos elementos son ne- cesarios para el desarrollo de las funciones biológicas como el crecimiento, el transporte de oxígeno para el metabolismo y la defensa contra las enfermedades. Existe un balance delicado en las cantidades presentes de estos elementos en nuestros cuerpos. Su deficiencia o exceso durante un amplio periodo puede produ- cir enfermedades graves, retraso mental o incluso la muerte. 3 480 km2 900 km Corteza Núcleo Manto Estructura del interior de la Tierra. Elementos esenciales en el cuerpo humano Elemento Porcentaje en masa* Elemento Porcentaje en masa* Oxígeno 65 Sodio 0.1 carbono 18 Magnesio 0.05 Hidrógeno 10 Hierro <0.05 Nitrógeno 3 cobalto <0.05 calcio 1.6 cobre <0.05 Fósforo 1.2 Zinc <0.05 potasio 0.2 Yodo <0.05 Azufre 0.2 Selenio <0.01 cloro 0.2 Flúor <0.01 * El porcentaje en masa indica la masa del elemento en gramos presentes en una muestra de 100 g. Magnesio, 2.8% Oxígeno, 45.5% Oxígeno, 65% Silicio, 27.2% Hidrógeno, 10% Carbono, 18% Calcio 4.7% Todos los demás, 5.3% Todos los demás, 1.2% Fósforo, 1.2% Calcio, 1.6% Nitrógeno, 3% Hierro, 6.2% Aluminio, 8.3% a) b) a) Abundancia natural de los ele- mentos en porcentaje por masa. Por ejemplo, la abundancia de oxí- geno es de 45.5%. Esto significa que en una muestra de 100 g de corteza terrestre hay, en promedio, 45.5 g del elemento oxígeno. b) Abundancia de los elementos en el cuerpo humano en porcentaje por masa. 52 02_CHAPTER 02.indd 52 12/20/09 12:31:07 PM
- 84. 532.5 Moléculas y iones izquierda a derecha, a lo largo de cualquier periodo, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian en forma gradual de metálicas a no metálicas. En general, se hace referencia a los elementos en forma colectiva, mediante su número de grupo en la tabla periódica (grupo 1A, grupo 2A, y así sucesivamente). Sin embargo, por conveniencia, algunos grupos de elementos tienen nombres especiales. Los elementos del gru- po 1A (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) se llaman metales alcalinos, y los elementos del grupo 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) reciben el nombre de metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo 7A (F, Cl, Br, I y At) se conocen como halógenos, y los elementos del grupo 8A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) son los gases nobles o gases raros. La tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los ele- mentos en forma sistemática y ayuda a hacer predicciones respecto del comportamiento quí- mico. Más adelante, en el capítulo 8, analizaremos con más detalle esta piedra angular de la química. La sección de Química en acción de la página 52 describe la distribución de los elementos sobre la Tierra y en el cuerpo humano. Revisión de conceptos Después de observar la tabla periódica, ¿las propiedades químicas cambian más a través de un periodo o a través de un grupo? 2.5 Moléculas y iones De todos los elementos, sólo los seis gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen en la naturaleza como átomos sencillos. por esta razón se dice que son gases monoatómicos (lo que significa un solo átomo). La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por los átomos. Moléculas una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siem- pre en una proporción fija, de acuerdo con la ley de las proporciones definidas que se explicó en la sección 2.1. Así, una molécula no siempre es un compuesto, el cual, por definición, está formado por dos o más elementos (vea la sección 1.4). El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, es un elemento puro, pero consta de moléculas formadas por dos átomos de H cada una. por otra parte, el agua es un compuesto molecular que contiene hidrógeno y oxígeno en una relación de dos átomos de H y un átomo de O. Al igual que los átomos, las moléculas son eléctricamente neutras. Se dice que la molécula de hidrógeno, representada por H2, es una molécula diatómica porque contiene sólo dos átomos. Otros elementos que existen normalmente como moléculas diatómicas son nitrógeno (N2) y oxígeno (O2), así como los elementos del grupo 7A: flúor (F2), cloro (cl2), bromo (Br2) y yodo (I2). por supuesto, una molécula diatómica puede conte- ner átomos de diferentes elementos. como ejemplos se pueden citar el cloruro de hidrógeno (Hcl) y el monóxido de carbono (cO). La gran mayoría de las moléculas contiene más de dos átomos. pueden ser átomos de un mismo elemento, como el ozono (O3), que está formado por tres átomos de oxígeno, o bien pueden ser combinaciones de dos o más elementos diferentes. Las moléculas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de moléculas poliatómicas. El ozono (O3), el agua (H2O) y el amoniaco (NH3) son moléculas poliatómicas. Analizaremos la naturaleza de los enlaces químicos en los capítulos 9 y 10. Elementos que existen como moléculas diatómicas. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A N O F Cl Br I H 02_CHAPTER 02.indd 53 12/20/09 12:31:09 PM
- 85. 54 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Iones un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones, cargados positivamente, del núcleo de un átomo permanece igual du- rante los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas), pero se pueden perder o ganar electrones, cargados negativamente. La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ion con carga neta positiva. por ejemplo, un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+ : Átomo de Na Ion Na+ 11 protones 11 protones 11 electrones 10 electrones por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones. por ejemplo, un átomo de cloro (cl) puede ganar un electrón para formar el ion cloruro cl− : Átomo de Cl Ion Cl− 17 protones 17 protones 17 electrones 18 electrones Se dice que el cloruro de sodio (Nacl), la sal común de mesa, es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. un átomo puede perder o ganar más de un electrón. como ejemplos de iones formados por la pérdida o ganancia de más de un electrón están: Mg2+ , Fe3+ , S2– y N3– . Estos iones, lo mismo que los iones Na+ y cl– , reciben el nombre de iones monoatómicos porque contienen solamente un átomo. En la figura 2.11 se muestra la carga de algunos iones monoatómicos. con algunas excepciones, los metales tienden a formar cationes y los no metales, aniones. Además, es posible combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga una carga neta positiva o negativa. Los iones que contienen más de un átomo, como es el caso de OH– (ion hidróxido), cN– (ion cianuro) y NH4 + (ion amonio) se denominan iones poliatómicos. En el capítulo 8 veremos por qué los átomos de diferentes elementos ganan (o pierden) un número específico de electrones. 1 1A 2 2A 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 9 8B 11 1B 108 12 2B 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 18 8A Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Ag+ Zn2+ Se2– Br–Ni2+ Ni3+ Mn2+ Mn3+ Cr2+ Cr3+ Cd2+ Te2– I– Al3+ S2– Cl– O2– N3– C4– F– Mg2+ Fe2+ Fe3+ Co2+ Co3+ Cu+ Cu2+ P3– Sn2+ Sn4+ Pb2+ Pb4+ Hg2+ Hg2+ Au+ Au3+ 2 Figura 2.11 Iones monoatómicos comunes ordenados según sus posiciones en la tabla periódica. Obsérvese que el ion Hg2+ 2 contiene dos átomos. 02_CHAPTER 02.indd 54 12/20/09 12:31:11 PM
- 86. 552.6 Fórmulas químicas 2.6 Fórmulas químicas Los químicos utilizan fórmulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos. composición significa no solamente los elementos presentes, sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. En este punto se consideran dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas. Fórmulas moleculares una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están pre- sentes en la unidad más pequeña de una sustancia. En el análisis sobre moléculas, cada ejem- plo se presenta con su fórmula molecular entre paréntesis. Así, H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, O2 representa al oxígeno, O3 es el ozono y H2O representa al agua. El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes. En el caso del H2O no aparece un subíndice para el O debido a que sólo hay un átomo de oxígeno en una molécula de agua; de esta manera se omite el subíndice “uno” de las fórmulas. Obsérvese que oxígeno (O2) y ozono (O3) son alótropos del oxígeno. un alótropo es una de dos o más formas diferentes de un elemento. Dos formas alotrópicas del elemento carbono: diamante y grafito, son completamente diferentes no sólo en sus propiedades químicas, sino también en su costo relativo. Modelos moleculares Las moléculas son demasiado pequeñas como para poder observarlas de manera directa. una forma efectiva para visualizarlas es mediante el uso de modelos moleculares. por lo común se utilizan dos tipos de modelos moleculares: los modelos de esferas y barras, y los modelos espaciales (figura 2.12). En los modelos de esferas y barras los átomos están representados por esferas de madera o de plástico con orificios perforados en ellas. para representar los enlaces químicos se utilizan barras o resortes. Los ángulos que se forman entre los átomos en los modelos se aproximan a los ángulos de enlace reales de las moléculas. con excepción del átomo de H, todas las esferas son del mismo tamaño y cada tipo de átomo está representado por un color específico. En los modelos espaciales, los átomos están representados por esferas truncadas que se mantienen unidas a presión, de manera que los enlaces no se ven. El tamaño Vea en la hoja al final del libro los códigos de color de los átomos. Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo de esferas y barras Modelo espacial Hidrógeno H2 H—H Agua H2O H—O—H Amoniaco NH3 H—N—H H Metano CH4 H — —— H—C—H H Figura 2.12 Fórmulas moleculares y estructurales, y modelos moleculares para cuatro moléculas comunes. 02_CHAPTER 02.indd 55 12/20/09 12:31:12 PM
- 87. 56 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones de las esferas es proporcional al tamaño de los átomos. El primer paso para construir un mode- lo molecular consiste en escribir la fórmula estructural, que muestra cómo están unidos entre sí los átomos de una molécula. por ejemplo, se sabe que en la molécula de agua cada uno de los dos átomos de H está unido a un átomo de O. por tanto, la fórmula estructural del agua es H–O–H. una línea que une dos símbolos atómicos representa un enlace químico. Los modelos de esferas y barras muestran con claridad la distribución tridimensional de los átomos y son relativamente fáciles de construir. Sin embargo, el tamaño de las esferas no es proporcional al tamaño de los átomos. como consecuencia, las barras por lo general exa- geran la distancia entre los átomos de una molécula. Los modelos espaciales son más exactos porque muestran la diferencia del tamaño de los átomos. El inconveniente es que su construc- ción requiere de más tiempo y no muestran bien la posición tridimensional de los átomos. En este texto se utilizarán constantemente ambos modelos. Fórmulas empíricas La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, sustancia que se utiliza como antiséptico y como agente blanqueador para fibras textiles y decolorante del cabello, es H2O2. Esta fórmu- la indica que cada molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno. La proporción de átomos de hidrógeno y átomos de oxígeno en esta molécula es 2:2 o 1:1. La fórmula empírica del peróxido de hidrógeno es HO. En consecuen- cia, la fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. como otro ejemplo, considere el compuesto hidrazina o hidra- zina (N2H4), que se utiliza como combustible para cohetes. La fórmula empírica de la hidrazina es NH2. La relación entre el nitrógeno y el hidrógeno es 1:2, tanto en la fórmula molecular (N2H4) como en la fórmula empírica (NH2); sólo la fórmula molecular indica el número real de átomos de N (dos) y de H (cuatro) presentes en una molécula de hidrazina. Las fórmulas empíricas son las fórmulas químicas más sencillas; se escriben de manera que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los números enteros más peque- ños que sea posible. Las fórmulas moleculares son las fórmulas reales de las moléculas. una vez que se conoce la fórmula molecular, también se conoce la fórmula empírica, pero no al contrario. Entonces, ¿por qué son tan importantes las fórmulas empíricas para los químicos? como estudiaremos en el capítulo 3, cuando los químicos analizan un compuesto descono- cido, por lo general el primer paso consiste en la determinación de su fórmula empírica. con información adicional, es posible deducir la fórmula molecular. para muchas moléculas, la fórmula molecular y la fórmula empírica son lo mismo. Algu- nos ejemplos lo constituyen el agua (H2O), el amoniaco (NH3), el dióxido de carbono (cO2) y el metano (cH4). Los ejemplos 2.2 y 2.3 se refieren a la forma de expresar las fórmulas moleculares a partir de modelos moleculares y cómo expresar fórmulas empíricas con base en fórmulas molecu- lares. H2O2 La palabra “empírico” significa “derivado de la experiencia”. Como se abordará en el capítulo 3, las fórmulas empíricas se determinan experimentalmente. Problemas similares: 2.47, 2.48. Escriba la fórmula molecular del metanol, disolvente orgánico y anticongelante, a partir del modelo de esferas y barras que se muestra al margen. Solución Analice el código de colores para los átomos (vea las páginas finales). Tiene cuatro átomos de H, un átomo de c, y un átomo de O. En consecuencia, la fórmula molecular es cH4O. Sin embargo, la manera común de escribir la fórmula molecular del metanol es cH3OH porque así se muestra cómo están unidos los átomos en la molécula. Ejercicio de práctica Escriba la fórmula molecular del cloroformo, que se utiliza como disolvente y como agente para limpieza. El modelo de esferas y barras del cloroformo se muestra al margen en la página 57. EjEMPLo 2.2 Metanol c H O 02_CHAPTER 02.indd 56 12/20/09 12:31:13 PM
- 88. 572.6 Fórmulas químicas Fórmulas de los compuestos iónicos Las fórmulas de los compuestos iónicos por lo general son las mismas que sus fórmulas empíricas debido a que los compuestos iónicos no están formados por unidades moleculares discretas. por ejemplo, una muestra sólida de cloruro de sodio (Nacl) consiste en el mismo número de iones Na+ y cl– dispuestos en una red tridimensional (figura 2.13). En este com- puesto existe una proporción de cationes y aniones de 1:1, de forma que el compuesto es eléc- tricamente neutro. como puede apreciarse en la figura 2.13, en el Nacl no se encuentra un ion Na+ asociado a un ion cl– en particular. De hecho, cada ion Na+ es atraído por los seis iones cl– que le rodean, y viceversa. Así, Nacl es la fórmula empírica del cloruro de sodio. En otros compuestos iónicos la estructura real puede ser diferente, pero el arreglo de cationes y aniones es de tal forma que los compuestos son eléctricamente neutros. Observe que en la fórmula de un compuesto iónico no se muestra la carga del catión ni del anión. cloroformo Cl H C Escriba la fórmula empírica de las siguientes moléculas: a) acetileno (c2H2), que se utiliza en los sopletes para la soldadura; b) glucosa (c6H12O6), sustancia conocida como azúcar sanguíneo; c) óxido nitroso (N2O), compuesto gaseoso utilizado como anestésico (gas hilarante) y como propelente para cremas en aerosol. Estrategia Recuerde que para establecer la fórmula empírica, los subíndices de la fórmula molecular se deben escribir como los números enteros más pequeños que sea posible. Solución a) En el acetileno hay dos átomos de carbono y dos átomos de hidrógeno. Dividiendo los subíndices entre 2, se obtiene la fórmula empírica cH. b) En la glucosa hay seis átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y seis átomos de oxígeno. Al dividir los subíndices entre seis se obtiene la fórmula empírica cH2O. Observe que al dividir los subíndices entre tres, se obtendría la fórmula c2H4O2. Aunque la relación de átomos de carbono a hidrógeno y a oxígeno en c2H4O2 es la misma que en c6H12O6 (1:2:1), c2H4O2 no es la fórmula más sencilla porque los subíndices no mantienen la proporción más pequeña en números enteros. c) Debido a que los subíndices en N2O son los números enteros más pequeños posibles, la fórmula empírica del óxido nitroso es la misma que su fórmula molecular. Ejercicio de práctica Escriba la fórmula empírica de la cafeína (c8H10N4O2), estimulante que se encuentra en el té y el café. EjEMPLo 2.3 Problemas similares: 2.45, 2.46. Reacción del sodio metálico con el cloro gaseoso para formar el cloruro de sodio. Figura 2.13 a) Estructura del NaCl sólido. b) En realidad, los cationes están en contacto con los aniones. Tanto en a) como en b) las esferas más pequeñas representan iones Na+ y las esferas más grandes, iones Cl— . c) Cristales de NaCl. b)a) c) 02_CHAPTER 02.indd 57 12/20/09 12:31:23 PM
- 89. 58 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones para que los compuestos iónicos sean eléctricamente neutros, la suma de las cargas de los cationes y de los aniones de una fórmula debe ser igual a cero. Si las cargas de los cationes y de los aniones son numéricamente diferentes, se aplica la siguiente regla para que la fórmula sea eléctricamente neutra: el subíndice del catión debe ser numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del anión debe ser numéricamente igual a la carga del catión. Si las cargas son numéricamente iguales, los subíndices no serán necesarios. Esta regla se deriva del hecho de que debido a que las fórmulas de los compuestos iónicos normalmente son sus fórmulas empíricas, los subíndices siempre se deben reducir a las proporciones más pequeñas posibles. considere los siguientes ejemplos. • Bromuro de potasio. El catión potasio K+ y el anión bromuro Br– se combinan para for- mar el compuesto iónico bromuro de potasio. La suma de las cargas es +1 + (–1) = 0, de modo que no es necesario escribir subíndices. La fórmula es KBr. • Yoduro de zinc. El catión zinc Zn2+ y el anión yoduro I– se combinan para formar yoduro de zinc. La suma de las cargas de un ion Zn2+ y un ion I– es +2 + (–1) = +1. para que la suma de las cargas sea igual a cero se debe multiplicar por 2 la carga –1 del anión y agre- gar un subíndice “2” al símbolo del yodo. En consecuencia, la fórmula del yoduro de zinc es ZnI2. • Óxido de aluminio. El catión es Al3+ y el anión oxígeno es O2– . El siguiente diagrama ayuda para la determinación de los subíndices del compuesto formado por el catión y el anión: La suma de las cargas es 2(+3) + 3(–2) = 0. Así, la fórmula del óxido de aluminio es Al2O3. Refiérase a la figura 2.11 para cargas de cationes y aniones. Cuando el magnesio se quema en el aire, forma óxido de magnesio y nitruro de magnesio. Problemas similares 2.43, 2.44. Escriba la fórmula del nitruro de magnesio, que contenga los iones Mg2+ y N3– . Estrategia Nuestra guía para escribir fórmulas para compuestos iónicos es la neutralidad eléctrica; es decir, la carga total en el catión debe ser igual a la carga total en el anión. Debido a que las cargas en los iones Mg2+ y N3– no son iguales, sabemos que la fórmula no puede ser MgN. En cambio, escribimos la fórmula como MgxNy, donde x y y son los subíndices que se deben determinar. Solución para satisfacer la neutralidad eléctrica se debe mantener la siguiente relación: (+2)x + (–3)y = 0 Al resolver esta ecuación obtenemos x/y = 3/2. Si sustituimos x = 3 y y = 2, tenemos Verificación Los subíndices se redujeron a la proporción de átomos más pequeña en números enteros debido a que la fórmula química de un compuesto iónico por lo general es su fórmula empírica. Ejercicio de práctica Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: a) sulfato de cromo (que contiene los iones cr3+ y SO4 2– ) y b) óxido de titanio (que contiene los iones Ti4+ y O2– ). EjEMPLo 2.4 Al2 O3 Al O ��3 2 Mg3 N2 Mg N ��2 3 Observe que en cada uno de los tres ejemplos anteriores, los subíndices están en las razones más pequeñas. 02_CHAPTER 02.indd 58 12/20/09 12:31:27 PM
- 90. 592.7 Nomenclatura de los compuestos Revisión de conceptos Relacione cada uno de los siguientes diagramas con los siguientes compuestos iónicos: Al2O3, LiH, Na2S, Mg(NO3)2. (Las esferas verdes representan los cationes y las rojas, los aniones.) 2.7 Nomenclatura de los compuestos cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones, por ejemplo, leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, sosa para lavar y polvo de hornear. En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 20 millones. por for- tuna no es necesario memorizar sus nombres. A través de los años, los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias. El aprendizaje de estas reglas en el momento actual proporciona un beneficio casi inmediato a medida que se avanza en el estudio de la química. para iniciar el estudio de la nomenclatura química, es decir, el nombre de los compuestos químicos, es necesario, primero, distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hi- drógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compues- tos inorgánicos. por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, como mo- nóxido de carbono (cO), dióxido de carbono (cO2), disulfuro de carbono (cS2), compuestos que contienen el grupo cianuro (cN– ), así como los grupos carbonato (cO3 2– ) y bicarbonato (HcO3 – ) se consideran compuestos inorgánicos. En la sección 2.8 se presenta una breve intro- ducción al tema de los compuestos orgánicos. para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura, los compuestos inorgánicos se dividen en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares, ácidos y bases e hidratos. Compuestos iónicos En la sección 2.5 aprendimos que los compuestos iónicos están formados por cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). con excepción del ion amonio, NH4 + , todos los cationes de interés se derivan de átomos metálicos. Los nombres de los cationes metálicos provienen del nombre de los elementos. por ejemplo: a) b) c) d) Vea las primeras hojas de este libro si necesita buscar los nombres y símbolos de los elementos. Los metales más reactivos (verde) y los no metales más reactivos (azul) se combinan para formar compuestos iónicos. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A N O SAl F Cl Br I Li Na K Rb Cs Mg Ca Sr Ba Elemento Nombre del catión Na sodio Na+ ion sodio (o catión sodio) K potasio K+ ion potasio (o catión potasio) Mg magnesio Mg2+ ion magnesio (o catión magnesio) Al aluminio Al3+ ion aluminio (o catión aluminio) Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios, o compuestos formados solamen- te por dos elementos. para los compuestos binarios, primero se nombra el anión no metálico seguido por el catión metálico. De esta manera, el Nacl es cloruro de sodio. La nomenclatura 02_CHAPTER 02.indd 59 12/20/09 12:31:31 PM
- 91. 60 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones del anión se forma tomando la primera parte del nombre del elemento (cloro) y agregando el sufijo “uro”. También son compuestos binarios el bromuro de potasio (KBr), el yoduro de zinc (ZnI2) y el óxido de aluminio (Al2O3). En la tabla 2.2 se muestra la nomenclatura con el sufijo “uro” de algunos aniones monoatómicos comunes, según su posición en la tabla periódica. El sufijo “uro” también se utiliza para algunos grupos de aniones que contienen ele- mentos diferentes, como el hidróxido (OH– ) y el cianuro (cN– ). Así, los compuestos LiOH y KcN se nombran hidróxido de litio y cianuro de potasio, respectivamente. Éstas, así como algunas otras sustancias iónicas, se denominan compuestos ternarios, lo que significa que son compuestos formados por tres elementos. En la tabla 2.3 se enumeran en orden alfabético los nombres de algunos cationes y aniones comunes. Algunos metales, en particular los metales de transición, pueden formar más de un tipo de catión. considere el hierro como ejemplo. El hierro puede formar dos cationes Fe2+ y Fe3+ . El sistema antiguo de nomenclatura, que todavía tiene cierto uso, asigna el sufijo “oso” al catión con menor carga positiva, y el sufijo “ico” al catión con mayor carga positiva: Fe2+ ion ferroso Fe3+ ion férrico Los nombres de los compuestos que forman estos iones hierro con el cloro serían Fecl2 cloruro ferroso Fecl3 cloruro férrico Este método para nombrar los iones presenta algunas limitaciones. La primera es que los sufijos “oso” e “ico” no proporcionan información con respecto a la carga real de los dos cationes involucrados. Así, el ion férrico es Fe3+ , pero el catión de cobre llamado cúprico tiene la fórmula cu2+ . Además, las terminaciones “oso” e “ico” proporcionan el nombre sólo para dos cationes. Algunos elementos metálicos pueden adoptar tres o más diferentes cargas positivas en los compuestos. En consecuencia, cada vez es más común designar los diferentes cationes mediante el empleo de números romanos. Este método recibe el nombre de sistema de Stock.13 De acuerdo con este sistema, el número romano I indica una carga positiva, II sig- nifica dos cargas positivas, y así sucesivamente. por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden adoptar diferentes cargas positivas: Mn2+ : MnO óxido de manganeso(II) Mn3+ : Mn2O3 óxido de manganeso(III) Mn4+ : MnO2 óxido de manganeso(IV) Los nombres de estos compuestos se leen “óxido de manganeso dos”, “óxido de manganeso tres” y “óxido de manganeso cuatro”. Al emplear el sistema de Stock, el ion ferroso y el ion TABLA 2.2 Nomenclatura con el sufijo “uro” para algunos aniones monoatómicos comunes según su posición en la tabla periódica Grupo 4A Grupo 5A Grupo 6A Grupo 7A c carburo (c4– )* N nitruro (N3– ) O óxido (O2– ) F fluoruro (F– ) Si siliciuro (Si4– ) p fosfuro (p3– ) S sulfuro (S2– ) cl cloruro (cl– ) Se selenuro (Se2– ) Br bromuro (Br– ) Te telururo (Te2– ) I yoduro (I– ) * La palabra “carburo” también se utiliza para el anión c2 2– . Los metales de transición son los elementos de los grupos 1B y 3B-8B (vea la figura 2.10). 8B 1B 2B3B 4B 5B 6B 7B FeCl2 (izquierda) y FeCl3 (derecha). 13 Alfred E. Stock (1876-1946). Químico alemán. Stock realizó la mayor parte de su investigación sobre la síntesis y caracterización de los compuestos de boro, berilio y silicio. Fue el primer científico en estudiar el peligro del enve- nenamiento por mercurio. Recuerde que los números romanos se refieren a las cargas en los cationes. metálicos. 02_CHAPTER 02.indd 60 12/20/09 12:31:32 PM
- 92. 612.7 Nomenclatura de los compuestos férrico se designan como hierro(II) y hierro(III), respectivamente; el cloruro ferroso se deno- minará cloruro de hierro(II), en tanto que el cloruro férrico será cloruro de hierro(III). Según la práctica moderna, en este libro se utilizará el sistema de Stock para nombrar los compuestos. Los ejemplos 2.5 y 2.6 ilustran cómo nombrar los compuestos iónicos y escribir sus fór- mulas, con base en la información de la figura 2.11 así como en las tablas 2.2 y 2.3. Nombre los siguientes compuestos: a) cu(NO3)2, b) KH2pO4 y c) NH4clO3. Estrategia Observe que los compuestos en a) y b) contienen átomos tanto metálicos como no metálicos, así que esperamos que sean compuestos iónicos. No existen átomos metálicos en c) pero existe un grupo amonio, el cual tiene una carga positiva. Así, NH4clO3 también es un compuesto iónico. Nuestra referencia para los nombres de los cationes y aniones es la tabla EjEMPLo 2.5 TABLA 2.3 Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes Catión Anión aluminio (Al3+ ) bromuro (Br– ) amonio (NH4 + ) carbonato (cO3 2– ) bario (Ba2+ ) cianuro (cN– ) cadmio (cd2+ ) clorato (clO3 – ) calcio (ca2+ ) cloruro (cl– ) cesio (cs+ ) cromato (crO4 2– ) cobalto(II) o cobaltoso (co2+ ) dicromato (cr2 O7 2– ) cobre(I) o cuproso (cu+ ) dihidrógeno fosfato (H2pO4 – ) cobre(II) o cúprico (cu2+ ) fluoruro (F– ) cromo(III) o crómico (cr3+ ) fosfato (pO4 3– ) estaño(II) o estanoso (Sn2+ ) hidrógeno carbonato o bicarbonato (HcO3 – ) estroncio (Sr2+ ) hidrógeno fosfato (HpO4 2– ) hidrógeno (H+ ) hidrógeno sulfato o bisulfato (HSO4 – ) hierro(II) o ferroso (Fe2+ ) hidróxido (OH– ) hierro(III) o férrico(Fe3+ ) hidruro (H– ) litio (Li+ ) nitrato (NO3 – ) magnesio (Mg2+ ) nitrito (NO2 – ) manganeso(II) o manganoso (Mn2+ ) nitruro (N3– ) mercurio(I) o mercuroso (Hg2 2+ )* óxido (O2– ) mercurio(II) o mercúrico (Hg2+ ) permanganato (MnO4 – ) plata (Ag+ ) peróxido (O2 2– ) plomo(II) o plumboso (pb2+ ) sulfato (SO4 2– ) potasio (K+ ) sulfito (SO3 2– ) rubidio (Rb+ ) sulfuro (S2– ) sodio (Na+ ) tiocianato (ScN– ) zinc (Zn2+ ) yoduro (I– ) * El mercurio(I) existe como un par, según se señala. (continúa) 02_CHAPTER 02.indd 61 12/20/09 12:31:33 PM
- 93. 62 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Compuestos moleculares A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares están formados por uni- dades moleculares discretas. por lo general están formados por elementos no metálicos (vea la figura 2.10). Muchos compuestos moleculares son compuestos binarios. La nomenclatura de los compuestos moleculares binarios se hace de manera similar a la de los compuestos iónicos binarios. Se nombra primero el segundo elemento de la fórmula, a cuya raíz se adiciona el sufijo -uro y después se nombra el primer elemento. Algunos ejemplos son: Hcl cloruro de hidrógeno HBr bromuro de hidrógeno Sic carburo de silicio 2.3. Recuerde que si un átomo metálico puede formar cationes de diferentes cargas (vea la figura 2.11), es necesario emplear el sistema de Stock. Solución a) Debido a que el ion nitrato (NO3 – ) tiene una carga negativa, el ion cobre debe tener dos cargas positivas. Debido a que el cobre forma los iones cu+ y cu2+ , necesitamos utilizar el sistema Stock y denominar al compuesto nitrato de cobre(II). b) El catión es K+ y el anión es H2pO4 – (dihidrógeno fosfato). Debido a que el potasio sólo forma un tipo de ion (K+ ), no es necesario escribir potasio(I) en el nombre. El compuesto es dihidrógeno fosfato de potasio. c) El catión es NH4 + (ion amonio) y el anión es clO3 – . El compuesto es clorato de amonio. Ejercicio de práctica Nombre los siguientes compuestos: a) pbO y b) Li2SO3.Problemas similares: 2.57b), e), f). Escriba las fórmulas químicas de los siguientes compuestos: a) nitrito de mercurio(I), b) sulfuro de cesio y c) fosfato de calcio. Estrategia En la tabla 2.3 encontramos las fórmulas de cationes y aniones. Recuerde que los números romanos en el sistema de Stock proporcionan información útil acerca de las cargas del catión. Solución a) El número romano muestra que el ion mercurio tiene una carga +1. Sin embargo, el ion mercurio(I) es diatómico (es decir, Hg2 2+ ) y el ion nitrito es NO2 – . por tanto, la fórmula es Hg2(NO2)2. b) cada ion sulfuro tiene dos cargas negativas y cada ion cesio tiene una carga positiva (el cesio está en el grupo 1A, como el sodio). En consecuencia, la fórmula es cs2S. c) cada ion calcio (ca2+ ) tiene dos cargas positivas, y cada ion fosfato (pO4 3– ) tiene tres cargas negativas. para que la suma de las cargas sea igual a cero, debemos ajustar el número de cationes y aniones: 3(+2) + 2(–3) = 0 Así, la fórmula es ca3(pO4)2. Ejercicio de práctica Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: a) sulfato de rubidio, b) hidruro de bario. EjEMPLo 2.6 Observe que los subíndices de este compuesto iónico no se reducen a su mínima proporción, ya que el ion Hg(I) se encuentra en forma de par o dímero. Problemas similares: 2.59a), b), d), h), i). 02_CHAPTER 02.indd 62 12/20/09 12:31:33 PM
- 94. 632.7 Nomenclatura de los compuestos Es muy común que un par de elementos forme diferentes compuestos. En estos casos se evita la confusión en la nomenclatura de los compuestos mediante el uso de prefijos griegos que denotan el número de átomos de cada uno de los elementos presentes (vea la tabla 2.4). Analice los siguientes ejemplos: cO monóxido de carbono cO2 dióxido de carbono SO2 dióxido de azufre SO3 trióxido de azufre NO2 dióxido de nitrógeno N2O4 tetróxido de dinitrógeno Las siguientes pautas son útiles para nombrar compuestos con prefijos: • El prefijo “mono-” puede omitirse para el primer elemento de la fórmula. por ejemplo, pcl3 se nombra tricloruro de fósforo y no tricloruro de monofósforo. Así, la ausencia de un prefijo para el primero de los elementos de la fórmula generalmente significa que sólo hay un átomo de ese elemento en la molécula. • para el caso de los óxidos, en algunas ocasiones se omite la terminación “a” del prefijo. por ejemplo, N2O4 se denomina tetróxido de dinitrógeno y no tetraóxido de dinitrógeno. La excepción para el uso de prefijos griegos es el caso de compuestos moleculares que contienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de estos compuestos se llaman por sus nom- bres comunes no sistemáticos, o bien mediante nombres que no indican el número de átomos de H presentes: B2H6 diborano cH4 metano SiH4 silano NH3 amoniaco pH3 fosfina H2O agua H2S sulfuro de hidrógeno Observe que el orden en que se escriben los elementos en las fórmulas es irregular para los compuestos que contienen hidrógeno. En el agua y el sulfuro de hidrógeno, se escribe primero el H, en tanto que en los otros compuestos aparece al final. En general es muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares. Así, el nombre trifluoruro de arsénico indica que hay un átomo de As y tres átomos de F en cada mo- lécula y que la fórmula molecular es AsF3. Observe que el orden de aparición de los elementos en la fórmula es el mismo que su nombre. Los compuestos binarios que contienen carbono e hidrógeno son compuestos orgánicos; no siguen las mismas convenciones de nomenclatura. Estudiaremos la nomenclatura de los compuestos orgánicos en el capítulo 24. Prefijo Significado mono- 1 di- 2 tri- 3 tetra- 4 penta- 5 hexa- 6 hepta- 7 octa- 8 nona- 9 deca- 10 Prefijos griegos utilizados en la nomenclatura de compuestos moleculares TABLA 2.4 Nombre los siguientes compuestos moleculares: a) Sicl4 y b) p4O10. Estrategia para los prefijos se hace referencia a la tabla 2.4. En a) hay sólo un átomo de Si, así que no utilizamos el prefijo “mono”. Solución a) Debido a que hay cuatro átomos de cloro presentes, el compuesto es tetracloruro de silicio. b) Hay cuatro átomos de fósforo y diez átomos de oxígeno presentes, de manera que el compuesto es decóxido de tetrafósforo. Observe que se omite la “a” del prefijo “deca”. Ejercicio de práctica Nombre los siguientes compuestos moleculares: a) NF3 y b) cl2O7. EjEMPLo 2.7 Problemas similares: 2.57c), i), j). 02_CHAPTER 02.indd 63 12/20/09 12:31:34 PM
- 95. 64 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones En la figura 2.14 se resumen los pasos para la nomenclatura de los compuestos iónicos y de los compuestos moleculares binarios. Escriba las fórmulas químicas para los siguientes compuestos moleculares: a) disulfuro de carbono y b) hexabromuro de disilicio. Estrategia Aquí necesitamos convertir los prefijos en números de átomos (vea la tabla 2.4). Debido a que no existe prefijo para el carbono en a), esto significa que sólo hay un átomo de carbono presente. Solución a) Dado que hay un átomo de carbono y dos átomos de azufre presentes, la fórmula es cS2. b) Hay dos átomos de silicio y seis átomos de bromo presentes, por lo que la fórmula es Si2Br6. Ejercicio de práctica Escriba las fórmulas químicas para los siguientes compuestos moleculares: a) tetrafluoruro de azufre, b) pentóxido de dinitrógeno. EjEMPLo 2.8 Problemas similares: 2.59g), j). Iónico Catión: metálico o NH+ 4 Anión: monoatómico o poliatómico • Compuestos binarios de no metales Compuesto Molecular Catión con más de una carga Nomenclatura Nomenclatura Nomenclatura • Cationes de metales alcalinos • Cationes de metales alcalinotérreos • Ag+ , Al3+ , Cd2+ , Zn2+ • Otros cationes metálicos • Nombre primero el metal • Si es un anión monoatómico, agregue el sufijo “-uro” a la raíz del nombre del elemento • Si es un anión poliatómico, utilice el nombre del anión (vea la tabla 2.3) • Nombre primero el metal • Especifique la carga del catión metálico mediante números romanos entre paréntesis • Si es un anión monoatómico, agregue “-uro” a la raíz del nombre del elemento • Si es un anión poliatómico, utilice el nombre del anión (vea la tabla 2.3) • Use prefijos para ambos elementos presentes (el prefijo “mono-” por lo general se omite para el primer elemento que aparece en la fórmula) • Agregue el sufijo “-uro” a la raíz del nombre del segundo elemento Catión con una sola carga Figura 2.14 Pasos para la nomenclatura de compuestos iónicos y de compuestos moleculares binarios. 02_CHAPTER 02.indd 64 12/20/09 12:31:37 PM
- 96. 652.7 Nomenclatura de los compuestos Ácidos y bases Nomenclatura de ácidos un ácido se describe como una sustancia que libera iones hidrógeno (H+ ) cuando se disuelve en agua. (H+ es equivalente a un protón, y con frecuencia se nombra de esa forma.) Las fór- mulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico. Los aniones cuyo nombre termina en “uro” forman ácidos cuyo nombre termina en “hídrico”, como se muestra en la tabla 2.5. En algunos casos se pueden asignar dos nombres diferentes a la misma fórmula química. Hcl cloruro de hidrógeno Hcl ácido clorhídrico El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. En estado gaseoso o en estado líquido puro, Hcl es un compuesto molecular que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno. cuando se encuentra disuelto en agua, sus moléculas se separan en los iones H+ y cl– ; en esta forma, la sustancia se llama ácido clorhídrico. Los oxiácidos son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento central). Las fórmulas de los oxiácidos por lo general se escriben con el H en primer lugar, seguido por el elemento central y al final el O. usamos los siguientes cinco ácidos comunes como referencia en la nomenclatura de oxiácidos: H2cO3 ácido carbónico HclO3 ácido clórico HNO3 ácido nítrico H3pO4 ácido fosfórico H2SO4 ácido sulfúrico con frecuencia dos o más oxiácidos tienen el mismo átomo central pero diferente número de átomos de O. En relación con los oxiácidos cuyos nombres terminan en “-ico”, se utilizan las siguientes reglas para nombrar estos compuestos: 1. Al agregar un átomo de O al ácido “-ico”, el ácido se llamará ácido “pér...ico”. Así, la adición de un átomo de O a HclO3 cambia el nombre de ácido clórico a ácido perclórico, HclO4. 2. Al quitar un átomo de O al ácido “-ico”, el ácido se llama ácido “-oso”. Así, el ácido ní- trico, HNO3, se transforma en ácido nitroso, HNO2. 3. Al quitar dos átomos de O del ácido “-ico”, el ácido se llama ácido “hipo...oso”. Así, cuando HBrO3 se convierte en HBrO, el ácido se llama ácido hipobromoso. Observe que todos estos ácidos se presentan como compuestos moleculares en la fase gaseosa. Cl– HCl H3O+ Cuando se disuelve en agua, la molécula de HCl se convierte en los iones H+ y Cl– . El ion H+ se asocia a una o más moléculas de agua, y por lo general se representa como H3O+ . O H N HNO3 O H C H2cO3 TABLA 2.5 Algunos ácidos sencillos Anión Ácido correspondiente F– (fluoruro) HF (ácido fluorhídrico) cl– (cloruro) Hcl (ácido clorhídrico) Br– (bromuro) HBr (ácido bromhídrico) I– (yoduro) HI (ácido yodhídrico) cN– (cianuro) HcN (ácido cianhídrico) S2– (sulfuro) H2S (ácido sulfhídrico) 02_CHAPTER 02.indd 65 12/20/09 12:31:43 PM
- 97. 66 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Las reglas para nombrar los oxianiones, que son los aniones de los oxiácidos, son las siguien- tes: 1. cuando se quitan todos los iones H del ácido “-ico”, el nombre del anión termina en “-ato”. por ejemplo, el anión cO3 2– , derivado de H2cO3, se llama carbonato. 2. cuando se quitan todos los iones H del ácido “-oso”, el nombre del anión termina en “-ito”. Así, el anión clO2 – , derivado de HclO2, se llama clorito. 3. Los nombres de los aniones a los cuales se han quitado uno o más iones hidrógeno, pero no todos, deben indicar el número de iones H presentes. por ejemplo, considere los anio- nes derivados del ácido fosfórico: H3pO4 ácido fosfórico H2pO4 – dihidrógeno fosfato HpO4 2– hidrógeno fosfato pO4 3– fosfato Observe que por lo general se omite el prefijo “mono-” cuando sólo hay un H en el anión. La figura 2.15 resume la nomenclatura de los oxiácidos y de los oxianiones, y en la tabla 2.6 se presentan los nombres de los oxiácidos y los oxianiones que contienen cloro. Figura 2.15 Nomenclatura de oxiácidos y oxianiones. ácido hipo- -oso ácido “-oso” referencia ácido “-ico” ácido per- -ico -ito -ato per- -ato Eliminación de todos los iones H+ hipo- -ito OxianiónOxiácido +(O) – (O) – (O) H3pO4 O P H TABLA 2.6 Nombres de oxiácidos y oxianiones que contienen cloro Ácido Anión HclO4 (ácido perclórico) clO4 – (perclorato) HclO3 (ácido clórico) clO3 – (clorato) HclO2 (ácido cloroso) clO2 – (clorito) HclO (ácido hipocloroso) clO– (hipoclorito) 02_CHAPTER 02.indd 66 12/20/09 12:31:47 PM
- 98. 672.7 Nomenclatura de los compuestos En el ejemplo 2.9 se muestra la nomenclatura de un oxiácido y un oxianión. Problema similar: 2.58 f). Nomenclatura de bases una base se describe como una sustancia que libera iones hidróxido (OH– ) cuando está di- suelta en agua. Algunos ejemplos son: NaOH hidróxido de sodio KOH hidróxido de potasio Ba(OH)2 hidróxido de bario El amoniaco (NH3) es un compuesto molecular en estado gaseoso o en estado líquido puro; también se clasifica como base común. A primera vista podría parecer una excepción a la definición de una base. pero debe hacerse notar que lo que se requiere para que una sustan- cia se clasifique como base es que libere iones hidróxido cuando está disuelta en agua, y no es necesario que contenga iones hidróxido en su estructura. De hecho, cuando el amoniaco se disuelve en agua, el NH3 reacciona parcialmente con ella para formar iones NH4 + y OH− . por esta razón se clasifica como base. Hidratos Los hidratos son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellos. por ejemplo, en su estado normal, cada unidad de sulfato de cobre(II) tiene cinco moléculas de agua asociadas a él. El nombre sistemático para este compuesto es sulfato de cobre(II) pentahidratado, y su fórmula se escribe como cuSO4 · 5H2O. Las moléculas de agua se pueden eliminar por calentamiento. cuando esto ocurre, el compuesto resultante es cuSO4, que suele llamarse sulfato de cobre(II) anhidro; la palabra “anhidro” significa que el compues- to ya no tiene moléculas de agua unidas a él (figura 2.16). Algunos otros hidratos son: Bacl2 · 2H2O cloruro de bario dihidratado Licl · H2O cloruro de litio monohidratado MgSO4 · 7H2O sulfato de magnesio heptahidratado Sr(NO3)2 · 4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado Nombre el siguiente oxiácido y oxianión: a) H3pO3, b) IO4 – . Estrategia para la nomenclatura del ácido en a), primero identificamos el ácido de referencia, cuyo nombre termina con “ico”, como se muestra en la figura 2.15. En b) necesitamos convertir el anión al ácido del que se deriva mostrado en la tabla 2.6. Solución a) Empezamos con el ácido de referencia, el ácido fosfórico (H3pO4). como el H3pO3 tiene un átomo de O menos, se llama ácido fosforoso. b) El ácido del que se deriva es HIO4 Debido a que el ácido tiene un átomo de O más que el ácido de referencia, ácido yódico (HIO3), se llama ácido peryódico. En consecuencia, el anión derivado del HIO4 se llama peryodato. Ejercicio de práctica Nombre el siguiente oxiácido y el oxianión: a) HBrO, b) HSO4 – . EjEMPLo 2.9 02_CHAPTER 02.indd 67 12/20/09 12:31:48 PM
- 99. 68 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Compuestos inorgánicos comunes Algunos compuestos se conocen más por sus nombres comunes que por sus nombres quími- cos sistemáticos. En la tabla 2.7 se muestran algunos ejemplos. 2.8 Introducción a los compuestos orgánicos Los hidrocarburos constituyen el tipo más sencillo de compuestos orgánicos; contienen sólo átomos de carbono e hidrógeno. Los hidrocarburos se utilizan como combustibles para la ca- lefacción doméstica e industrial, para generar electricidad y suministrar energía a motores de combustión, y como materia prima para la industria química. una clase de hidrocarburos se denominan alcanos. La tabla 2.8 muestra los nombres, fórmulas y modelos moleculares para los primeros diez alcanos de cadena lineal, es decir, cadenas que no tienen ramificaciones. Observe que todos los nombres tienen la terminación –ano. A partir del compuesto de fórmu- la c5H12, se utilizan los prefijos griegos de la tabla 2.4 para indicar el número de átomos de carbono presentes. La química de los compuestos orgánicos está determinada en gran parte por los grupos funcionales, los cuales constan de uno o varios átomos enlazados en forma específica. por Figura 2.16 El CuSO4 · 5H2O (izquierda) es de color azul; el CuSO4 (derecha) es de color blanco. TABLA 2.7 Nombres comunes y sistemáticos de algunos compuestos Fórmula Nombre común Nombre sistemático H2O Agua Monóxido de dihidrógeno NH3 Amoniaco Nitruro de trihidrógeno cO2 Hielo seco Dióxido de carbono sólido Nacl Sal de mesa cloruro de sodio N2O Gas hilarante Monóxido de dinitrógeno cacO3 Mármol, greda, piedra caliza carbonato de calcio caO cal viva Óxido de calcio ca(OH)2 cal apagada Hidróxido de calcio NaHcO3 polvo para hornear Hidrógeno carbonato de sodio Na2cO3 T10H2O Sosa para lavar carbonato de sodio decahidratado MgSO4 T7H2O Sal de Epsom Sulfato de magnesio heptahidratado Mg(OH)2 Leche de magnesia Hidróxido de magnesio caSO4 T2H2O Yeso Sulfato de calcio dihidratado 02_CHAPTER 02.indd 68 12/20/09 12:31:49 PM
- 100. 692.8 Introducción a los compuestos orgánicos ejemplo, cuando un grupo hidroxilo (⎯OH), un grupo amino (⎯NH2) y un grupo carboxilo (⎯cOOH) reemplazan a un átomo de H en el metano, se generan las siguientes moléculas: TABLA 2.8 Los primeros diez alcanos de cadena lineal Nombre Fórmula Modelo molecular Metano cH4 Etano c2H6 propano c3H8 Butano c4H10 pentano c5H12 Hexano c6H14 Heptano c7H16 Octano c8H18 Nonano c9H20 Decano c10H22 H H OHC H Metanol H H NH2C H Metilamina H H CC OH H O Ácido acético cH3OH cH3NH2 cH3cOOH 02_CHAPTER 02.indd 69 12/20/09 12:31:52 PM
- 101. 70 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Las propiedades químicas de estas moléculas se pueden predecir con base en la reactividad de los grupos funcionales. Aunque no se estudiará la nomenclatura de las principales cla- ses de compuestos orgánicos y sus propiedades en términos de los grupos funcionales sino hasta el capítulo 24, utilizaremos con frecuencia ciertos compuestos orgánicos como ejemplos para ilustrar los enlaces químicos, las reacciones ácido-base y otras propiedades a lo largo del libro. Número de masa = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones (2.1) Ecuaciones básicas Resumen de conceptos 1. La química moderna empezó con la teoría atómica de Dal- ton, que establece que toda la materia está compuesta por partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos; que to- dos los átomos del mismo elemento son idénticos; que los compuestos contienen átomos de diferentes elementos com- binados en proporción de números enteros, y que los áto- mos no se crean ni se destruyen durante las reacciones químicas (ley de la conservación de la masa). 2. Los átomos de los elementos que constituyen un compuesto en particular siempre se combinan en la misma proporción en masa (ley de las proporciones definidas). cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa del elemento que se combina con una cantidad fija de masa del otro elemento siempre es una relación de núme- ros enteros pequeños (ley de las proporciones múltiples). 3. un átomo está constituido por un núcleo central muy denso, que contiene protones y neutrones, y por electrones que se mueven alrededor del núcleo a una distancia relativamente grande. 4. Los protones están cargados positivamente, los neutrones no tienen carga y los electrones están cargados negativa- mente. Los protones y neutrones tienen casi la misma masa, que es alrededor de 1 840 veces mayor que la masa de un electrón. 5. El número atómico de un elemento es el número de proto- nes presentes en el núcleo de un átomo de ese elemento; determina su identidad. El número de masa es la suma del número de protones y de neutrones presentes en el núcleo. 6. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, con el mismo número de protones pero diferente número de neu- trones. 7. En las fórmulas químicas se combinan los símbolos de los elementos que las forman, utilizando como subíndices nú- meros enteros para indicar el tipo y número de átomos con- tenidos en la unidad más pequeña de un compuesto. 8. La fórmula molecular indica el número y tipo específico de átomos combinados en cada molécula de un compuesto. La fórmula empírica muestra la relación más sencilla de los átomos que forman una molécula. 9. Los compuestos químicos pueden ser compuestos molecu- lares (en los que la unidad más pequeña son moléculas indi- viduales discretas) o bien compuestos iónicos, constituidos por cationes y aniones. 10. Los nombres de muchos compuestos inorgánicos se dedu- cen a partir de algunas reglas sencillas. Las fórmulas se pueden escribir a partir de los nombres de los compuestos. 11. Los compuestos orgánicos contienen carbono y elementos como hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Los hidrocarburos son el tipo más sencillo de compuestos orgánicos. Términos básicos Ácido, p. 65 Alótropo, p. 55 Anión, p. 54 Átomo, p. 43 Base, p. 67 catión, p. 54 compuesto binario, p. 59 compuesto iónico, p. 54 compuesto orgánico, p. 59 compuesto ternario, p. 60 compuestos inorgánicos, p. 59 Electrón, p. 44 Familias, p. 51 Fórmula empírica, p. 56 Fórmula estructural, p. 56 Fórmula molecular, p. 55 Fórmula química, p. 55 Gases nobles, p. 53 Grupos, p. 51 02_CHAPTER 02.indd 70 12/20/09 12:31:53 PM
- 102. 71preguntas y problemas Halógenos, p. 53 Hidrato, p. 67 Ion, p. 54 Ion monoatómico, p. 54 Ion poliatómico, p. 54 Isótopo, p. 49 Ley de la conservación de la masa, p. 43 Ley de las proporciones definidas, p. 43 Ley de las proporciones múltiples, p. 43 Metal, p. 51 Metales alcalinos, p. 53 Metales alcalinotérreos, p. 53 Metaloide, p. 51 Molécula, p. 53 Molécula diatómica, p. 53 Molécula poliatómica, p. 53 Neutrón, p. 48 No metal, p. 51 Núcleo, p. 47 Número atómico (Z), p. 49 Número de masa (A), p. 49 Oxiácido, p. 65 Oxianión, p. 66 partículas alfa (α), p. 46 partículas beta (β), p. 46 periodos, p. 51 protón, p. 47 Radiación, p. 44 Radiactividad, p. 46 Rayos alfa (α), p. 46 Rayos beta (β), p. 46 Rayos gamma (γ), p. 46 Tabla periódica, p. 51 preguntas y problemas Estructura del átomo Preguntas de repaso 2.1 Defina los siguientes términos: a) partícula α, b) partícula β, c) rayo γ, d) rayos X. 2.2 Nombre los tipos de radiación que se conocen, que emiten los elementos radiactivos. 2.3 compare las propiedades de las siguientes partículas: par- tículas α, rayos catódicos, protones, neutrones y electro- nes. 2.4 ¿cuál es el significado del término “partícula elemental”? 2.5 Describa la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimiento actual de la estructura atómica: J. J. Thomson, R. A. Millikan, Ernest Rutherford y James chadwick. 2.6 Describa el experimento en el que se basó la idea de que el núcleo ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del átomo. Problemas 2.7 El diámetro de un átomo de helio es alrededor de 1 × 102 pm. Suponga que se pudieran alinear los átomos de helio de forma que tuvieran contacto unos con otros. Aproxima- damente, ¿cuántos átomos se necesitarían para cubrir una longitud de 1 cm? 2.8 En términos generales, el radio de un átomo es aproxima- damente 10 000 veces mayor que su núcleo. Si un átomo pudiera amplificarse de manera que el radio de su núcleo midiera 2.0 cm, casi el tamaño de una canica, ¿cuál sería el radio del átomo en millas? (1 mi = 1 609 m). Número atómico, número de masa e isótopos Preguntas de repaso 2.9 con el isótopo de helio-4 defina número atómico y nú- mero de masa. ¿por qué el conocimiento del número ató- mico permite deducir el número de electrones presentes en un átomo? 2.10 ¿por qué todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, a pesar de que pueden tener diferentes números de masa? 2.11 ¿cómo se llaman los átomos del mismo elemento pero con diferentes números de masa? 2.12 Explique el significado de cada uno de los términos en el símbolo A ZX. Problemas 2.13 ¿cuál es el número de masa de un átomo de hierro que tiene 28 neutrones? 2.14 calcule el número de neutrones de 239 pu. 2.15 para cada una de las siguientes especies, determine el nú- mero de protones y el número de neutrones en el núcleo: 2 3 2 4 12 24 12 25 22 48 35 79 H H Mg Mg Ti Bre, e, , , , , 78 195 pt 2.16 Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies: 7 15 16 33 29 63 38 84 56 130 74 186 N S cu Sr Ba, , , , , WW Hg, 80 202 2.17 Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguien- tes isótopos: a) Z = 11, A = 23; b) Z = 28, A = 64. 02_CHAPTER 02.indd 71 12/20/09 12:31:54 PM
- 103. 72 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones 2.18 Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguien- tes isótopos: a) Z = 74, A = 186; b) Z = 80, A = 201. La tabla periódica Preguntas de repaso 2.19 ¿Qué es la tabla periódica y cuál es su importancia en el estudio de la química? 2.20 Mencione dos diferencias entre un metal y un no metal. 2.21 Escriba los nombres y símbolos de cuatro elementos de cada una de las siguientes categorías: a) no metal, b) metal y c) metaloide. 2.22 Defina con dos ejemplos los siguientes términos: a) meta- les alcalinos, b) metales alcalinotérreos, c) halógenos, d) gases nobles. Problemas 2.23 Los elementos cuyos nombres tienen la terminación io, generalmente son metales; por ejemplo, el sodio. Identifi- que un no metal cuyo nombre también termine con io. 2.24 Describa los cambios en las propiedades (de metales a no metales o bien de no metales a metales) según se analiza: a) un grupo periódico hacia abajo y b) a lo largo de la tabla periódica (horizontalmente). 2.25 con la ayuda de un manual de propiedades químicas y fí- sicas (pregunte a su profesor por un manual) encuentre: a) dos metales menos densos que el agua, b) dos metales más densos que el mercurio, c) el elemento sólido metálico más denso que se conoce, d) el elemento sólido no metá- lico, conocido, con mayor densidad. 2.26 Agrupe los siguientes elementos por pares, según sus pro- piedades químicas semejantes: K, F, p, Na, cl y N. Moléculas y iones Preguntas de repaso 2.27 ¿cuál es la diferencia entre un átomo y una molécula? 2.28 ¿Qué son alótropos? Dé un ejemplo. ¿cuál es la diferencia entre alótropos e isótopos? 2.29 Describa los dos tipos de modelos moleculares de empleo común. 2.30 proporcione un ejemplo para: a) un catión monoatómico, b) un anión monoatómico, c) un catión poliatómico, d) un anión poliatómico. Problemas 2.31 ¿cuál de los siguientes diagramas representa moléculas diatómicas, moléculas poliatómicas, moléculas que no son compuestos, moléculas que son compuestos, o una forma elemental de la sustancia? 2.32 ¿cuál de los siguientes diagramas representa moléculas diatómicas, moléculas poliatómicas, moléculas que no son compuestos, moléculas que son compuestos, o una forma elemental de la sustancia? 2.33 Identifique como elementos o compuestos: NH3, N2, S8, NO, cO, cO2, H2, SO2. 2.34 Dé dos ejemplos para cada uno de los siguientes incisos: a) una molécula diatómica que contenga átomos del mismo elemento, b) una molécula diatómica que contenga átomos de diferentes elementos, c) una molécula poliató- mica que contenga átomos del mismo elemento, d) una molécula poliatómica que contenga átomos de diferentes elementos. 2.35 Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones comunes: Na+ , ca2+ , Al3+ , Fe2+ , I– , F– , S2– , O2– y N3– . 2.36 Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones comunes: K+ , Mg2+ , Fe3+ , Br– , Mn2+ , c4– , cu2+ . Fórmulas químicas Preguntas de repaso 2.37 ¿Qué representa una fórmula química? ¿cuál es la propor- ción de los átomos en las siguientes fórmulas molecula- res? a) NO, b) Ncl3, c) N2O4, d) p4O6. 2.38 Defina fórmula molecular y fórmula empírica. ¿cuáles son las semejanzas y diferencias entre las fórmulas empí- rica y molecular de un compuesto? a) c)b) a) b) c) 02_CHAPTER 02.indd 72 12/20/09 12:32:00 PM
- 104. 73preguntas y problemas 2.39 proporcione un ejemplo de un caso en el cual dos molécu- las tengan diferente fórmula molecular pero igual fórmula empírica. 2.40 ¿Qué significa p4? ¿cuál es la diferencia con 4p? 2.41 ¿Qué es un compuesto iónico? ¿cómo se mantiene la neu- tralidad eléctrica en un compuesto iónico? 2.42 Explique por qué las fórmulas químicas de los compues- tos iónicos por lo general son iguales que sus fórmulas empíricas. Problemas 2.43 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos ióni- cos: a) óxido de sodio, b) sulfuro de hierro (que contenga el ion Fe2+ ), c) sulfato de cobalto (que contenga los iones co3+ y SO4 2– , y fluoruro de bario. (Sugerencia: Vea la fi- gura 2.11.) 2.44 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos ióni- cos: a) bromuro de cobre (que contenga el ion cu+ ), b) óxido de manganeso (que contenga el ion Mn3+ ), c) yo- duro de mercurio (que contenga el ion Hg2 2+ ) y d) fosfato de magnesio (que contenga el ion pO4 3– ). (Sugerencia: Vea la figura 2.11.) 2.45 ¿cuál es la fórmula empírica de cada uno de los siguientes compuestos? a) c2N2, b) c6H6, c) c9H20, d) p4O10, e) B2H6. 2.46 ¿cuál es la fórmula empírica de cada uno de los siguientes compuestos? a) Al2Br6, b) Na2S2O4, c) N2O5, d) K2cr2O7. 2.47 Indique la fórmula molecular de la glicina, un aminoácido presente en las proteínas. El código de los colores es: ne- gro (carbono), azul (nitrógeno), rojo (oxígeno) y gris (hi- drógeno). 2.48 Indique la fórmula molecular del etanol. El código de los colores es: negro (carbono), rojo (oxígeno) y gris (hidró- geno). 2.49 ¿cuáles de los siguientes compuestos son iónicos? ¿cuá- les serán moleculares? Sicl4, LiF, Bacl2, B2H6, Kcl, c2H4. 2.50 ¿cuáles de los siguientes compuestos son iónicos? ¿cuá- les serán moleculares? cH4, NaBr, BaF2, ccl4, Icl, cscl, NF3. Nomenclatura de compuestos inorgánicos Preguntas de repaso 2.51 ¿cuál es la diferencia entre compuestos inorgánicos y compuestos orgánicos? 2.52 ¿cuáles son las cuatro principales categorías de los com- puestos inorgánicos? 2.53 Dé un ejemplo de un compuesto binario y un ejemplo de un compuesto ternario. 2.54 ¿cuál es el sistema de Stock? ¿Qué ventajas tiene sobre el sistema antiguo para nombrar los cationes? 2.55 Explique por qué la fórmula Hcl puede representar dos diferentes sistemas químicos. 2.56 Defina los siguientes términos: ácidos, bases, oxiácidos, oxianiones e hidratos. Problemas 2.57 Nombre los siguientes compuestos: a) Na2crO4, b) K2HpO4, c) HBr (gaseoso), d) HBr (acuoso), e) Li2cO3, f) K2cr2O7, g) NH4NO2, h) pF3, i) pF5, j) p4O6, k) cdI2, l) SrSO4, m) Al(OH)3, n) Na2cO3 ⋅ 10H2O. 2.58 Nombre los siguientes compuestos: a) KclO, b) Ag2cO3, c) Fecl2, d) KMnO4, e) csclO3, f) HIO, g) FeO, h) Fe2O3, i) Ticl4, j) NaH, k) Li3N, l) Na2O, m) Na2O2, n) Fecl3 ⋅ 6H2O. 2.59 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a) ni- trito de rubidio, b) sulfuro de potasio, c) hidrógeno sulfuro de sodio, d) fosfato de magnesio, e) hidrógeno fosfato de calcio, f) dihidrógeno fosfato de potasio, g) heptafluoruro de yodo, h) sulfato de amonio, i) perclorato de plata, j) tricloruro de boro. 2.60 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a) cia- nuro de cobre(I), b) clorito de estroncio, c) ácido perbró- mico, d) ácido yodhídrico, e) fosfato de disodio y amonio, f) carbonato de plomo(II), g) fluoruro de estaño(II), h) decasulfuro de tetrafósforo, i) óxido de mercurio(II), j) yoduro de mercurio(I), k) hexafluoruro de selenio. H C N O H C O 02_CHAPTER 02.indd 73 12/20/09 12:32:02 PM
- 105. 74 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones Problemas adicionales 2.61 Se encontró que una muestra de un compuesto de uranio pierde masa en forma gradual. Explique qué le está suce- diendo a dicha muestra. 2.62 ¿En cuál de los siguientes pares son más parecidas las dos especies en cuanto a propiedades químicas? Explique. a) 1 1H y 1 1H+ , b) 14 7N y 14 7N3– , c) 12 6c y 13 6c. 2.63 un isótopo de un elemento metálico tiene un número de masa de 65 y tiene 35 neutrones en su núcleo. El catión derivado de dicho isótopo tiene 28 electrones. Escriba el símbolo de este catión. 2.64 un isótopo de un elemento no metálico tiene un número de masa de 127 y tiene 74 neutrones en su núcleo. El anión derivado de dicho isótopo tiene 54 electrones. Escriba el símbolo de este anión. 2.65 Determine las fórmulas moleculares y empíricas de los compuestos siguientes. (Las esferas negras son carbonos y las grises hidrógeno.) 2.66 ¿Qué resulta erróneo o ambiguo en el enunciado “cuatro moléculas de Nacl”? 2.67 Se conocen los siguientes sulfuros de fósforo: p4S3, p4S7 y p4S10. ¿Estos compuestos obedecen la ley de las propor- ciones múltiples? 2.68 ¿cuáles de las siguientes especies son elementos, cuáles son moléculas pero no compuestos, cuáles son compues- tos pero no moléculas, y cuáles son compuestos y molécu- las? a) SO2, b) S8, c) cs, d) N2O5, e) O, f) O2, g) O3, h) cH4, i) KBr, j) S, k) p4, l) LiF. 2.69 En la siguiente tabla se indica el número de electrones, protones y neutrones de los átomos o iones de algunos elementos. conteste lo siguiente: a) ¿cuáles de las espe- cies son neutras? b) ¿cuáles están cargadas negativa- mente? c) ¿cuáles tienen carga positiva? d) ¿cuáles son los símbolos convencionales de todas las especies? Átomo o ion del elemento A B C D E F G Número de electrones 5 10 18 28 36 5 9 Número de protones 5 7 19 30 35 5 9 Número de neutrones 5 7 20 36 46 6 10 2.70 Identifique los elementos representados por los siguientes símbolos y dé el número de protones y neutrones en cada caso: a) 20 10X, b) 63 29X, c) 107 47X, d) 182 74X, e) 203 84X, f) 234 94X. 2.71 Explique por qué los aniones son siempre más grandes que los átomos de donde se derivan, mientras que los ca- tiones son siempre más pequeños que los átomos de los cuales se derivan. (Sugerencia: considere la atracción electrostática entre protones y electrones.) 2.72 a) Describa el experimento de Rutherford y cómo se des- prendió de él la estructura del átomo. ¿cómo pudo estimar el número de protones en un núcleo a partir de la disper- sión de las partículas α? b) considere el átomo 23 Na. Dado que el radio y la masa del núcleo son 3.04 × 10−15 m y 3.82 × 10−23 g, respectivamente, calcule la densidad del núcleo en g/cm3 . El radio de un átomo 23 Na es 186 pm. calcule la densidad del espacio ocupado por los electro- nes en el átomo de sodio. ¿Sus resultados apoyan el mo- delo atómico de Rutherford? [El volumen de una esfera de radio r es (4/3)πr3 .] 2.73 ¿Qué resulta erróneo con respecto al nombre (entre parén- tesis) de cada uno de los siguientes compuestos: a) Bacl2 (dicloruro de bario), b) Fe2O3 [óxido de hierro(II)], c) csNO2 (nitrato de cesio), d) Mg(HcO3)2 [bicarbonato de magnesio(II)]? 2.74 ¿Qué resulta erróneo con respecto a la fórmula química de los siguientes compuestos: a)(NH3)2cO3 (carbonato de amonio), b) caOH (hidróxido de calcio), c) cdSO3 (sul- furo de cadmio), d) ZncrO4 (dicromato de zinc)? 2.75 complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:a) b) c) d) Símbolo 54 26Fe2+ protones 5 79 86 Neutrones 6 16 117 136 Electrones 5 18 79 carga neta −3 0 2.76 a) ¿cuáles elementos forman más fácilmente compuestos iónicos? b) ¿cuáles elementos metálicos es más probable que formen cationes con diferentes cargas? 2.77 Escriba la fórmula del ion más común que se deriva de cada una de las siguientes especies: a) Li, b) S, c) I, d) N, e) Al, f) cs, g) Mg. 2.78 ¿cuál de los siguientes símbolos proporciona mayor in- formación del átomo: 23 Na o 11Na? Explique. 2.79 Escriba las fórmulas químicas y los nombres de los ácidos que forman los elementos del grupo 7A. Haga lo mismo para los elementos de los grupos 3A, 4A, 5A y 6A. 2.80 De los 117 elementos que se conocen sólo dos son líqui- dos a temperatura ambiente (25°c). ¿cuáles son? (Suge- rencia: uno de ellos es un metal muy conocido y el otro es un elemento del grupo 7A.) 2.81 considere los gases nobles (los elementos del grupo 8A): 4 2He, 20 10Ne, 40 18Ar, 84 36Kr y 132 54Xe, a) determine el número de protones y neutrones en el núcleo de cada átomo, y b) de- termine la proporción entre neutrones y protones en el núcleo de cada átomo. Describa si se observa alguna ten- 02_CHAPTER 02.indd 74 12/20/09 12:32:04 PM
- 106. 75preguntas y problemas dencia general en relación con los cambios en esta propor- ción según aumenta el número atómico. 2.82 Elabore una lista de los elementos que existen como gases a temperatura ambiente. (Sugerencia: La mayoría de estos elementos se localizan en los grupos 5A, 6A, 7A y 8A.) 2.83 Los metales del grupo 1B: cu, Ag y Au, reciben el nombre de metales de acuñar. ¿cuáles de sus propiedades quími- cas explican su elección para la acuñación de monedas y para la fabricación de joyas? 2.84 Los elementos del grupo 8A de la tabla periódica reciben el nombre de gases nobles. Sugiera un significado para la palabra “noble” al referirse a estos gases. 2.85 La fórmula del óxido de calcio es caO. ¿cuáles son las fórmulas del óxido de magnesio y del óxido de estron- cio? 2.86 un mineral común del bario es la barita, o sulfato de bario (BaSO4). Debido a que los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes se esperaría encontrar algo de sulfato de radio (RaSO4) mezclado con la barita, ya que el radio es el último elemento del grupo 2A. Sin embargo, la única fuente de compuestos de radio en la naturaleza se encuentra en los minerales de uranio. ¿por qué? 2.87 Elabore una lista con cinco elementos para cada uno de los siguientes casos: a) sus nombres se derivan de nombres de lugares, b) sus nombres se derivan de nombres de perso- nas, c) sus nombres se derivan de los colores. (Sugerencia: Vea el apéndice 1.) 2.88 Diga cuál es el único país que debe su nombre a un ele- mento. (Sugerencia: Es un país de América del Sur.) 2.89 El flúor reacciona con hidrógeno (H) y con deuterio (D) para formar fluoruro de hidrógeno (HF) y fluoruro de deu- terio (DF), en donde el deuterio (2 1H) es un isótopo del hi- drógeno. ¿Determinada cantidad de flúor reaccionaría con diferentes masas de los dos isótopos del hidrógeno? ¿Esto representa una violación a la ley de las proporciones defi- nidas? Explique. 2.90 prediga la fórmula y el nombre del compuesto binario que se forma entre los siguientes elementos: a) Na e H, b) B y O, c) Na y S, d) Al y F, e) F y O, f) Sr y cl. 2.91 Identifique cada uno de los siguientes elementos: a) un halógeno cuyo anión contiene 36 electrones, b) un gas noble radiactivo que contiene 86 protones, c) un elemento del grupo 6A cuyo anión contiene 36 electrones, d) un catión de un metal alcalino que contiene 36 electrones, e) un catión del grupo 4A que contiene 80 electrones. 2.92 Escriba las fórmulas moleculares y los nombres de los si- guientes compuestos: 2.93 Muestre la ubicación de: a) los metales alcalinos, b) meta- les alcalinotérreos, c) halógenos, y d) gases nobles en el siguiente esquema de tabla periódica. También dibuje las líneas divisorias entre metales y metaloides, y entre meta- loides y no metales. F Br P Cl SN 2.94 Llene los espacios en blanco de la siguiente tabla. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Catión Anión Fórmula Nombre Bicarbonato de magnesio Srcl2 Fe3+ NO– 2 clorato de manganeso(II) SnBr4 co2+ pO3– 4 Hg2+ 2 I– cu2cO3 Nitruro de litio Al3+ S2– 2.95 Algunos compuestos se conocen más por sus nombres co- munes que por sus nombres químicos sistemáticos. Dé las fórmulas químicas de las siguientes sustancias: a) hielo seco, b) sal de mesa, c) gas hilarante, d) mármol (greda, piedra caliza), e) cal viva, f) cal apagada, g) polvo para hornear, h) sosa para lavar, i) yeso, j) leche de magnesia. 02_CHAPTER 02.indd 75 12/20/09 12:32:06 PM
- 107. 76 cApíTuLO 2 Átomos, móleculas y iones 2.96 En la página 43 se señaló que la masa y la energía son aspectos alternos de una sola entidad denominada masa- energía. La relación entre estas dos cantidades físicas está representada por la famosa ecuación de Einstein, E = mc2 , donde E es energía, m es masa y c es la rapidez de la luz. En un experimento de combustión, se encontró que 12.096 g de moléculas de hidrógeno combinadas con 96.000 g de moléculas de oxígeno forman agua y liberan 1.715 × 103 kJ de calor. calcule el cambio de masa correspondiente en este proceso e indique si la ley de la conservación de la masa se aplica para procesos químicos ordinarios. (Suge- rencia: La ecuación de Einstein se puede utilizar para cal- cular el cambio en la masa como resultado del cambio en la energía. 1 J = 1 kg m2 /s2 y c = 3.00 × 108 m/s.) 2.97 Dibuje todas las fórmulas estructurales posibles para los siguientes hidrocarburos: cH4, c2H6, c3H8, c4H10 y c5H12. 2.98 a) Suponiendo que los núcleos son esféricos, muestre que su radio r es proporcional a la raíz cúbica del número de masa (A). b) En general, el radio de un núcleo está dado por r = r0A1/3 , donde r0 es una constante de proporcionali- dad dada por 1.2 × 10−15 . calcule el volumen del núcleo 7 3Li. c) Si el radio de un átomo de Li es 152 pm, calcule la fracción del volumen atómico que ocupa el núcleo. ¿Su resultado apoya el modelo atómico de Rutherford? 2.99 Dibuje dos fórmulas estructurales diferentes con base en la fórmula molecular c2H6O. ¿Se puede obtener más de un compuesto con la misma fórmula molecular basada en la teoría atómica de Dalton? 2.100 El etano y el acetileno son dos hidrocarburos gaseosos. Los análisis químicos señalan que en una muestra de etano, 2.65 g de carbono se combinan con 0.665 g de hi- drógeno, y en una muestra de acetileno, 4.56 g de carbono se combinan con 0.383 g de hidrógeno. a) ¿Estos resulta- dos están de acuerdo con la ley de las proporciones múlti- ples? b) Escriba fórmulas moleculares lógicas para dichos compuestos. 2.101 un cubo de platino (pt) tiene un borde con una longitud de 1.0 cm. a) calcule el número de átomos de pt en el cubo. b) Los átomos tienen forma esférica. por tanto, los átomos de pt en el cubo no podrán llenar todo el espacio disponi- ble. Si sólo 74% del espacio al interior del cubo está ocu- pado por átomos de pt, calcule el radio en picométros de un átomo de pt. La densidad del pt es 21.45 g/cm3 y la masa de un solo átomo de pt es 3.240 × 10–22 g. [El volu- men de una esfera de radio r es (4/3)πr3 ]. 2.102 un ion monoatómico tiene una carga de +2. El núcleo del átomo del que se deriva tiene un número de masa de 55. Si el número de neutrones en el núcleo es 1.2 veces el nú- mero de protones, ¿cuál será el nombre y símbolo del ele- mento? 2.103 En el siguiente crucigrama 2 × 2, cada letra debe ser co- rrecta en cuatro formas: en el recuadro mismo, horizontal, vertical y diagonal. cuando se solucione el problema, los cuatro espacios inferiores contendrán los símbolos super- puestos de 10 elementos. utilice letras mayúsculas en cada recuadro. Sólo hay una solución correcta.* 1 2 3 4 Horizontal 1-2: Símbolo de dos letras de un metal utilizado en tiempos antiguos 3-4: Símbolo de dos letras de un metal que entra en combus- tión con el aire y se encuentra en el grupo 5A Vertical 1-3: Símbolo de dos letras para un metaloide 2-4: Símbolo de dos letras para un metal del que se componen las monedas estadounidenses Recuadros individuales 1: un no metal colorido 2: un no metal gaseoso incoloro 3: un elemento que colorea de verde los fuegos artificiales 4: un elemento que tiene usos medicinales Diagonal 1-4: Símbolo de dos letras de un elemento que se utiliza en la electrónica 2-3: Símbolo de dos letras para un metal utilizado con el Zr en la fabricación de alambres para imanes de superconduc- ción problemas especiales * Reproducido con la autorización de S. J. cyvin de university of Trondheim (Noruega). Este crucigrama apareció en Chemical & Engineering News, el 14 de diciembre de 1987 (p. 86) y en Chem Matters, octubre de 1988. 02_CHAPTER 02.indd 76 12/20/09 12:32:06 PM
- 108. 2.104 Dé el nombre de los siguientes ácidos: 2.1 29 protones, 34 neutrones y 29 electrones. 2.2 cHcl3. 2.3 c4H5N2O. 2.4 a) cr2(SO4)3, b) TiO2. 2.5 a) Óxido de plomo(II), b) sulfito de litio. 2.6 a) Rb2SO4, b) BaH2. 2.7 a) Trifluoruro de nitrógeno, b) heptóxido de dicloro. 2.8 a) SF4, b) N2O5. 2.9 a) Ácido hipobromoso, b) ion hidrógeno sulfato. S C N H Cl O Respuestas a los ejercicios de práctica 77Respuestas a los ejercicios de práctica 02_CHAPTER 02.indd 77 12/20/09 12:32:09 PM
- 109. Relaciones de masa en las reacciones químicas Azufre en combustión con el oxí- geno para formar dióxido de azu- fre. Los modelos muestran molécu- las de azufre elemental (S8), de oxígeno y de dióxido de azufre. Cada año, alrededor de 50 millones de toneladas de SO2 se liberan a la atmósfera. 03_CHAPTER 3.indd 78 12/20/09 4:56:44 PM
- 110. Avance del capítulo • Iniciaremos este capítulo con el estudio de la masa de un átomo, la cual está basada en la escala del isótopo de carbono-12. A un átomo del isótopo de carbono-12 se le asigna una masa de exactamente 12 unidades de masa atómica (uma). A fin de trabajar con la escala de gramos, más conveniente, se utiliza la masa molar. La masa molar del carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 gramos y contiene el número de Avogadro (6.022 × 1023 ) de átomos. Las masas moleculares de otros elementos también se expresan en gramos y contienen el mismo número de átomos. (3.1 y 3.2) • El análisis de la masa atómica se relaciona con la masa molecular, la cual es la suma de las masas de los átomos presentes. Aprenderemos que la forma más directa de de- terminar la masa atómica y molecular es mediante el uso de un espectrómetro de ma- sas. (3.3 y 3.4) • Para continuar con el estudio de las moléculas y compuestos iónicos, aprenderemos a calcular la composición porcentual de estas especies a partir de sus fórmulas quí- micas. (3.5) • Estudiaremos cómo se determinan, mediante experimentación, la fórmula empírica y molecular de un compuesto. (3.6) • Después aprenderemos a escribir una ecuación química para describir el resultado de una reacción química. Una ecuación química se debe balancear de manera que se pueda tener el mismo número y clase de átomos para los reactivos, las materias primas, y los productos, las sustancias formadas al final de la reacción. (3.7) • Con base en el conocimiento adquirido de las ecuaciones químicas, continuaremos con el estudio de las relaciones de masa de las reacciones químicas. Una ecuación química permite el uso del método del mol para predecir la cantidad de producto(s) formado(s), una vez conocida la cantidad de reactivo(s) utilizado(s). Observaremos que el rendimiento de una reacción depende de la cantidad del reactivo limitante (el reactivo que se consume primero) presente. (3.8 y 3.9) • Aprenderemos que el rendimiento real de una reacción es casi siempre menor que el pronosticado a partir de la ecuación, conocido como rendimiento teórico, debido a diversas complicaciones. (3.10) Sumario En este capítulo estudiaremos las masas de los átomos y de las moléculas y lo que les ocurre cuando se realizan cambios químicos. El análisis se basará en la ley de la conservación de la masa. 79 3.1 Masa atómica 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento 3.3 Masa molecular 3.4 Espectrómetro de masas 3.5 Composición porcentual de los compuestos 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas 3.8 Cantidades de reactivos y productos 3.9 Reactivo limitante 3.10 Rendimiento de reacción 03_CHAPTER 3.indd 79 12/20/09 4:56:50 PM
- 111. 80 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.1 Masa atómica En este capítulo utilizaremos lo aprendido acerca de la estructura y las fórmulas químicas para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas. Estas relaciones ayudarán a su vez a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios de composición. La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutro- nes. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas, ¡incluso la partícula más pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1 × 1016 átomos! Obviamente no es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar su masa en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia. Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso ató- mico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un áto- mo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, se tiene al átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, ciertos experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo 8.400% de la masa del átomo de carbono-12. De modo que si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente de 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser de 0.084 × 12.00 uma, es decir, 1.008 uma. Con cálculos semejantes se demuestra que la masa atómica del oxí- geno es de 16.00 uma y que la del hierro es de 55.85 uma. Aunque no se conoce la masa promedio de un átomo de hierro, se sabe que es alrededor de 56 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno. Masa atómica promedio Cuando usted busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, como la que apa- rece en la cubierta interior de este libro, encontrará que su valor no es de 12.00 uma, sino de 12.01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de origen natural (incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa ató- mica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13 es de 98.90% y 1.10%, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono-13 es de 13.00335 uma. Así, la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue: masa atómica promedio del carbono natural = (0.9890)(12.00000 uma) + (0.0110)(13.00335 uma) = 12.01 uma Observe que en cálculos que incluyen porcentajes es necesario convertir los porcentajes a fracciones. Por ejemplo, 98.90% se transforma en 98.90/100 o 0.9890. Debido a que en el carbono natural hay muchos más átomos de carbono-12 que de carbono-13, la masa atómica promedio se acerca más a 12 uma que a 13 uma. Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran exami- nar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica de 12.00000 o bien de 13.00335 uma, pero ninguno de 12.01 uma. El siguiente ejemplo muestra la forma en que se calcula la masa atómica promedio de un elemento. En la sección 3.4 se describe un método para determinar la masa atómica. La unidad de masa atómica también recibe el nombre de un dalton. Abundancias naturales de los isótopos C-12 y C-13. Número atómico Masa atómica 6 C 12.01 13 C 1.10% 12 C 98.90% 03_CHAPTER 3.indd 80 12/20/09 4:56:58 PM
- 112. 813.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento Las masas atómicas de muchos elementos se han determinado con exactitud con cinco o seis cifras significativas. Sin embargo, para los propósitos de este libro, utilizaremos masas atómicas con cuatro cifras significativas (vea la tabla de masas atómicas en la cubierta interior de este libro). Con fines de simplicidad, omitiremos la palabra “promedio” cuando abordemos el tema de las masas atómicas de los elementos. El cobre, un metal conocido desde épocas remotas, se utiliza en cables eléctricos y en monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas de sus dos isótopos estables, 63 Cu (69.09%) y 65 Cu (30.91%) son 62.93 uma y 64.9278 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cobre. Los porcentajes entre paréntesis indican sus abundancias relativas. Estrategia Cada isótopo contribuye a la masa atómica del cobre de acuerdo con su abundancia natural. Si se multiplica la masa de un isótopo por su abundancia fraccional (no porcentual), se obtiene la contribución a la masa atómica promedio de ese isótopo en particular. Solución El primer paso consiste en convertir los porcentajes en fracciones. Así, 69.09% se convierte en 69.09/100 o 0.6909 y 30.91% en 30.91/100 o 0.3091. Una vez que se ha encontrado la contribución de cada isótopo a la masa atómica promedio, se suman todas las contribuciones y se obtiene la masa atómica promedio: (0.6909)(62.93 uma) + (0.3091)(64.9278 uma) = 63.55 uma Verificación La masa atómica promedio debe ubicarse entre dos masas isotópicas; por tanto, la respuesta es lógica. Obsérvese que debido a que hay más isótopos de 63 Cu que de 65 Cu, la masa atómica promedio está más cercana a 62.93 uma que a 64.9278 uma. Ejercicio de práctica Las masas atómicas de los dos isótopos estables de boro, 10 B (19.78%) y 11 B (80.22%), son 10.0129 uma y 11.0093 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del boro. EjEmplo 3.1 29 29 29 29 5 5 63.55 uma Cobre. Problemas similares: 3.5, 3.6. El adjetivo que se forma a partir del sustantivo mol es “molar”. Revisión de conceptos Explique el hecho de que las masas atómicas de algunos de los elementos como el flúor, listado en la tabla periódica, no tengan un valor promedio como la del carbono. [Sugerencia: La masa atómica de un elemento se basa en la masa promedio de sus isótopos estables (no radiactivos).] 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por con- siguiente, conviene tener una unidad especial para referirse a una gran cantidad de átomos. Esta idea no es nueva; por ejemplo, el par (2 objetos), la docena (12 objetos) y la gruesa (144 objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden a los átomos y a las moléculas en moles. En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elemen- tales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o 0.012 kg) del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina 03_CHAPTER 3.indd 81 12/20/09 4:56:59 PM
- 113. 82 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en honor del cien- tífico italiano Amedeo Avogadro.1 El valor comúnmente aceptado es NA = 6.0221415 × 1023 Por lo general, este número se redondea a 6.022 × 1023 . Así, igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022 × 1023 átomos de H. En la figura 3.1 se muestra 1 mol de varios elementos comunes. La extensión del número de Avogadro es difícil de imaginar. Por ejemplo, si se distribuye- ran 6.022 × 1023 naranjas sobre la superficie de la tierra, ¡se produciría una capa de 9 millas hacia el espacio! Debido a que los átomos (y moléculas) son tan diminutos, es necesario un número inmenso para estudiarlos en cantidades manejables. Hemos visto que 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6.022 × 1023 átomos. Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar (m) y se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Observe que la masa molar del carbono-12 (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. De igual forma, la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar es de 22.99 g; la masa atómica del fósforo es de 30.97 uma y su masa molar es de 30.97 g, y así sucesivamente. Si conocemos la masa atómica de un elemento, también conocemos su masa molar. Una vez que sabemos la masa molar y el número de Avogadro, es posible calcular la masa, en gramos, de un solo átomo de carbono-12. Por ejemplo, sabemos que la masa molar del carbono-12 es de 12.00 g y que hay 6.022 × 1023 átomos de carbono-12 en 1 mol de sus- tancia; por tanto, la masa de un átomo de carbono-12 está dada por 12.00 g de átomos de carbono-12 = 1.993 × 10–23 g 6.022 × 1023 átomos de carbono-12 Figura 3.1 Un mol de varios elementos comunes. Carbono (polvo negro de carbón), azufre (polvo amarillo), hierro (clavos), alambres de cobre y mercurio (metal líquido brillante). En los cálculos, las unidades de masa molar son g/mol o kg/mol. Las masas molares de los elementos se muestran en la cubierta interior del frente del libro. 1 Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregua e di Cerreto (1776-1856). Físico y matemático italiano. Practicó la abogacía durante muchos años antes de que se interesara en la ciencia. En vida, su trabajo más famoso, que ahora se conoce como la ley de Avogadro (vea capítulo 5), no fue reconocido, aunque durante la última etapa del siglo xix se convirtió en la base para determinar las masas atómicas. 03_CHAPTER 3.indd 82 12/20/09 4:57:02 PM
- 114. 833.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento Podemos utilizar el resultado anterior para determinar la relación entre las unidades de masa atómica y los gramos. Debido a que la masa de todo átomo de carbono-12 es exactamen- te 12 uma, el número de unidades de masa atómica equivalente a 1 gramo es uma 12 uma 1 átomo de carbono-12 = × gramo 1 átomo de carbono-12 1.993 × 10–23 g = 6.022 × 1023 uma/g Por tanto, 1 g = 6.022 × 1023 uma y 1 uma = 1.661 × 10–24 g Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a masa en gramos y viceversa. Los conceptos de número de Avogadro y masa molar permiten efectuar conversiones en- tre masa y moles de átomos y entre moles y número de átomos (figura 3.2). En estos cálculos se emplearán los siguientes factores de conversión: 1 mol de X 1 mol de X y masa molar de X 6.022 × 1023 átomos X donde X representa el símbolo del elemento. Mediante los factores de conversión adecuados podremos convertir una cantidad en otra, como lo señalan los ejemplos 3.2 a 3.4. Figura 3.2 Relaciones entre la masa (m en gramos) de un elemento y el número de moles del elemento (n) y entre el número de moles de un elemento y el número de átomos (N) de un elemento. m es la masa molar (g/mol) del elemento y NA es el número de Avogadro. nNA N/NA Masa del elemento (m) Número de moles del elemento (n) Número de atomos del elemento (N) m m Después de alguna práctica, usted puede usar las ecuaciones en la figura 3.2 en los cálculos: n = m/m y N = nNA. Globo de helio para investigación científica. El helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria, en investigaciones en las que se requiere baja temperatura, en los tanques para buceo profundo y para inflar globos. ¿Cuántos moles de átomos de He hay en 6.46 g de He? Estrategia tenemos la información de los gramos de helio y requerimos saber cuántos moles de helio hay. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir los gramos en moles? Determine el factor de conversión apropiado de manera que cancele los gramos y pueda obtener los moles para su respuesta. Solución El factor de conversión necesario para convertir gramos en moles es la masa molar. En la tabla periódica (vea la cubierta interna del libro) observamos que la masa molar del He es 4.003 g. Esto se puede expresar como 1 mol He = 4.003 g He A partir de esta ecuación podemos derivar dos factores de conversión 1 mol He 4.003 g He y 4.003 g He 1 mol He (continúa) EjEmplo 3.2 03_CHAPTER 3.indd 83 12/20/09 4:57:06 PM
- 115. 84 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas El factor de conversión a la izquierda es el correcto. Los gramos se cancelan y se obtiene mol como la respuesta, que es, 1 mol He 6.46 g He × = 4.003 g He Por tanto, hay 1.61 moles de átomos de He en 6.46 g de He. Verificación Debido a que la masa proporcionada (6.46 g) es mayor que la masa molar del He, se espera tener más de 1 mol de He. Ejercicio de práctica ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg? Problema similar: 3.16. Problema similar: 3.15. Zinc. El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón (con cobre) y para recubrir hierro con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn? Estrategia Estamos buscando los gramos de zinc. ¿Qué factor de conversión necesitaremos para convertir moles en gramos? Determine el factor de conversión adecuado a fin de que los moles se cancelen y se obtengan los gramos como respuesta. Solución El factor de conversión necesario para convertir moles en gramos es la masa molar. En la tabla periódica (vea la cubierta interna del libro) se indica que la masa molar del Zn es 65.39 g. Esto se puede expresar como 1 mol de Zn = 65.39 g de Zn A partir de esta ecuación podemos derivar dos factores de conversión 1 mol de Zn 65.39 g de Zn y 65.39 g de Zn 1 mol de Zn El factor de conversión a la derecha es el correcto. Los moles se cancelan y se dejará la unidad de gramos como respuesta. El número de gramos de Zn es 65.39 g de Zn 0.356 moles de Zn × = 1 mol de Zn Por tanto, hay 23.3 g de Zn en 0.356 moles de zinc. Verificación ¿Una masa de 23.3 g para 0.356 moles de Zn parece una respuesta lógica? ¿Cuál es la masa de un mol de Zn? Ejercicio de práctica Calcule el número de gramos de plomo (Pb) en 12.4 moles de plomo. EjEmplo 3.3 1.61 mol He 23.3 g de Zn El azufre (S) es un elemento no metálico que está presente en el carbón. Cuando el carbón se quema, el azufre se convierte en dióxido de azufre y finalmente en ácido sulfúrico que da origen al fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S? Estrategia El problema pide la cantidad de átomos de azufre. No podemos convertir directamente los gramos en átomos de azufre. ¿Qué unidad será necesario convertir en gramos de azufre para poderla convertir en átomos? ¿Qué representa el número de Avogadro? (continúa) EjEmplo 3.4 03_CHAPTER 3.indd 84 12/20/09 4:57:08 PM
- 116. 853.3 Masa molecular Solución Necesitamos dos conversiones: primero de gramos a moles y después de moles a número de partículas (átomos). El primer paso es similar al ejemplo 3.2. Debido a que 1 mol de S = 32.07 g de S el factor de conversión es 1 mol de S 32.07 g de S El número de Avogadro es la clave para el segundo paso. tenemos 1 mol = 6.022 × 1023 partículas (átomos) y los factores de conversión son 6.022 × 1023 átomos de S 1 mol de Sy 1 mol de S 6.022 × 1023 átomos de S El factor de conversión a la izquierda es el adecuado debido a que tiene el número de átomos de S en el numerador. Este problema se puede resolver al calcular el número de moles que contienen 16.3 g de S, y después calcular el número de átomos de S a partir del número de moles de S: gramos de S → moles de S → número de átomos de S Podemos combinar estas conversiones en un paso, como sigue: 1 mol de S 6.022 × 1023 átomos de S 16.3 g S × × = 32.07 g de S 1 mol de S Por tanto, hay 3.06 × 1023 átomos de S en 16.3 g de S. Verificación ¿Es lógico que 16.3 g de S contengan menos átomos que el número de Avogadro de átomos? ¿Qué masa de S contendría el número de Avogadro de átomos? Ejercicio de práctica Calcule el número de átomos en 0.551 g de potasio (K). 3.3 Masa molecular Podemos calcular la masa de las moléculas si conocemos las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es 2(masa atómica del H) + masa atómica del O o bien 2(1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma En general, necesitamos multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los resultados. El ejemplo 3.5 muestra este método. 3.06 × 1023 átomos de S El azufre elemental (S8) está formado por ocho átomos de S unidos en un anillo. Problemas similares: 3.20, 3.21. Revisión de conceptos Mediante la tabla periódica de la cubierta frontal interior y la figura 3.2, determine cuál opción de las siguientes contiene el mayor número de átomos: a) 7.68 g de He, b) 112 g de Fe y c) 389 g de Hg. 03_CHAPTER 3.indd 85 12/20/09 4:57:10 PM
- 117. 86 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas A partir de la masa molecular podemos determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18.02 uma, por lo que su masa molar es 18.02 g. Observe que 1 mol de agua pesa 18.02 g y contiene 6.022 × 1023 mo- léculas de H2O, así como 1 mol de carbono contiene 6.022 × 1023 átomos de carbono. Como demuestran los ejemplos 3.6 y 3.7, el conocimiento de la masa molar facilita el cálculo del número de moles y de las cantidades de átomos individuales en determinada can- tidad de un compuesto. Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos: a) dióxido de azufre (SO2) y b) cafeína (C8H10N4O2). Estrategia ¿Cómo se combinan las masas atómicas de diferentes elementos para producir la masa molecular de un compuesto? Solución Para calcular la masa molecular es necesario sumar todas las masas atómicas en la molécula. Se multiplica la masa atómica de cada elemento por el número de átomos presentes en la molécula. Su masa atómica se puede encontrar en la tabla periódica (en el interior de la cubierta de este libro). a) En el dióxido de azufre hay dos átomos de O y un átomo de S, por lo que masa molecular de SO2 = 32.07 uma + 2(16.00 uma) = b) En la cafeína hay ocho átomos de C, diez átomos de H, cuatro átomos de N y dos átomos de O, por lo que la masa molecular de C8H10N4O2 se obtiene mediante 8(12.01 uma) + 10(1.008 uma) + 4(14.01 uma) + 2(16.00 uma) = Ejercicio de práctica ¿Cuál es la masa molecular del metanol (CH4O)? EjEmplo 3.5 64.07 uma 194.20 uma SO2 Problemas similares: 3.23, 3.24. CH4 Metano gaseoso quemándose en una estufa doméstica. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántas moles de CH4 hay en 6.07 g de CH4? Estrategia tenemos la información de los gramos de CH4 y se pide que se encuentre el número de moles de CH4. ¿Qué factor de conversión será necesario para convertir gramos en moles? Establezca el factor de conversión apropiado de manera que los gramos se cancelen y se obtenga el número de moles para su respuesta. Solución El factor de conversión requerido para convertir entre gramos y moles es la masa molar. Primero calculamos la masa molar de CH4, luego procedemos como en el ejemplo 3.5: masa molar de CH4 = 12.01 g + 4(1.008 g) = 16.04 g Debido a que 1 mol CH4 = 16.04 g CH4 el factor de conversión que necesitamos debe tener gramos en el denominador de manera que los gramos se cancelen y el mol se deje en el numerador: (continúa) EjEmplo 3.6 03_CHAPTER 3.indd 86 12/20/09 4:57:11 PM
- 118. 873.3 Masa molecular Por último, es importante mencionar que para los compuestos iónicos como el NaCl y MgO que no contienen unidades moleculares discretas, utilizamos el término masa fórmula. La unidad fórmula del NaCl consiste en un ion Na+ y un ion Cl− . Así, la masa fórmula del NaCl es la masa de una unidad fórmula: masa fórmula de NaCl = 22.99 uma + 35.45 uma = 58.44 uma y su masa molar es de 58.44 g. 1 mol CH4 16.04 g CH4 Ahora escribimos 1 mol CH4 6.07 g CH4 × = 16.04 g CH4 Por tanto, hay 0.378 moles de CH4 en 6.07 g de CH4. Verificación ¿Los 6.07 g de CH4 serán menos que 1 mol de CH4? ¿Cuál es la masa de 1 mol de CH4? Ejercicio de práctica Calcule el número de moles de cloroformo (CHCl3) en 198 g de cloroformo. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25.6 g de urea [(NH2)2CO] que se utiliza como fertilizante, como alimento para animales y en la elaboración de polímeros? La masa molar de la urea es 60.06 g. Estrategia Se pide que encontremos el número de átomos de hidrógeno en 25.6 g de urea. No es posible convertir directamente los gramos de urea en átomos de hidrógeno. ¿Cómo se debe usar la masa molar y el número de Avogadro en este cálculo? ¿Cuántas moles de H hay en 1 mol de urea? Solución Para calcular el número de átomos de H, primero debemos convertir los gramos de urea a moles de urea mediante la masa molar de la urea. Esta parte es similar al ejemplo 3.2. La fórmula molecular de la urea muestra que hay cuatro moles de átomos de H en 1 mol de molécula de urea, así que la razón molar es 4:1. Por último, si conocemos el número de moles de átomos de H, podemos calcular su número mediante el número de Avogadro. Necesitamos dos factores de conversión: la masa molar y el número de Avogadro. Podemos combinar las siguientes conversiones gramos de urea → moles de urea → moles de H → átomos de H en una ecuación: 25.6 g (NH2)2CO × 1 mol (NH2)2CO × 4 mol H × 6.022 × 1023 átomos de H 60.06 g (NH2)2CO 1 mol (NH2)2CO 1 mol H = Verificación ¿La respuesta parece lógica? ¿Cuántos átomos de H habría en 60.06 g de urea? Ejercicio de práctica ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de isopropanol (alcohol para fricción), C3H8O? EjEmplo 3.7 0.378 mol CH4 1.03 × 1024 átomos de H Problema similar: 3.26. Urea. Problemas similares: 3.27, 3.28. Observe que la masa combinada de un ion Na+ y un ion Cl− es igual a la masa combinada de un átomo de Na y un átomo de Cl. 03_CHAPTER 3.indd 87 12/20/09 4:57:12 PM
- 119. 88 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.4 Espectrómetro de masas El método más directo y exacto para determinar masas atómicas y moleculares es la espec- trometría de masas. En un tipo de espectrómetro de masas, que se representa en la figura 3.3, una muestra en estado gaseoso se bombardea con un haz de electrones de alta energía. Las colisiones entre los electrones y los átomos (o moléculas) en estado gaseoso producen iones positivos al liberarse un electrón de cada átomo o molécula. Estos iones positivos (de masa m y carga e) se aceleran al pasar entre dos placas con cargas opuestas. Los iones acelerados son desviados, por un imán, en una trayectoria circular. El radio de la trayectoria depende de la relación que exista entre la carga y la masa (es decir, e/m). Los iones con menor relación e/m describen una curva con mayor radio que los iones que tienen una relación e/m ma- yor, de manera que se pueden separar los iones con cargas iguales pero distintas masas. La masa de cada ion (y por tanto del átomo o molécula original) se determina por la magnitud de su desviación. Por último, los iones llegan al detector, que registra una corriente para cada tipo de ion. La cantidad de corriente que se genera es directamente proporcional al nú- mero de iones, de modo que se puede determinar la abundancia relativa de los isótopos. El primer espectrómetro de masas, desarrollado en la década de 1920 por el físico inglés F. W. Aston,2 resulta muy rudimentario hoy día. Aun así demostró, sin lugar a dudas, la exis- tencia de los isótopos neón-20 (masa atómica 19.9924 uma y abundancia natural 90.92%) y neón-22 (masa atómica 21.9914 uma y abundancia natural 8.82%). Con el desarrollo de espectrómetros de masas más sofisticados y más sensibles, los científicos lograron descubrir que el neón tiene un tercer isótopo estable con una masa atómica de 20.9940 uma y una abun- dancia natural de 0.257% (figura 3.4). Este ejemplo demuestra la gran importancia de la exac- titud experimental en una ciencia cuantitativa como la química. Los primeros experimentos no detectaron el isótopo neón-21 debido a que su abundancia natural es de sólo 0.257%. En otras palabras, en 10 000 átomos de Ne, sólo 26 son de neón-21. La masa de las moléculas se puede determinar de manera similar mediante el espectrómetro de masas. 3.5 Composición porcentual de los compuestos Como hemos visto, la fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presentes en cada unidad del compuesto. Sin embargo, suponga que necesitamos verificar la pureza de un compuesto para usarlo en un experimento de laboratorio. A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que contribuye cada elemento a la masa total del com- puesto. De esta manera, al compararlo con el resultado de la composición porcentual obtenida experimentalmente con la muestra, se determina la pureza de la misma. Tenga en cuenta que es posible determinar la masa molar de un compuesto sin conocer su fórmula química. 2 Francis William Aston (1877-1945). Químico y físico inglés. Recibió el premio Nobel de Química en 1922 por el desarrollo del espectrómetro de masas. Haz de electrones Muestra gaseosa Placas aceleradoras Imán Pantalla detectora Haz de iones Filamento Figura 3.3 Diagrama esquemá- tico de un tipo de espectrómetro de masas. 03_CHAPTER 3.indd 88 12/20/09 4:57:13 PM
- 120. 893.5 Composición porcentual de los compuestos La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%. De manera matemática, la composición porcentual de un elemento en un compuesto se expresa como n × masa molar del elemento composición porcentual de un elemento = × 100% (3.1) masa molar del compuesto donde n es el número de moles del elemento contenidos en 1 mol del compuesto. Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares de H2O2, H y O son 34.02 g, 1.008 g y 16.00 g, respectivamente. Por tanto, la composición porcentual de H2O2 se calcula como sigue: % H = 2 1.008 g H 34.02 g H O 100% = 5. 2 × × 2 9926 % % O = 2 16.00 g O 34.02 g H O 100 2 × × 2 %% = 94.06 % La suma de los porcentajes es 5.926% + 94.06% = 99.99%. La pequeña diferencia respecto de 100% se debe al redondeo de las masas molares de los elementos. Si hubiéramos utilizado para el cálculo la fórmula empírica HO, habríamos obtenido los mismos porcentajes. Esto es porque tanto la fórmula molecular y la fórmula empírica nos dicen la composición porcentual en masa del compuesto. 19 Masa atómica (uma) Intensidaddepicos 20 21 22 23 20 10Ne(90.92%) 21 10Ne(0.26%) 22 10Ne(8.82%) Figura 3.4 El espectro de masas de los tres isótopos del neón. H2O2 H3PO4 El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro y viscoso que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el sabor. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Estrategia Recuerde el procedimiento para calcular un porcentaje. Suponga que se tiene 1 mol de H3PO4. El porcentaje en masa de cada elemento (H, P y O) se obtiene al dividir la masa molar combinada de los átomos del elemento en 1 mol de H3PO4 entre la masa molar del compuesto, y después multiplicar por 100%. (continúa) EjEmplo 3.8 03_CHAPTER 3.indd 89 12/20/09 4:57:17 PM
- 121. 90 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas El procedimiento del ejemplo anterior puede invertirse si es necesario. Si conocemos la composición porcentual en masa de un compuesto podemos determinar su fórmula empírica (figura 3.5). Debido a que se tienen porcentajes y la suma de todos ellos constituye 100%, con- viene suponer que se empezó con 100 g del compuesto, como se muestra en el ejemplo 3.9. Solución La masa molar del H3PO4 es 97.99 g. Por tanto, el porcentaje en masa de cada uno de los elementos en el H3PO4 es % H = 3(1.008 g) H 97.99 g H PO 100% = % P 3 4 × == g P 97.99 g H PO 100% = % O = 3 30 97 4 16 4 . ( . × 000 4 g) O 97.99 g H PO 100% = 3 × Verificación ¿Los porcentajes suman 100%? La suma de los porcentajes (3.086% + 31.61% + 65.31%) es igual a 100.01%. La pequeña diferencia con respecto de 100% se debe a la forma en que se redondeó. Ejercicio de práctica Calcule la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos del ácido sulfúrico (H2SO4). Problema similar: 3.40. 3.086% 31.61% 65.31% Figura 3.5 Procedimiento para calcular la fórmula empírica de un compuesto a partir de su compo- sición porcentual. Porcentaje de masa Convertir a gramos y dividir entre la masa molar Moles de cada elemento Proporciones de moles de los elementos Fórmula empírica Dividir entre el número de moles más pequeño Cambiar a subíndices enteros El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está formado por 40.92% de carbono (C), 4.58% de hidrógeno (H) y 54.50% de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica. Estrategia En una fórmula química los subíndices representan la relación del número de moles de cada elemento que se combina para formar un mol del compuesto. ¿Cómo podemos convertir la masa porcentual en moles? Si suponemos una muestra de exactamente 100 g del compuesto, ¿podremos conocer la masa de cada elemento en el compuesto? ¿Cómo convertimos los gramos en moles? Solución Si tenemos 100 g de ácido ascórbico, entonces cada porcentaje se puede convertir directamente a gramos. Por tanto, en esta muestra habrá 40.92 g de C, 4.58 g de H y 54.50 g de O. Debido a que los subíndices en la fórmula representan una relación de moles, es necesario convertir los gramos de cada elemento en moles. La masa molar de cada elemento es el factor de conversión que se necesita. n representa el número de moles de cada elemento, por tanto nC = 40.92 g C 1 mol C 12.01 g C = 3.407 m× ool C = 4.58 g H 1 mol H 1.008 g H = 4.5H n × 44 mol H = 54.50 g O 1 mol O 16.00 g O =O n × 3.406 mol O De este modo llegamos a la fórmula C3.407H4.54O3.406, que indica la identidad y la relación de moles de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros. Intente convertirlos en números enteros dividiéndolos todos entre el subíndice más pequeño (3.406): (continúa) EjEmplo 3.9 03_CHAPTER 3.indd 90 12/20/09 4:57:24 PM
- 122. 913.5 Composición porcentual de los compuestos Con frecuencia, los químicos desean conocer la masa real de un elemento presente en cierta masa de un compuesto. Por ejemplo, en la industria minera este dato proporcionará información sobre la calidad del mineral. Debido a que se puede calcular con facilidad la composición porcentual en masa de los elementos en una sustancia, es posible resolver el problema de manera directa. C: 3.407 3.406 1 H: 4.54 3.406 = 1≈ ..33 O: 3.406 3.406 = 1 donde el signo ≈ significa “aproximadamente igual a”. Esto da CH1.33O como la fórmula del ácido ascórbico. Después, es necesario convertir 1.33, el subíndice de H, en un entero. Lo anterior se puede realizar mediante un procedimiento de prueba y error: 1.33 3 1 = 1.33 1.33 3 2 = 2.66 1.33 3 3 = 3.99 < 4 Debido a que 1.33 × 3 da un entero (4), debemos multiplicar todos los subíndices por 3 y obtenemos C3H4O3 como la fórmula empírica del ácido ascórbico. Verificación ¿Se redujeron los subíndices en C3H4O3 a los números enteros más pequeños? Ejercicio de práctica Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en masa: K: 24.75%; Mn: 34.77%; O: 40.51%. La fórmula molecular del ácido ascórbico es C6H8O6. Problemas similares: 3.49, 3.50. Calcopirita. Problema similar: 3.45. La calcopirita (CuFeS2) es un mineral importante de cobre. Calcule el número de kilogramos de Cu en 3.71 × 103 kg de calcopirita. Estrategia La calcopirita está compuesta por Cu, Fe y S. La masa que corresponde al Cu se basa en su porcentaje en masa en el compuesto. ¿Cómo calculamos el porcentaje en masa de un elemento? Solución Las masas molares de Cu y CuFeS2 son 63.55 g y 183.5 g, respectivamente. La composición porcentual en masa del Cu es masa molar de Cu %Cu = × 100% masa molar de CuFeS2 63.55 g = × 100% = 34.63% 183.5 g Para calcular la masa de Cu en una muestra de 3.71 × 103 kg de CuFeS2, es necesario convertir el porcentaje a una fracción (es decir, convertir 34.63% a 34.63/100 o 0.3463) y escribir masa de Cu en CuFeS2 = 0.3463 × (3.71 × 103 kg) = Verificación Como un cálculo a grandes rasgos, observe que el porcentaje de masa de Cu es aproximadamente de 33%, de modo que un tercio de la masa debe ser Cu; es decir, 3 1 × 3.71 × 103 kg ≈ 1.24 × 103 kg. Esta cantidad es muy cercana a la respuesta. Ejercicio de práctica Calcule el número de gramos de Al en 371 g de Al2O3. EjEmplo 3.10 1.28 × 103 kg 03_CHAPTER 3.indd 91 12/20/09 4:57:26 PM
- 123. 92 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas El hecho de que podamos determinar la fórmula empírica de un compuesto conociendo su composición porcentual, nos permite identificar experimentalmente los compuestos. El proce- dimiento es el siguiente. Primero, el análisis químico nos indica el número de gramos de cada elemento presente en determinada cantidad del compuesto. Después, las cantidades en gramos de cada elemento las convertimos a número de moles. Por último, determinamos la fórmula empírica del compuesto haciendo uso del método del ejemplo 3.9. Como muestra específica, consideremos el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema en un aparato como el que se muestra en la figura 3.6, se forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Debido a que el gas del aparato no contiene carbono ni hidrógeno, se concluye que tanto el carbono (C) como el hidrógeno (H) estaban presentes en el etanol y que también podría haber oxígeno (O). (El oxígeno molecular se agregó en el proceso de combustión, pero parte del oxígeno puede también provenir de la muestra original de etanol.) Las masas de CO2 y de H2O producidas pueden determinarse al medir el aumento en la masa de los absorbentes de CO2 y H2O, respectivamente. Suponga que en un experimento la combustión de 11.5 g de etanol produjo 22.0 g de CO2 y 13.5 g de H2O. Podemos calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de etanol como sigue: masa de C = 22.0 g CO2 3 1 mol CO2 3 1 mol C 3 12.01 g C 44.01 g CO2 1 mol CO2 1 mol C = 6.00 g C masa de H = 13.5 g H2O 3 1 mol H2O 3 2 mol H 3 1.008 g H 18.02 g H2O 1 mol H2O 1 mol H = 1.51 g H Así, 11.5 g de etanol contienen 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrógeno. El resto debe ser oxígeno, cuya masa es masa de O = masa de la muestra – (masa de C + masa de H) = 11.5 g – (6.00 g + 1.51 g) = 4.0 g Revisión de conceptos Sin hacer cálculos detallados, estime si la composición porcentual en masa del Sr es mayor o menor que la del O en el nitrato de estroncio [Sr(NO3)2]. Figura 3.6 Aparato para determinar la fórmula empírica del etanol. Los absorbentes son sustancias que pueden retener agua y dióxido de carbono, res- pectivamente. Calor O2 no consumido Absorbente de H2O Absorbente de CO2 EtanolO2 03_CHAPTER 3.indd 92 12/20/09 4:57:28 PM
- 124. 933.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11.5 g de etanol es 1 mol de C moles de C = 6.00 g de C × = 0.500 moles de C 12.01 g de C 1 mol de H moles de H = 1.51 g de H × = 1.50 moles de H 1.008 g de H 1 mol de O moles de O = 4.0 g de O × = 0.25 moles de O 16.00 g de O Por tanto, la fórmula del etanol es C0.50H1.5O0.25 (redondeamos el número de moles a dos cifras significativas). Debido a que el número de átomos debe ser un entero, los subíndices se divi- den entre 0.25, que es el menor de ellos, y se obtiene la fórmula empírica C2H6O. Ahora entendemos mejor la palabra “empírica”, que literalmente significa “basada sólo en la observación y en mediciones”. La fórmula empírica del etanol se determina a partir del análisis del compuesto en función de los elementos que lo forman. No es necesario conocer cómo se encuentran unidos los átomos entre sí en el compuesto. Determinación de fórmulas moleculares La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, debemos conocer la masa molar aproximada del compuesto además de su fórmula empírica. Se sabe que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica, la fórmula molecular se determina por medio de la masa molar, como se muestra en el ejemplo 3.11. La fórmula molecular del etanol es la misma que su fórmula empírica. Una muestra de un compuesto contiene 1.52 g de nitrógeno (N) y 3.47 g de oxígeno (O). Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determine la fórmula molecular y la masa molar del compuesto. Estrategia Para determinar la fórmula molecular, primero necesitamos determinar la fórmula empírica del compuesto. ¿Cómo convertimos gramos en moles? Al comparar la masa molar empírica con la masa molar determinada experimentalmente se revelará la relación entre la fórmula empírica y la fórmula molecular. Solución Conocemos la cantidad de gramos de N y O. Si se utiliza la masa molar como factor de conversión, se podrán convertir los gramos a moles de cada elemento. A continuación n representa el número de moles de cada elemento. Escribimos: 1 mol de N nN = 1.52 g de N × = 0.108 moles de N 14.01 g de N 1 mol de O nO = 3.47 g de O × = 0.217 moles de O 16.00 g de O Así, la fórmula del compuesto es N0.108O0.217, la cual señala la identidad y las proporciones de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros. Intente convertir a números enteros dividiendo los subíndices entre el subíndice más pequeño (0.108). Después de haberlo redondeado, obtenemos NO2 como fórmula empírica. (continúa) EjEmplo 3.11 03_CHAPTER 3.indd 93 12/20/09 4:57:29 PM
- 125. 94 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas Una vez que se ha estudiado las masas de los átomos y de las moléculas, analizaremos lo que les sucede en una reacción química, un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas. Con objeto de comunicarse entre sí con respecto a las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para represen- tarlas por medio de ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química. En esta sección estudiaremos cómo escribir y balancear las ecuaciones químicas. Escritura de las ecuaciones químicas Considere lo que sucede cuando el hidrógeno gaseoso (H2) se quema en presencia de aire (que contiene oxígeno, O2) para formar agua (H2O). Esta reacción se representa mediante la ecuación química: H2 + O2 → H2O (3.2) donde el signo “más” significa “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Así, esta ex- presión simbólica se lee: “El hidrógeno molecular reacciona con el oxígeno molecular para producir agua.” Se supone que la reacción sigue la dirección de izquierda a derecha como lo indica la flecha. Sin embargo, la ecuación (3.2) no está completa, ya que del lado izquierdo de la flecha hay el doble de átomos de oxígeno (dos) que los que hay del lado derecho (uno). Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la materia debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha, es decir, debe haber tantos átomos al finalizar la La fórmula molecular puede ser la misma que la fórmula empírica o algún múltiplo entero de ella (por ejemplo, dos, tres, cuatro o más veces la fórmula empírica). Al comparar la relación de la masa molar con la masa molar de la fórmula empírica se muestra la relación integral entre la fórmula empírica y la fórmula molecular. La masa molar de la fórmula empírica NO2 es masa molar empírica = 14.01 g + 2(16.00 g) = 46.01 g Después, determinamos la proporción entre la masa molar y la masa molar empírica masa molar 90 g = ≈ 2 masa molar empírica 46.01 g La masa molar del compuesto es el doble de la masa molar empírica. Esto implica que hay dos unidades de NO2 en cada molécula del compuesto y la fórmula molecular es (NO2)2 o N2O4. La masa molar real del compuesto es el doble de la masa molar empírica, es decir, 2(46.01 g) o 92.02 g, la cual está entre 90 g y 95 g. Verificación Observe que para determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica, sólo necesitamos conocer la masa molar aproximada del compuesto. Esto se debe a que la masa molar real es un múltiplo entero (1×, 2×, 3×,…) de la masa molar empírica. Por tanto, la relación (masa molar/masa molar empírica) siempre será un número entero. Ejercicio de práctica Una muestra de un compuesto de boro (B) e hidrógeno (H) contiene 6.444 g de B y 1.803 g de H. La masa molar del compuesto es aproximadamente 30 g. ¿Cuál es su fórmula molecular? N2O4 Problemas similares: 3.52, 3.53, 3.54. La ley de la conservación de la masa se utilizará como base para balancear las ecuaciones químicas. 03_CHAPTER 3.indd 94 12/20/09 4:57:30 PM
- 126. 953.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas reacción como los que había antes de que se iniciara. Podemos balancear la ecuación (3.2) colocando el coeficiente adecuado (en este caso 2) antes del H2 y del H2O: 2H2 + O2 → 2H2O Esta ecuación química balanceada muestra que “dos moléculas de hidrógeno se combinan o reaccionan con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua” (figura 3.7). Debido a que la relación del número de moléculas es igual a la relación del número de moles, la ecuación también puede leerse como “2 moles de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno para producir 2 moles de moléculas de agua”. Se conoce la masa de un mol de cada sustancia, por lo que la ecuación se puede interpretar como “4.04 g de H2 reaccionan con 32.00 g de O2 para formar 36.04 g de H2O”. Estas tres maneras de leer la ecuación se resumen en la tabla 3.1. En la ecuación (3.2) se hace referencia al H2 y al O2 como reactivos, que son las sustan- cias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, es decir, la sustancia formada como resultado de una reacción química. Una ecuación química es, entonces, la descripción abreviada que un químico hace de una reacción química. Por convención, en una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha: reactivos → productos Para proporcionar información adicional, con frecuencia los químicos indican el estado físico de los reactivos y productos por medio de las letras g, l y s para los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo, 2CO(g) + O2 (g) → 2CO2(g) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) Para representar lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, es- cribimos NaCl(s) → NaCl(ac) donde ac significa medio acuoso (es decir, agua). Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque a veces no se escribe, para simplificar. 1 Dos moléculas de agua 2H2O 1 1 Una molécula de oxígeno O2 Dos moléculas de hidrógeno 2H2 8n 8n 8n Figura 3.7 Tres maneras de representar la combustión del hidrógeno. De acuerdo con la ley de la conservación de la materia, el número de cada tipo de átomo debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Cuando el coeficiente es 1, como en el caso de O2, éste no se señala. El procedimiento para balancear una ecuación química se muestra en la página 96. TABlA 3.1 Interpretación de una ecuación química 2H2 + O2 → 2H2O Dos moléculas + una molécula → dos moléculas 2 moles + 1 mol → 2 moles 2(2.02 g) = 4.04 g + 32.00 g → 2(18.02 g) = 36.04 g 36.04 g de reactivos 36.04 g de producto J J H2O 03_CHAPTER 3.indd 95 12/20/09 4:57:31 PM
- 127. 96 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el labo- ratorio. Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en un medio acuoso, se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr). Esta reacción se representa mediante la ecuación: KBr(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgBr(s) Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría intentar llevar a cabo esta reacción mezclando KBr sólido con AgNO3 sólido. Estos sólidos reaccionarían en forma muy lenta o no lo harían. Si se analiza el proceso a nivel mi- croscópico se puede comprender que para formar un producto como el bromuro de plata, los iones Ag+ y los iones Br– deben estar en contacto. Sin embargo, en el estado sólido estos iones tienen muy poca movilidad. (Éste es un ejemplo de cómo se explica un fenómeno luego de considerar lo que sucede a nivel molecular, como se explicó en la sección 1.2.) Balanceo de ecuaciones químicas Suponga que deseamos escribir una ecuación para explicar una reacción química que acaba- mos de realizar en el laboratorio. ¿Cómo se procede? Puesto que conocemos los reactivos, po- demos escribir sus fórmulas químicas. Es más difícil establecer la identidad de los productos. Con frecuencia, es posible predecir el o los productos de reacciones sencillas. En reacciones más complicadas en las que hay tres o más productos, los químicos necesitarán otras pruebas para establecer la presencia de compuestos específicos. Una vez que hemos identificado los reactivos y productos y que se han escrito sus fórmu- las correctas, los acomodamos según la secuencia convencional: los reactivos a la izquierda, separados por una flecha de los productos, que se colocan del lado derecho. Es muy probable que la ecuación que se ha escrito en este momento esté sin balancear, es decir, que el número de cada tipo de átomos sea diferente en ambos lados de la flecha. En general, el balanceo de una ecuación química la verificamos mediante los siguientes pasos: 1. Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente. 2. El balanceo de la ecuación se inicia probando diferentes coeficientes para igualar el núme- ro de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Podemos cambiar los coefi- cientes (los números que preceden a las fórmulas), pero no los subíndices (los números que forman parte de las fórmulas). Si cambiamos los subíndices, cambiamos la identidad de la sustancia. Por ejemplo, 2NO2 significa “dos moléculas de dióxido de nitrógeno”, pero si se duplican los subíndices se tendrá N2O4, fórmula del tetróxido de dinitrógeno, es decir, un compuesto totalmente distinto. 3. Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de dichos elementos en este momento. A continuación se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación pero con diferente número de átomos. Se balancean estos ele- mentos. Por último, se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación. 4. Se verifica la ecuación balanceada para asegurarse de que hay el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación. Considere un ejemplo específico. En el laboratorio se pueden preparar pequeñas can- tidades de oxígeno gaseoso mediante el calentamiento de clorato de potasio (KClO3). Los productos son oxígeno gaseoso (O2) y cloruro de potasio (KCl). A partir de esta información, escribimos: KClO3 → KCl + O2 El calentamiento del clorato de potasio produce oxígeno, el cual es responsable de la combustión de la tablilla de madera. 03_CHAPTER 3.indd 96 12/20/09 4:57:32 PM
- 128. 973.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas (Para simplificar omitimos los estados físicos de los reactivos y productos.) Los tres ele- mentos (K, Cl y O) aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero únicamente el K y el Cl tienen igual número de átomos en ambos lados de la ecuación. Así, KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente. El siguiente paso consiste en lograr que el número de átomos de O sea igual en ambos lados de la ecuación. Debido a que hay tres átomos de O del lado izquierdo y dos del lado derecho de la ecuación, estos átomos se igualan colocando un 2 a la izquierda del KClO3 y un 3 a la izquierda del O2. 2KClO3 → KCl + 3O2 Por último, igualamos los átomos de K y Cl colocando un 2 a la izquierda del KCl: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 (3.3) Como verificación final, podemos hacer una hoja de balance para reactivos y productos en donde los números entre paréntesis indican el número de átomos de cada elemento: Reactivos Productos K (2) K (2) Cl (2) Cl (2) O (6) O (6) Observe que el balanceo de esta ecuación también se puede efectuar con coeficientes que sean múltiplos de 2 (para KClO3), 2 (para KCl) y 3 (para O2); por ejemplo, 4KClO3 → 4KCl + 6O2 Sin embargo, para balancear una ecuación se utiliza el conjunto de coeficientes de números enteros más simple posible. La ecuación (3.3) satisface este criterio. Ahora considere la combustión (es decir, el quemado) del etano (C2H6), componente del gas natural, con el oxígeno del aire, lo que produce dióxido de carbono (CO2) y agua. La ecuación sin balancear es C2H6 + O2 → CO2 + H2O Se observa que para ninguno de los elementos (C, H y O) se tiene igual número de átomos en ambos lados de la ecuación. Además, el C y el H aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación; el O aparece en dos compuestos del lado derecho (CO2 y H2O). Para igualar los átomos de C, se coloca un 2 a la izquierda del CO2: C2H6 + O2 → 2CO2 + H2O Para igualar los átomos de H, se coloca un 3 a la izquierda del H2O: C2H6 + O2 → 2CO2 + 3H2O En este punto, se han balanceado los átomos de C y de H, pero no los átomos de O porque hay siete átomos de este elemento a la derecha de la ecuación y únicamente dos del lado izquierdo. Esta desigualdad de átomos de O se puede eliminar al escribir 2 7 antes del O2, del lado izquierdo: C2H6 + 7 2 O2 → 2CO2 + 3H2O La “lógica” de utilizar 7 2 como coeficiente es que había siete átomos de oxígeno en el lado derecho de la ecuación, pero únicamente un par de átomos de oxígeno (O2) del lado izquierdo. Para igualarlos nos debemos preguntar cuántos pares de átomos de oxígeno se necesitan para igualar los siete átomos de oxígeno. De la misma manera que 3.5 pares de zapatos son igual a C2H6 03_CHAPTER 3.indd 97 12/20/09 4:57:33 PM
- 129. 98 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas siete zapatos, 7 2 O2 de moléculas de O2 será igual a 7 átomos de O. tal y como la siguiente tabla lo muestra, la ecuación se encuentra ahora balanceada: Reactivos Productos C (2) C (2) H (6) H (6) O (7) O (7) Sin embargo, en general preferimos expresar los coeficientes con números enteros en lugar de fraccionarios. Por tanto, multiplicamos toda la ecuación por 2 para convertir 2 7 en 7: 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O El conteo final es Reactivos Productos C (4) C (4) H (12) H (12) O (14) O (14) Observe que los coeficientes utilizados para hacer el balanceo de la última ecuación constitu- yen el conjunto de números enteros más pequeño posible. En el ejemplo 3.12 continuamos aplicando el procedimiento para el balanceo de ecuacio- nes químicas. Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa protectora de óxido de aluminio (Al2O3). Esta capa evita que el aluminio siga reaccionando con el oxígeno; ésta es la razón por la cual no sufren corrosión los envases de aluminio que se utilizan en las bebidas. [En el caso del hierro, la herrumbre u óxido de hierro(III) que se forma es demasiado poroso para proteger al hierro metálico que queda debajo, por lo que la corrosión continúa.] Escriba una ecuación balanceada para la formación del Al2O3. Estrategia Recuerde que la fórmula de un elemento o compuesto no puede alterarse cuando se balancea una ecuación química. La ecuación se balancea cuando se colocan los coeficientes adecuados delante de las fórmulas. Siga el procedimiento que se señala en la página 96. Solución La ecuación sin balancear es la siguiente Al + O2 → Al2O3 En una ecuación balanceada, el número y tipos de átomos que se encuentran en cada lado de la ecuación deben ser los mismos. En la ecuación anterior se observa que hay un átomo de Al en el lado de los reactivos y dos átomos de Al del lado del producto. Los átomos de Al se pueden balancear si colocamos un coeficiente 2 a la izquierda de Al del lado de los reactivos. 2Al + O2 → Al2O3 Hay dos átomos de O en el lado izquierdo y tres átomos de O en el lado derecho de la ecuación. Esta desigualdad de átomos de O puede eliminarse mediante un coeficiente de 2 3 antes del O2 del lado de los reactivos. 2Al + 2 3 O2 → Al2O3 Ésta es una ecuación balanceada. No obstante, las ecuaciones por lo general se balancean con el conjunto más pequeño de coeficientes de números enteros, los cuales se obtienen al multiplicar ambos lados de la ecuación por 2. (2Al + 2 3 O2 → Al2O3) o (continúa) EjEmplo 3.12 4Al + 3O2 → 2Al2O3 03_CHAPTER 3.indd 98 12/20/09 4:57:34 PM
- 130. 993.8 Cantidades de reactivos y productos 3.8 Cantidades de reactivos y productos Una pregunta básica que surge en el laboratorio químico es: “¿qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)?” O bien, en algunos casos la pregunta se plantea de manera inversa: “¿qué cantidad de materia prima se debe utilizar para obtener una cantidad específica del producto?” Para interpretar una reacción en forma cuantitativa necesitamos aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol. La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Independientemente de que las unidades utilizadas para los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para los gases) u otras unidades, para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación utilizamos moles. Este método se denomina método del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo, amoniaco se sintetiza industrial- mente a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres molé- culas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relati- vos de los moles son los mismos que el número relativo de las moléculas: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Por tanto, esta ecuación también se lee como “1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2 moles de gas NH3”. En cálculos estequiométricos, decimos que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es decir, 3 moles de H2 ≏ 2 moles de NH3 Verificación Para que una ecuación esté balanceada, los números y tipos de átomos en cada lado de la ecuación deben ser los mismos. La tabla resultante es Reactivos Productos Al (4) Al (4) O (6) O (6) La ecuación está balanceada. también, los coeficientes se redujeron al conjunto más simple de números enteros. Ejercicio de práctica Efectúe el balanceo de la ecuación que representa la reacción entre el óxido de hierro(III), Fe2O3, y el monóxido de carbono (CO) para formar hierro (Fe) y dióxido de carbono (CO2). Revisión de conceptos ¿Qué partes son esenciales para una ecuación equilibrada y cuáles son útiles si deseamos llevar a cabo la reacción en el laboratorio? BaH2(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(ac) + 2H2(g) Problemas similares: 3.59, 3.60. Síntesis de NH3 a partir de H2 y N2. 1 molécula 6.022 3 1023 moléculas 1 mol 3 moléculas 3(6.022 3 1023 moléculas) 3 moles 2 moléculas 2(6.022 3 1023 moléculas) 2 moles 03_CHAPTER 3.indd 99 12/20/09 4:57:35 PM
- 131. 100 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas donde el símbolo ≏ significa “estequiométricamente equivalente a” o sólo “equivalente a”. Esta relación permite escribir los factores de conversión 3 moles H2 2 moles NH3 y 2 moles NH3 3 moles de H2 De igual modo, tenemos 1 mol de N2 ≏ 2 moles de NH3 y 1 mol de N2 ≏ 3 moles de H2. Consideremos un simple ejemplo en el que 6.0 moles de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. Para calcular la cantidad producida de NH3 en moles, usamos el factor de conversión con H2 en el denominador y escribimos 2 moles NH3 moles de NH3 producidos = 6.0 moles de H2 × 3 moles de H2 = 4.0 moles de NH3 Ahora suponga que 16.0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. ¿Cuántos gramos de NH3 se formarán? Para hacer este cálculo, observe que el vínculo entre H2 y NH3 es la razón molar de la ecuación balanceada. Así que primero necesitamos convertir gramos de H2 a moles de H2, después a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión son gramos de H2 → moles de H2 → moles de NH3 → gramos de NH3 Primero, convertimos 16.0 g de H2 al número de moles de H2 mediante la masa molar de H2 como factor de conversión: 1 mol H2 moles de H2 = 16.0 g H2 3 2.016 g H2 = 7.94 moles de H2 Después, calculamos el número de moles de NH3 producido, 2 moles de NH3 moles de NH3 = 7.94 moles de H2 3 3 moles de H2 = 5.29 moles de NH3 Por último, calculamos la masa de NH3 producido en gramos mediante su masa molar como factor de conversión 17.03 g NH3 gramos de NH3 = 5.29 moles de NH3 3 1 mol de NH3 = 90.1 g NH3 Estos tres cálculos se combinan en un solo paso: 1 mol H2 2 moles de NH3 17.03 g NH3 gramos de NH3 = 16.0 g H2 3 3 3 2.016 g H2 2 moles de H2 1 mol NH3 = 90.1 g NH3 De manera similar, calculamos la masa consumida en esta reacción en gramos de N2. Los pasos de conversión son gramos de H2 → moles de H2 → moles de N2 → gramos de N2 03_CHAPTER 3.indd 100 12/20/09 4:57:36 PM
- 132. 1013.8 Cantidades de reactivos y productos Mediante la relación 1 mol de N2 ≏ 3 moles de H2, escribimos 1 mol H2 1 mol N2 28.02 g N2 gramos de N2 = 16.0 g H2 3 3 3 2.016 g H2 3 moles de H2 1 mol N2 = 74.1 g de N2 El método general para resolver problemas de estequiometría se resume a continuación. 1. Escriba una ecuación balanceada de la reacción. 2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles. 3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado. 4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto. La figura 3.8 muestra estos pasos. Algunas veces podemos requerir que se calcule la cantidad de un reactivo que se necesita para formar una cantidad específica de producto. En esos casos, los pasos mostrados en la figura 3.8 se pueden invertir. Los ejemplos 3.13 y 3.14 muestran la aplicación de este método. Use la masa molar (g/mol) del compuesto A Use la masa molar (g/mol) del compuesto B Use la relación molar de A y B a partir de la ecuación balanceada Moles del compuesto A Moles del compuesto B Masa (en g) del compuesto A Masa (en g) del compuesto B Figura 3.8 Procedimiento para calcular las cantidades de reacti- vos o productos en una reacción mediante el método del mol. Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. La ecuación general global para este complicado proceso está representada por la degradación de la glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O): C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la masa de CO2 producida? Estrategia Según la ecuación balanceada, ¿cómo comparamos las cantidades de C6H12O6 y CO2? Las podemos comparar con base en la relación molar de la ecuación balanceada. ¿Cómo convertimos los gramos de C6H12O6 en moles de este compuesto? Una vez que determinamos los moles de CO2 mediante la relación molar de la ecuación balanceada, ¿cómo los convertimos en gramos de CO2? Solución Seguimos los pasos de la figura 3.8. Paso 1: La ecuación balanceada se proporciona en el problema. (continúa) EjEmplo 3.13 C6H12O6 03_CHAPTER 3.indd 101 12/20/09 4:57:39 PM
- 133. 102 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas Paso 2: Para convertir gramos de C6H12O6 a moles del mismo compuesto, escribimos 1 mol C6H12O6 856 g C6H12O6 3 = 4.750 moles C6H12O6 180.2 g C6H12O6 Paso 3: En la relación molar, observamos que 1 mol C6H12O6 ≏ 6 moles CO2. Por tanto, el número de moles de CO2 formado es 1 mol CO2 4.750 moles C6H12O6 3 = 28.50 moles CO2 1 mol C6H12O6 Paso 4: Por último, el número de gramos de CO2 formado resulta de 44.01 g CO2 28.50 moles CO2 3 = 1.25 × 103 g CO2 1 mol CO2 Con un poco de práctica, podremos combinar los pasos de conversión gramos de C6H12O6 → moles de C6H12O6 → moles de CO2 → gramos de CO2 en una ecuación: 1 mol C6H12O6 1 mol CO2 44.01 g CO2 masa de CO2 = 856 g C6H12O6 3 3 3 180.2 g C6H12O6 1 mol C6H12O6 1 mol CO2 = Verificación ¿La respuesta parece ser razonable? ¿La masa de CO2 producido debe ser mayor que la masa de C6H12O6 que reaccionó, aun cuando la masa molar de CO2 sea considerablemente menor que la masa molar de C6H12O6? ¿Cuál es la relación molar entre CO2 y C6H12O6? Ejercicio de práctica El metanol (CH3OH) se quema en aire de acuerdo con la ecuación 2CH3OH + 3O2 → 2CO2 + 4H2O Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál será la masa de H2O producida? 1.25 × 103 g CO2 todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el hidróxido correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua: 2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g) ¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9.89 g de H2? Estrategia Esta pregunta requiere la cantidad de gramos de reactivo (Li) para formar una cantidad específica de producto (H2). Por tanto, necesitamos invertir los pasos que se señalan en la figura 3.8. En la ecuación podemos ver que 2 moles de Li ≏ 1 mol de H2. Solución Los pasos para la conversión son gramos de H2 → moles de H2 → moles de Li → gramos de Li Al combinar estos pasos en una sola ecuación, escribimos (continúa) EjEmplo 3.14 Problema similar: 3.72. El litio reacciona con agua para producir hidrógeno gaseoso. 03_CHAPTER 3.indd 102 12/20/09 4:57:40 PM
- 134. 1033.9 Reactivo limitante 3.9 Reactivo limitante Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Debido a que la meta de una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la canti- dad de reactivo limitante. El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre varones y mujeres en un concurso de baile de un club. Si hay 14 varones y sólo nueve mujeres, únicamente se podrán completar nueve parejas mujer/varón. Cinco varones se quedarán sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de varones que podrán bailar en el concurso y se presenta un exceso de varones. Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno a altas temperaturas: CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g) Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2 (figura 3.9). Una forma de determinar cuál de los dos reactantes es el reactivo limitante es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición anterior podemos ver que sólo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto. 1 mol H2 2 moles Li 6.941 g Li 9.89 g H2 3 3 3 5 2.016 g H2 1 mol H2 1 mol Li Verificación Hay aproximadamente 5 moles de H2 en 9.89 g de H2, así que se necesitan 10 moles de Li. Con base en la masa molar aproximada de Li (7 g), ¿la respuesta parece razonable? Ejercicio de práctica La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación de esmog fotoquímico: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ¿Cuántos gramos de O2 serán necesarios para producir 2.21 g de NO2? 68.1 g Li Figura 3.9 Al comienzo de la reacción, había seis moléculas de H2 y cuatro de CO. Al final, todas las moléculas de H2 se consu- mieron y sólo quedó una de CO. Por tanto, la molécula de H2 es el reactivo limitante y CO es el reac- tivo en exceso. También puede considerarse que cada molécula es un mol de la sustancia en esta reacción. Revisión de conceptos ¿Cuál de las expresiones es correcta para la ecuación siguiente? 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g) a) Se producen 6 g de H2O para cada 4 g de NH3 que ha reaccionado. b) Se produce 1 mol de NO por mol de NH3 que ha reaccionado. c) Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que ha reaccionado. Problema similar: 3.66. Antes del inicio de la reacción Después que se ha completado la reacción H2 CH3OHCO 03_CHAPTER 3.indd 103 12/20/09 4:57:44 PM
- 135. 104 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas Si se inicia con 4 moles de CO, observamos que el número de moles de CH3OH que se pro- duce es 1 mol CH3OH 4 moles de CO 3 = 4 moles CH3OH 1 mol CO y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es 1 mol CH3OH 4 moles de H2 3 = 3 moles CH3OH 2 moles H2 Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, debe ser el reactivo limitante. Por tanto, el CO es el reactivo en exceso. En los cálculos estequiométricos en los que hay un reactivo limitante, el primer paso con- siste en determinar cuál de los reactivos es el reactivo limitante. Una vez que se ha identificado éste, el resto del problema se puede resolver como se estudió en la sección 3.8. En el siguiente ejemplo se muestra este procedimiento. La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono: 2NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l) En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1 142 g de CO2. a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante? b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará. c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción? a) Estrategia El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante debido a que limita la cantidad de producto que se puede formar. ¿Cómo se calcula la cantidad de producto a partir de la cantidad de reactivo? Lleve a cabo este cálculo con cada reactivo, después compare los moles de producto, (NH2)2CO, que se formaron con las cantidades dadas de NH3 y CO2 para determinar cuál de los dos es el reactivo limitante. Solución Realizamos dos cálculos separados. Comenzamos con los 637.2 g de NH3, calculamos el número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el NH3 reaccionara de acuerdo con las siguientes conversiones: gramos de NH3 → moles de NH3 → moles de (NH2)2CO La combinación de estas conversiones en un solo paso se escribe 1 mol NH3 1 mol (NH2)2CO moles de (NH2)2CO = 637.2 g NH3 3 3 17.03 g NH3 2 moles NH3 = 18.71 moles (NH2)2CO En segundo lugar, para 1 142 g de CO2, las conversiones son gramos de CO2 → moles de CO2 → moles de (NH2)2CO (continúa) EjEmplo 3.15 (NH2)2CO 03_CHAPTER 3.indd 104 12/20/09 4:57:45 PM
- 136. 1053.9 Reactivo limitante En el ejemplo 3.15 se observa un punto importante. En la práctica, los químicos por lo co- mún eligen el reactivo más costoso como reactivo limitante de manera que, en la reacción, se consuma todo o la mayor parte. En la síntesis de urea, el NH3 siempre es el reactivo limitante porque es mucho más costoso que el CO2. El número de moles de (NH2)2CO que se podrían producir si todo el CO2 reaccionase sería 1 mol CO2 1 mol (NH2)2CO moles de (NH2)2CO = 1 142 g CO2 3 3 44.01 g CO2 1 mol CO2 = 25.95 moles de (NH2)2CO En consecuencia, el NH3 debe ser el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más pequeña de (NH2)2CO. b) Estrategia Determinamos los moles de (NH2)2CO producidos en el inciso a), usando el NH3 como reactivo limitante. ¿Cómo se convierten los moles en gramos? Solución La masa molar de (NH2)2CO es 60.06 g. Ésta la utilizamos como factor de conversión para convertir los moles de (NH2)2CO en gramos de (NH2)2CO: 60.06 g (NH2)2CO masa de (NH2)2CO = 18.71 moles (NH2)2CO 3 1 mol (NH2)2CO = Verificación ¿Su respuesta parece razonable? Se forman 18.71 moles de producto. ¿Cuál es la masa de 1 mol de (NH2)2CO? c) Estrategia En sentido opuesto, podemos determinar la cantidad de CO2 que reaccionó para producir 18.71 moles de (NH2)2CO. La cantidad de CO2 sobrante es la diferencia entre la cantidad inicial y la cantidad que reaccionó. Solución Con 18.71 moles de (NH2)2CO, podemos determinar la masa de CO2 que reacciona usando la relación molar de la ecuación balanceada y la masa molar de CO2. Los pasos para la conversión son moles de (NH2)2CO → moles de CO2 → gramos de CO2 de manera que 1 mol CO2 44.01 g CO2 masa de CO2 que reaccionó = 18.71 moles (NH2)2CO 3 3 1 mol (NH2)2 CO 1 mol CO2 = 823.4 g de CO2 La cantidad de CO2 recuperado (en exceso) es la diferencia entre la cantidad inicial (1 142 g) y la cantidad que reaccionó (823.4 g): masa de CO2 recuperado = 1 142 g – 823.4 g = Ejercicio de práctica La reacción entre el aluminio y el óxido de hierro(III) puede producir temperaturas cercanas a los 3 000°C, que se utiliza para soldar metales: 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3. a) Calcule la masa (en gramos) de Al2O3 que se formó. b) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso se recuperó al completarse la reacción? 1124 g (NH2)2CO 319 g Problema similar: 3.86. 03_CHAPTER 3.indd 105 12/20/09 4:57:45 PM
- 137. 106 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.10 Rendimiento de reacción La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Por tanto, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Existen muchas razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo, muchas reacciones son reversibles, por lo que no proceden en 100% de izquierda a derecha. Aun cuando la reacción se complete 100%, resulta difícil recu- perar todo el producto del medio de reacción (por ejemplo, de una disolución acuosa). Algu- nas reacciones son complicadas, en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los reactivos, para formar aun otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción. Para determinar la eficiencia de una reacción específica, los químicos utilizan el término porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. Se calcula como sigue: rendimiento real % de rendimiento = × 100% (3.4) rendimiento teórico El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1% hasta 100%. Los quími- cos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento de las reacciones. Entre los facto- res que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión. Estudiaremos sus efectos más adelante. En el ejemplo 3.16 se muestra el cálculo del rendimiento de un proceso industrial. Revisión de conceptos A partir de los reactantes gaseosos en a), escriba una ecuación de la reacción e identifique el reactivo limitante en una de las situaciones que se muestran entre b) y d). b)a) c) d) NO O2 NO2 Tenga presente que el rendimiento teórico es el rendimiento que usted calcula usando la ecuación balanceada. El rendimiento real es el rendimiento obtenido para realizar la reacción. El armazón de esta bicicleta es de titanio. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre 950°C y 1150°C: t1Cl4(g) + 2Mg(l) → ti(s) + 2MgCl2(l) En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 × 107 g de tiCl4 con 1.13 × 107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico del ti en gramos. b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 × 106 g de ti. (continúa) EjEmplo 3.16 03_CHAPTER 3.indd 106 12/20/09 4:57:49 PM
- 138. 1073.10 Rendimiento de reacción Por lo general, en los procesos industriales se obtienen grandes cantidades de productos (miles o millones de toneladas). Por esta razón, incluso un pequeño aumento en el rendimiento puede reducir en forma significativa los costos de producción. Un caso concreto es la fabri- cación de fertilizantes químicos, analizado en la sección de Química en acción en la página 108. a) Estrategia Debido a que hay dos reactivos, es probable que se trate de un problema de reactivo limitante. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante. ¿Cómo se puede convertir la cantidad de reactivo en cantidad de producto? Realice los cálculos para cada reactivo, después compare los moles del producto, ti, formado. Solución Se realizan los dos cálculos por separado para ver cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante. Primero se comienza con 3.54 × 107 g de tiCl4, se calcula el número de moles de ti que se podrían producir si toda la cantidad de tiCl4 reaccionase. Las conversiones son gramos de tiCl4 → moles de tiCl4 → moles de ti de manera que 1 mol tiCl4 1 mol ti moles de ti = 3.54 3 107 g tiCl4 3 3 189.7 g tiCl4 1 mol tiCl4 = 1.87 3 105 moles de ti Después calculamos el número de moles de ti formados a partir de 1.13 × 107 g de Mg. Los pasos de la conversión son gramos de Mg → moles de Mg → moles de ti y escribimos 1 mol Mg 1 mol ti moles de ti = 1.13 3 107 g Mg 3 3 24.31 g Mg 2 moles Mg = 2.32 3 105 moles de ti Por tanto, el tiCl4 es el reactivo limitante debido a que produce una cantidad más pequeña de ti. La masa de ti formada es 47.88 g ti 1.87 3 105 mol ti 3 5 1 mol ti b) Estrategia La masa de ti que se determinó en el inciso a) es el rendimiento teórico. La cantidad indicada en el inciso b) es el rendimiento real de la reacción. Solución El porcentaje de rendimiento es rendimiento real % de rendimiento = × 100% rendimiento teórico 7.91 3 106 g = × 100% 8.95 3 106 g = Verificación ¿El porcentaje de rendimiento es menor al 100%? Ejercicio de práctica En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones de acero, se puede obtener al hacer reaccionar óxido de vanadio(V) con calcio a temperaturas elevadas: 5Ca + V2O5 → 5CaO + 2V En un proceso reaccionan 1.54 × 103 g de V2O5 con 1.96 × 103 g de Ca. a) Calcule el rendimiento teórico de V. b) Calcule el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V. Problemas similares: 3.89, 3.90. 8.95 3 106 g ti 88.4% 03_CHAPTER 3.indd 107 12/20/09 4:57:49 PM
- 139. 108 q u í m i c a en acción Aplicación de amoniaco líquido al suelo antes de la plantación. Fertilizantes químicos Para alimentar a una población en rápido crecimiento es preciso que los agricultores logren cosechas cada vez más grandes y saludables. Cada año agregan cientos de millones de toneladas de fertilizantes químicos al suelo para incrementar la calidad del cul- tivo y la producción. Además del dióxido de carbono y agua, las plantas necesitan al menos seis elementos para su crecimiento satis- factorio. Éstos son N, P, K, Ca, S y Mg. La preparación y propie- dades de varios fertilizantes con contenido de fósforo y nitrógeno ilustran algunos de los principios que se han analizado en este capítulo. Los fertilizantes de nitrógeno contienen sales de nitratos (NO– 3), sales de amonio (NH+ 4 ) y otros compuestos. Las plan- tas pueden absorber directamente el nitrógeno en forma de nitrato, pero las sales de amonio y el amoniaco (NH3) deben con- vertirse primero en nitratos mediante la acción de las bacterias presentes en el suelo. La principal materia prima de los fertilizan- tes de nitrógeno es el amoniaco, producto de la reacción entre el hidrógeno y el nitrógeno: 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) (Esta reacción se analizará a detalle en los capítulos 13 y 14.) El amoniaco en forma líquida se puede aplicar directamente en el suelo. Por otro lado, el amoniaco se puede convertir en nitrato de amonio, NH4NO3, sulfato de amonio (NH4)2SO4, o hidrógeno- fosfato de amonio (NH4)2HPO4, de acuerdo con las siguientes reacciones ácido-base: NH3(ac) + HNO3(ac) → NH4NO3(ac) 2NH3(ac) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(ac) 2NH3(ac) + H3PO4(ac) → (NH4)2HPO4(ac) Otro método para preparar sulfato de amonio consta de dos pasos: 2NH3(ac) + CO2(ac) + H2O(l) → (NH4)2CO3(ac) (1) (NH4)2CO3(ac) + CaSO4(ac) → (NH4)2SO4(ac) + CaCO3(s) (2) Este método es conveniente debido a que las materias primas, el dióxido de carbono y el sulfato de calcio son menos costosas que el ácido sulfúrico. Para incrementar el rendimiento, el amoniaco se convierte en el reactivo limitante en la reacción (1) y el carbonato de calcio en el reactivo limitante en la reacción (2). La tabla enumera la composición porcentual en masa de ni- trógeno en algunos de los fertilizantes comunes. La preparación de urea se analizó en el ejemplo 3.15. Composición porcentual en masa de nitrógeno en cinco fertilizantes comunes Fertilizante % de N en masa NH3 82.4 NH4NO3 35.0 (NH4)2SO4 21.2 (NH4)2HPO4 21.2 (NH2)2CO 46.7 Existen varios factores que influyen en la elección de un fertilizante sobre otro: 1) el costo de las materias primas necesarias para preparar el fertilizante; 2) la facilidad de al- macenamiento, transportación y uso; 3) la composición por- centual en masa del elemento deseado, y 4) la idoneidad del compuesto, es decir, si el compuesto es soluble en agua y si las plantas lo pueden aprovechar fácilmente. Si se toman en cuenta todos estos factores, se llega a la conclusión de que el NH4NO3 es el fertilizante con nitrógeno más importante en el mundo, aunque el amoniaco tenga el porcentaje de nitrógeno en masa más alto. Los fertilizantes de fósforo se derivan de la roca fosfórica llamada fluoroapatita, Ca5(PO4)3F. La fluorapatita es insoluble 03_CHAPTER 3.indd 108 12/20/09 4:57:52 PM
- 140. 109términos básicos 1. Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa que se basa en un valor exacta- mente de 12 para el isótopo carbono-12. La masa atómica dada para los átomos de un elemento particular por lo gene- ral es el promedio de la distribución de los isótopos natura- les de ese elemento. La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la consti- tuyen. tanto la masa atómica como la masa molecular se pueden determinar con exactitud mediante un espectróme- tro de masas. 2. Un mol es el número de Avogadro (6.022 × 1023 ) de áto- mos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gra- mos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y con- tiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los elementos), de moléculas (en el caso de sustancias molecu- lares) o de las unidades fórmula más simples (en el caso de compuestos iónicos). 3. La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si conoce- mos la composición porcentual en masa de un compuesto, podemos deducir su fórmula empírica, y también su fór- mula molecular, si se conoce su masa molar aproximada. en agua, así que se debe convertir primero en dihidrógenofos- fato de calcio [Ca(H2PO4)2], que sí es soluble en agua: 2Ca5(PO4)3F(s) + 7H2SO4(ac) → 3Ca(H2PO4)2(ac) + 7CaSO4(ac) + 2HF(g) Para obtener un rendimiento máximo, la fluorapatita se establece como el reactivo limitante en esta reacción. Las reacciones que se han analizado para la preparación de fertilizantes parecen relativamente simples; sin embargo, se han hecho grandes esfuerzos para mejorar los rendimientos mediante el cambio en las condiciones como temperatura y pre- sión, entre otras. Los químicos industriales por lo general llevan a cabo reacciones prometedoras primero en los laboratorios y después las prueban en instalaciones piloto antes de producirlas de manera masiva. Ecuaciones básicas Resumen de conceptos términos básicos 4. Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias que experimentan un cambio, los reactivos, se escriben del lado izquierdo, y las sustancias que se forman, o productos, aparecen del lado derecho de la flecha. Las ecuaciones quí- micas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. El número de átomos de cada tipo de cada elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo. 5. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los produc- tos y reactivos en las reacciones químicas. Los cálculos es- tequiométricos se realizan de manera óptima si expresan tanto las cantidades conocidas como las desconocidas en términos de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica; limita la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reacción (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendi- miento teórico). La relación de los dos multiplicada por 100 se expresa como el porcentaje de rendimiento. Cantidad estequiométrica, p. 103 Composición porcentual en masa, p. 89 Ecuación química, p. 94 Estequiometría, p. 99 Porcentaje de rendimiento, p. 106 Producto, p. 95 Reacción química, p. 94 Reactivo, p. 95 Reactivo en exceso, p. 103 Reactivo limitante, p. 103 Rendimiento real, p. 106 Rendimiento teórico, p. 106 Unidad de masa atómica (uma), p. 80 composición porcentual de un elemento = n × masa molar del elemento × 100% (3.1) masa molar del compuesto rendimiento real % de rendimiento = × 100% (3.4) rendimiento teórico Masa atómica, p. 80 Masa molar (m), p. 82 Masa molecular, p. 85 Método del mol, p. 99 Mol, p. 81 Número de Avogadro (NA), p. 82 03_CHAPTER 3.indd 109 12/20/09 4:57:53 PM
- 141. 110 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas Masa atómica Preguntas de repaso 3.1 ¿Qué es una unidad de masa atómica? ¿Por qué es necesa- ria la introducción de dicha unidad? 3.2 ¿Cuál es la masa (en uma) del átomo de carbono-12? ¿Por qué la masa del carbono aparece como 12.01 uma en la tabla periódica de la segunda de forros de este libro? 3.3 Explique de manera clara el significado del enunciado “la masa atómica del oro es 197.0 uma”. 3.4 ¿Qué información se necesita para calcular la masa ató- mica promedio de un elemento? Problemas 3.5 Las masas atómicas de 35 Cl (75.53%) y 37 Cl (24.47%) son 34.968 uma y 36.956 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre paréntesis indican la abundancia relativa. 3.6 Las masas atómicas de 6 Li y 7 Li son 6.0151 uma y 7.0160 uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es 6.941 uma. 3.7 ¿Cuál es la masa (en gramos) de 13.2 uma? 3.8 ¿Cuántas uma existen en 8.4 g? Número de Avogadro y masa molar Preguntas de repaso 3.9 Defina el término “mol”. ¿Cuál es la unidad para el mol en los cálculos? ¿Qué tiene en común el mol con el par, la docena y la gruesa? ¿Qué representa el número de Avo- gadro? 3.10 ¿Qué es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las uni- dades comúnmente utilizadas para masa molar? Problemas 3.11 La población mundial es aproximadamente de 65 mil mi- llones. Suponga que cada persona sobre la tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a una rapidez de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría contar 6.0 × 1023 partículas? Suponga años de 365 días. 3.12 El espesor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Con- sidere que cierto libro tiene el número de Avogadro de hojas; calcule el grosor de dicho libro en años-luz. (Suge- rencia: Vea el problema 1.47 para la definición de año- luz.) 3.13 ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)? 3.14 ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en 6.00 × 109 (6 mil millones) de átomos de Co? 3.15 ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4 g de Ca? 3.16 ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au? 3.17 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos? a) Hg, b) Ne. 3.18 ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos? a) As, b) Ni. 3.19 ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 × 1012 átomos de plomo (Pb)? 3.20 ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 g de cobre (Cu)? 3.21 ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de cromo? 3.22 ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5.1 × 10–23 moles de helio. Masa molecular Problemas 3.23 Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: a) CH4, b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e) NaI, f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2. 3.24 Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sus- tancias: a) Li2CO3, b) CS2, c) CHCl3 (cloroformo), d) C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f) Mg3N2. 3.25 Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de 152 g. 3.26 ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0.334 g de C2H6? 3.27 Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g del azúcar glucosa (C6H12O6). 3.28 La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O e H en 1.68 × 104 g de urea. 3.29 Las feromonas son un tipo especial de compuestos secre- tadas por las hembras de muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hem- bra es de alrededor de 1.0 × 10–12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad? 3.30 La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas mo- léculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a di- cha temperatura? Espectrometría de masas Preguntas de repaso 3.31 Describa cómo funciona un espectrómetro de masas. 3.32 Describa cómo podría determinar la abundancia isotópica de un elemento a partir de su espectro de masas. Preguntas y problemas 17 17 3 3 03_CHAPTER 3.indd 110 12/20/09 4:57:54 PM
- 142. 111Preguntas y problemas Problemas 3.33 El carbono tiene dos isótopos estables, 12 C y 13 C, en tanto que el flúor tiene sólo un isótopo estable, 19 F. ¿Cuántas señales esperaría observar en el espectro de masas del ion positivo de CF+ ? Suponga que dicho ion no se rompe en fragmentos más pequeños. 3.34 El hidrógeno tiene dos isótopos estables, 1 H y 2 H, en tanto que el azufre tiene cuatro isótopos estables, 32 S, 33 S, 34 S y 36 S. ¿Cuántas señales esperaría observar en el espectro de masas del ion positivo sulfuro de hidrógeno H2S+ ? Su- ponga que el ion no se descompone en fragmentos más pequeños. Composición porcentual y fórmulas químicas Preguntas de repaso 3.35 Utilice el amoniaco (NH3) para explicar el significado de la composición porcentual en masa de un compuesto. 3.36 Describa cómo el conocimiento de la composición por- centual en masa de un compuesto desconocido puede ayu- dar a su identificación. 3.37 ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el tér- mino fórmula empírica? 3.38 Si conocemos la fórmula empírica de un compuesto, ¿cuál otra información adicional necesitamos para determinar su fórmula molecular? Problemas 3.39 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O en el SnO2. 3.40 Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3) como anestésico de inhalación a pesar de ser también una sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Calcule la composición porcentual en masa de este compuesto. 3.41 El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfume- ría, en especial en jabones y cosméticos. Su fórmula mo- lecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de 0.469 g? 3.42 todas las sustancias que aparecen a continuación se utili- zan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo con su composición porcentual en masa? a) Urea (NH2)2CO b) Nitrato de amonio, NH4NO3 c) Guanidina, HNC(NH2)2 d) Amoniaco, NH3 3.43 La alicina es el compuesto responsable del olor caracterís- tico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4%; H: 6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es aproxi- madamente de 162 g? 3.44 El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Está formado por C, H, N y O. Determine la com- posición porcentual de oxígeno y la fórmula empírica, a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8% de C, 2.50% de H y 11.6% de N. ¿Cuál es su fór- mula molecular si su masa molar es aproximadamente de 120 g? 3.45 La fórmula de la herrumbre se puede representar como Fe2O3. ¿Cuántas moles de Fe están presentes en 24.6 g del compuesto? 3.46 ¿Cuántos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccio- nar completamente con 246 g de mercurio (Hg) para for- mar HgS? 3.47 Calcule la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20.4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3). 3.48 Frecuentemente se agrega fluoruro de estaño(II) (SnF2) a los dentífricos como un ingrediente para evitar las caries. ¿Cuál es la masa de F en gramos que existe en 24.6 g de este compuesto? 3.49 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues- tos que tiene la siguiente composición? a) 2.1% de H, 65.3% de O y 32.6% de S, b) 20.2% de Al y 79.8% de Cl. 3.50 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compues- tos que tiene la siguiente composición? a) 40.1% de C, 6.6% de H y 53.3% de O, b) 18.4% de C, 21.5% de N y 60.1% de K. 3.51 El agente antiaglutinante agregado a la sal de Morton es el silicato de calcio, CaSiO3. Este compuesto puede absorber hasta 2.5 veces su masa en agua y sigue conservando su textura de polvo fino. Calcule la composición porcentual de CaSiO3. 3.52 La fórmula empírica de un compuesto es CH. Si la masa molar de este compuesto es aproximadamente de 78 g, ¿cuál será su fórmula molecular? 3.53 La masa molar de la cafeína es 194.19 g. ¿Cuál es la fór- mula molecular de la cafeína, C4H5N2O o bien C8H10N4O2? 3.54 Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), un po- tenciador de sabor de alimentos, es el causante del “sín- drome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composi- ción porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de O, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál será su fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente de 169 g? Reacciones químicas y ecuaciones químicas Preguntas de repaso 3.55 Utilice la formación de agua a partir de hidrógeno y oxí- geno para explicar los siguientes términos: reacción quí- mica, reactivo, producto. 6 6 9 4 16 1616 16 1 1 03_CHAPTER 3.indd 111 12/20/09 4:57:55 PM
- 143. 112 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 3.56 ¿Cuál es la diferencia entre una reacción química y una ecuación química? 3.57 ¿Por qué se debe hacer el balanceo de una ecuación quí- mica? ¿Qué ley se obedece con este procedimiento? 3.58 Escriba los símbolos que se utilizan para representar un gas, un líquido, un sólido y la fase acuosa en las ecuacio- nes químicas. Problemas 3.59 Haga el balanceo de las siguientes ecuaciones, utilizando el método descrito en la sección 3.7: a) C + O2 → CO b) CO + O2 → CO2 c) H2 + Br2 → HBr d) K + H2O → KOH + H2 e) Mg + O2 → MgO f) O3 → O2 g) H2O2 → H2O + O2 h) N2 + H2 → NH3 i) Zn + AgCl → ZnCl2 + Ag j) S8 + O2 → SO2 k) NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O l) Cl2 + NaI → NaCl + I2 m) KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O n) CH4 + Br2 → CBr4 + HBr 3.60 Haga el balanceo de las siguientes ecuaciones, utilizando el método descrito en la sección 3.7: a) N2O5 → N2O4 + O2 b) KNO3 → KNO2 + O2 c) NH4NO3 → N2O + H2O d) NH4NO2 → N2 + H2O e) NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 f) P4O10 + H2O → H3PO4 g) HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2O + CO2 h) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 i) CO2 + KOH → K2CO3 + H2O j) CH4 + O2 → CO2 + H2O k) Be2C + H2O → Be(OH)2 + CH4 l) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O m) S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O n) NH3 + CuO → Cu + N2 + H2O Cantidades de reactivos y productos Preguntas de repaso 3.61 ¿En qué ley se basa la estequiometría? ¿Por qué es impor- tante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de problemas estequiométricos? 3.62 Describa los pasos implicados en el método del mol. Problemas 3.63 ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la re- acción que se muestra en el diagrama? a) 8A + 4B → C + D b) 4A + 8B → 4C + 4D c) 2A + B → C + D d) 4A + 2B → 4C + 4D e) 2A + 4B → C + D A D C B 8n 3.64 ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa mejor la re- acción mostrada en el diagrama? a) A + B → C + D b) 6A + 4B → C + D c) A + 2B → 2C + D d) 3A + 2B → 2C + D e) 3A + 2B → 4C + 2D 8n A D C B 3.65 Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO. 3.66 El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso: Si(s) + 2Cl2 (g) → SiCl4(l) En una reacción se producen 0.507 moles de SiCl4. ¿Cuán- tas moles de cloro molecular se utilizaron en la reacción? 03_CHAPTER 3.indd 112 12/20/09 4:57:58 PM
- 144. 113Preguntas y problemas 3.67 El amoniaco es el principal fertilizante de nitrógeno. Se obtiene mediante la reacción entre hidrógeno y nitró- geno. 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) En una reacción particular se produjeron 6.0 moles de NH3. ¿Cuántos moles de H2 y cuántos de N2 entraron en reacción para producir esta cantidad de NH3? 3.68 Considere la combustión del butano (C4H10): 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l) En una reacción particular se hicieron reaccionar 5.0 mo- les de C4H10 con un exceso de O2. Calcule el número de moles de CO2 formado. 3.69 La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión del carbón, de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes es, aproxi- madamente, de 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es S(s) + O2(g) → SO2(g) ¿Qué cantidad de azufre (en toneladas) presente en los materiales originales produce esta cantidad de SO2? 3.70 Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO3) se libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas, las donas y el pan. a) Escriba una ecuación balanceada para la descomposición de dicho compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g de CO2. 3.71 Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con áci- dos, se desprende un gas mortalmente venenoso, el cia- nuro de hidrógeno (HCN). La ecuación es la siguiente: KCN(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + HCN(g) Calcule la cantidad de HCN en gramos que se formará si una muestra de 0.140 g de KCN se trata con un exceso de HCl. 3.72 La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la elaboración de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2 glucosa etanol Si se comienza con 500.4 g de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0.789 g/mL.) 3.73 Cada unidad de sulfato de cobre(II) está asociada a cinco moléculas de agua en el compuesto cristalino sulfato de cobre(II) pentahidratado (CuSO4T5H2O). Cuando este compuesto se calienta en aire por encima de 100°C pierde las moléculas de agua y también su color azul: CuSO4 T 5H2O → CuSO4 + 5H2O Si quedan 9.60 g de CuSO4 después de calentar 15.01 g del compuesto azul, calcule el número de moles de H2O que había originalmente en el compuesto. 3.74 Durante muchos años, la recuperación del oro, es decir, la separación del oro de otros materiales, implicó el uso de cianuro de potasio: 4Au + 8KCN + O2 + 2H2O → 4KAu(CN)2 + 4KOH ¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29.0 g (alrededor de una onza) de oro? 3.75 La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calenta- miento, en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1.0 kg de piedra caliza. 3.76 El óxido nitroso (N2O) también se llama “gas hilarante”. Se puede preparar a partir de la descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua. a) Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos gramos de N2O se formarán si se utilizan 0.46 moles de NH4NO3 para la reacción? 3.77 El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la reacción entre amoniaco (NH3) y ácido sulfú- rico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(ac) ¿Cuántos kg de NH3 se necesitan para producir 1.00 × 105 kg de (NH4)2SO4? 3.78 Un método común para la preparación de oxígeno gaseoso en el laboratorio utiliza la descomposición térmica de clo- rato de potasio (KClO3). Suponiendo que la descomposi- ción es completa, calcule el número de gramos de O2 gaseoso que se obtendrán a partir de 46.0 g de KClO3. (Los productos son KCl y O2.) Reactivo limitante Preguntas de repaso 3.79 Defina reactivo limitante y reactivo en exceso. ¿Cuál es la importancia del reactivo limitante para la predicción de la cantidad de producto que se obtiene en una reacción? ¿Puede haber reactivo limitante en el caso de que sólo haya un reactivo presente? 3.80 Proporcione un ejemplo de la vida diaria que ejemplifique el concepto de reactivo limitante. Problemas 3.81 Considere la siguiente reacción 2A + B → C a) En el siguiente diagrama que representa la reacción, ¿cuál reactivo es el limitante, A o B? b) Suponga una re- acción completa y dibuje una representación con modelos moleculares de las cantidades de reactivos y productos que se obtienen después de la reacción. El arreglo atómico en C es ABA. 03_CHAPTER 3.indd 113 12/20/09 4:57:59 PM
- 145. 114 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas a) Haga el balanceo de la siguiente ecuación, que repre- senta la combustión del propano en el aire: C3H8 + O2 → CO2 + H2O b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden pro- ducir a partir de la combustión de 3.65 moles de propano? Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción. 3.86 Considere la reacción MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Si reaccionan 0.86 moles de MnO2 y 48.2 g de HCl, ¿cuál de los reactivos se consumirá primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se producirán? Rendimiento de reacción Preguntas de repaso 3.87 ¿Por qué el rendimiento teórico de una reacción está de- terminado sólo por la cantidad de reactivo limitante? 3.88 ¿Por qué el rendimiento real de una reacción casi siempre es menor que el rendimiento teórico? Problemas 3.89 El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales destruyen el ozono de la estratos- fera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara a partir de la reacción CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF En un proceso, se tratan 6.00 kg de CaF2 con un exceso de H2SO4 y se producen 2.86 kg de HF. Calcule el porcentaje de rendimiento de HF. 3.90 La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy po- tente. Su descomposición se puede representar mediante 4C3H5N3O9 → 6N2 + 12CO2 + 10H2O + O2 Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La rapidez de formación de estos ga- ses, así como su rápida expansión, es lo que causa la explosión. a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en gra- mos que se obtendrá a partir de 2.00 × 102 g de nitrogli- cerina? b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6.55 g. 3.91 El óxido de titanio(IV) (tiO2) es una sustancia blanca que se produce a partir de la reacción entre el ácido sulfúrico con el mineral ilmenita (FetiO3): FetiO3 + H2SO4 → tiO2 + FeSO4 + H2O Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo convierten en una sustancia idónea para pigmentos de plásticos y pin- A B 3.82 Considere la siguiente reacción N2 + 3H2 → 2NH3 Suponiendo que cada modelo representa 1 mol de sustan- cia, muestre el número de moles de producto y el reactivo en exceso que se obtiene después de completada la reac- ción. H2 N2 NH3 3.83 El óxido nítrico (NO) reacciona inmediatamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) En un experimento se mezclaron 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2. Calcule cuál de los dos reactivos es el limitante. Calcule también el número de moles de NO2 producido. 3.84 La disminución del ozono (O3) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últi- mos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de los aviones de propulsión, a elevadas altitudes. La reacción es O3 + NO → O2 + NO2 Si 0.740 g de O3 reaccionan con 0.670 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se producirán? ¿Cuál compuesto es el reactivo limitante? Calcule el número de moles del reac- tivo en exceso que se recupera al finalizar la reacción. 3.85 El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica. 03_CHAPTER 3.indd 114 12/20/09 4:58:03 PM
- 146. 115Preguntas y problemas turas. En un proceso, 8.00 × 103 kg de FetiO3 produjeron 3.67 × 103 kg de tiO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendi- miento de la reacción? 3.92 El etileno (C2H4), un importante reactivo químico indus- trial, se puede preparar calentando hexano (C6H14) a 800°C: C6H14 → C2H4 + otros productos Si el rendimiento de la producción de etileno es 42.5%, ¿qué masa de hexano se debe utilizar para producir 481 g de etileno? 3.93 Cuando se calienta, el litio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de litio: 6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s) ¿Cuál es el rendimiento teórico de Li3N en gramos cuando 12.3 g de Li se calientan con 33.6 g de N2? Si el rendi- miento real de Li3N es 5.89 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 3.94 El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcaniza- ción del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmósfera con cloro: S8(l) + 4Cl2(g) → 4S2Cl2(l) ¿Cuál es el rendimiento teórico de S2Cl2 en gramos cuando 4.06 g de S8 se calientan con 6.24 g de Cl2? Si el rendi- miento real de S2Cl2 es 6.55 g, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento? Problemas adicionales 3.95 El siguiente diagrama representa los productos (CO2 y H2O) formados después de la combustión de un hidrocar- buro (un compuesto que contiene sólo átomos de C y H). Escriba una ecuación para la reacción. (Sugerencia: La masa molar del hidrocarburo es aproximadamente 30 g.) CO2 H2O 3.96 Considere la reacción del hidrógeno gaseoso con el oxí- geno gaseoso: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) H2 O2 H2O Suponga que ocurre una reacción completa, ¿cuál de los siguientes diagramas representa las cantidades de reacti- vos y productos que se pueden recuperar una vez finali- zada la reacción? a) b) c) d) 3.97 El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, representado con las siguientes ecua- ciones: 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(l) 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 2NO2(g) + H2O(l) → HNO3(ac) + HNO2(ac) ¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de acuerdo con el procedimiento anterior? Suponga un porcentaje de rendimiento del 80% en cada uno de los pasos (1 tonelada = 2 000 lb, 1 lb = 453.6 g). 3.98 Una muestra de un compuesto de Cl y O reacciona con un exceso de H2 para formar 0.233 g de HCl y 0.403 g de H2O. Determine la fórmula empírica del compuesto. 3.99 La masa atómica de un elemento X es 33.42 uma. Una muestra de 27.22 g de X se combina con 84.10 g de otro elemento, Y, para formar un compuesto XY. Calcule la masa atómica de Y. 3.100 ¿Cuántos moles de O se necesitan para combinarse con 0.212 moles de C para formar: a) CO y b) CO2? 3.101 Un investigador químico utilizó un espectrómetro de ma- sas para estudiar los dos isótopos de un elemento. Después de un tiempo, registró cierto número de espectros de ma- sas de dichos isótopos. Al hacer el análisis, observó que la 03_CHAPTER 3.indd 115 12/20/09 4:58:10 PM
- 147. 116 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas relación entre la señal más alta (el isótopo más abundante) y la más baja (el isótopo menos abundante) se incremen- taba gradualmente con el tiempo. Suponiendo que el es- pectrómetro de masas funciona normalmente, ¿cuál se podría pensar que fuera la causa de este cambio? 3.102 El sulfato de aluminio hidratado [Al2(SO4)3TxH2O] con- tiene 8.10% en masa de Al. Calcule x, es decir, el número de moléculas de agua asociadas a cada unidad de Al2(SO4)3. 3.103 El gas mostaza (C4H8Cl2S) es un gas venenoso que se utilizó durante la Primera Guerra Mundial y posterior- mente se prohibió su uso. Causa la destrucción general de los tejidos corporales, resultado de la aparición de ampo- llas. No hay un antídoto efectivo contra éste. Calcule la composición porcentual en masa de los elementos del gas mostaza. 3.104 El quilate es la unidad de masa que utilizan los joyeros. Un quilate es exactamente igual a 200 mg. ¿Cuántos áto- mos de carbono están presentes en un diamante de 24 qui- lates? 3.105 Una barra de hierro pesó 664 g. Después de que la barra se deja a la intemperie durante un mes, exactamente una oc- tava parte del hierro se ha convertido en herrumbre (Fe2O3). Calcule la masa final del hierro y de la herrum- bre. 3.106 Cierto óxido metálico tiene la fórmula MO, en donde M representa al metal. Una muestra de 39.46 g del compuesto se calienta fuertemente bajo una atmósfera de hidrógeno para eliminar el oxígeno en forma de moléculas de agua. Al final quedan 31.70 g del metal. Si el O tiene una masa atómica de 16.00 uma, calcule la masa atómica de M e identifique el elemento. 3.107 Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar sulfato de zinc (ZnSO4) e hidrógeno molecular (H2). a) Escriba una ecua- ción balanceada para la reacción. b) Si se obtienen 0.0764 g de H2 a partir de 3.86 g de la muestra, calcule el porcen- taje de pureza de la muestra. c) ¿Qué suposiciones debe hacer en el inciso b)? 3.108 Una de las reacciones que se llevan a cabo en un alto horno donde el mineral de hierro se convierte en hierro fundido, es Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Suponga que se obtienen 1.64 × 103 kg de Fe a partir de una muestra de 2.62 × 103 kg de Fe2O3. Suponiendo que la reacción llegue a completarse, ¿cuál es el porcentaje de pureza del Fe2O3 en la muestra original? 3.109 El dióxido de carbono (CO2) es el compuesto gaseoso principal responsable del calentamiento del planeta (efecto invernadero). La combustión de los combustibles fósiles es la causa principal del incremento de la concentración de CO2 en la atmósfera. El dióxido de carbono también es el producto final del metabolismo (vea el ejemplo 3.13). Utilizando la glucosa como ejemplo de un alimento, cal- cule la producción anual de CO2 en gramos, suponiendo que cada persona consume 5.0 × 102 g de glucosa al día. La población mundial es de 6 500 millones y hay 365 días por año. 3.110 Los carbohidratos son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno, en los que la relación entre el hidró- geno y el oxígeno es 2:1. Cierto carbohidrato contiene 40.0% en masa de carbono. Calcule la fórmula empírica y la fórmula molecular del compuesto si su masa molar aproximada es de 178 g. 3.111 ¿En dónde hay mayor cantidad de masa: en 0.72 g de O2 o en 0.0011 moles de clorofila (C55H72MgN4O5)? 3.112 El análisis de un cloruro metálico XCl3 mostró que con- tiene 67.2% en masa de Cl. Calcule la masa molar de X e identifique al elemento. 3.113 La hemoglobina (C2952H4664N812O832S8Fe4) es el transpor- tador de oxígeno en la sangre. a) Calcule su masa molar. b) En promedio, un adulto tiene alrededor de 5.0 L de san- gre. Cada mililitro de sangre contiene aproximadamente 5.0 × 109 eritrocitos, o células rojas de la sangre y cada una de estas células contiene alrededor de 2.8 × 108 molé- culas de hemoglobina. Calcule la masa de moléculas de hemoglobina en gramos que tiene un adulto, en promedio. 3.114 La mioglobina almacena oxígeno para los procesos meta- bólicos en los músculos. Su análisis químico muestra que contiene 0.34% en masa de Fe. ¿Cuál es la masa molar de la mioglobina? (sólo hay un átomo de Fe por molécula). 3.115 Calcule el número de cationes y aniones en cada uno de los siguientes compuestos: a) 8.38 g de KBr, b) 5.40 g de Na2SO4, c) 7.45 g de Ca3(PO4)2. 3.116 Una mezcla de NaBr y Na2SO4 contiene 29.96% de Na en masa. Calcule el porcentaje en masa de cada compuesto en la mezcla. 3.117 La aspirina o ácido acetilsalicílico se sintetiza mediante la reacción del ácido salicílico con el anhídrido acético: C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2 ácido anhídrido aspirina ácido salicílico acético acético a) ¿Cuánto ácido salicílico se necesita para producir 0.400 g de aspirina (aproximadamente el contenido de una ta- bleta), en caso de que el anhídrido acético se presente en exceso? b) Calcule la cantidad de ácido salicílico necesa- ria si sólo 74.9% de ácido salicílico se convierte en aspi- rina. c) En un experimento, 9.26 g de ácido salicílico se hicieron reaccionar con 8.54 g de anhídrido acético. Cal- cule el rendimiento teórico de aspirina y el porcentaje de rendimiento si sólo se producen 10.9 g de aspirina. 3.118 Calcule la composición porcentual en masa de todos los elementos del fosfato de calcio [Ca3(PO4)2], principal constituyente de los huesos. 3.119 La lisina, un aminoácido esencial en el cuerpo humano, contiene C, H, O y N. En un experimento, la combustión completa de 2.175 g de lisina produjo 3.94 g de CO2 y 1.89 g de H2O. En un experimento diferente, 1.873 g de lisina produjeron 0.436 g de NH3. a) Calcule la fórmula empírica de la lisina. b) La masa molar aproximada de la lisina es de 150 g. ¿Cuál es su fórmula molecular? 03_CHAPTER 3.indd 116 12/20/09 4:58:11 PM
- 148. 117Preguntas y problemas 3.120 ¿Un gramo de moléculas de hidrógeno contiene la misma cantidad de átomos que 1 g de átomos de hidrógeno? 3.121 Algunas veces se ha descrito el número de Avogadro como un factor de conversión entre uma y gramos. Utilice el átomo de flúor (19.00 uma) como ejemplo para mostrar la relación entre la unidad de masa atómica y el gramo. 3.122 La abundancia natural de los dos isótopos estables del hi- drógeno (hidrógeno y deuterio) es 1 H: 99.985% y 2 H: 0.015%. Suponga que el agua puede existir como H2O y como D2O. Calcule el número de moléculas de D2O que están presentes exactamente en 400 mL de agua. (Densi- dad = 1.00 g/mL.) 3.123 En el espectrómetro de masas se examinó un compuesto que sólo contiene C, H y Cl. La señal de mayor masa co- rresponde a un ion de masa de 52 uma. La señal de la masa más abundante corresponde a un ion de masa de 50 uma y es casi tres veces más intensa que la señal de 52 uma. De- duzca una fórmula molecular razonable para el compuesto y explique la posición e intensidad de la masa de las seña- les mencionadas. (Ayuda: El cloro presenta isótopos con la siguiente relación de abundancia: 35 Cl: 75.5%; 35 Cl: 24.5%. Para el H, utilice 1 H, y para el C, utilice 12 C.) 3.124 Se encontró que para la formación de monóxido de car- bono, CO, 2.445 g de carbono se combinan con 3.257 g de oxígeno. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno, si la masa atómica del carbono es de 12.01 uma? 3.125 ¿Qué relación molar resultaría entre cloro molecular (Cl2) y oxígeno molecular (O2) a partir de la descomposición del compuesto Cl2O7 en los elementos que lo constitu- yen? 3.126 ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene la mayor masa de cloro? a) 5.0 g de Cl2, b) 60.0 g de NaClO3, c) 0.10 moles de KCl, d) 30.0 g de MgCl2, e) 0.50 moles de Cl2. 3.127 Un compuesto de C, H y Cl contiene 55.0% de Cl en masa. Si 9.00 g del compuesto contienen 4.19 × 1023 áto- mos de H, ¿cuál es la fórmula empírica del compuesto? 3.128 El platino forma dos compuestos diferentes con el cloro. Uno de ellos contiene 26.7% en masa de Cl y el otro 42.1% en masa de Cl. Determine la fórmula empírica de cada uno de los dos compuestos. 3.129 Al calentar 2.40 g del óxido del metal X (masa molar de X = 55.9 g/mol) con monóxido de carbono (CO) se ob- tiene el metal puro y dióxido de carbono. La masa del metal que se obtuvo fue de 1.68 g. A partir de estos datos, demuestre que la fórmula más sencilla del óxido es X2O3 y escriba una ecuación balanceada para la reacción. 3.130 Un compuesto X contiene 63.3% de manganeso (Mn) y 36.7% de O en masa. Cuando X se calienta, se desprende oxígeno gaseoso y se obtiene un nuevo compuesto Y que contiene 72.0% de Mn y 28.0% de O. a) Determine la fórmula empírica de X y de Y. b) Escriba una ecuación balanceada para la conversión de X a Y. 3.131 La fórmula del cloruro de bario hidratado es BaCl2TxH2O. Si 1.936 g del compuesto producen 1.864 g de BaSO4 an- hidro cuando se trata con ácido sulfúrico, calcule el valor de x. 3.132 Se ha calculado que durante la erupción del Monte Santa Elena (el 18 de mayo de 1980) se emitieron a la atmósfera alrededor de 4.0 × 105 toneladas de SO2. Si todo el SO2 se convirtiera en ácido sulfúrico, ¿cuántas toneladas de H2SO4 se producirían? 3.133 La cisteína, que se muestra aquí, es uno de los 20 aminoá- cidos que se encuentran en las proteínas humanas. Escriba su fórmula molecular y calcule su composición porcentual en masa. S H C O 3.134 El isoflurano, mostrado aquí, es un anestésico de inhala- ción común. Escriba su fórmula molecular y calcule su composición porcentual en masa. F C O Cl H 3.135 Una mezcla de CuSO4T5H2O y MgSO4T7H2O se calienta hasta que se elimina toda el agua. Si 5.020 g de la mezcla produjeron 2.988 g de las sales anhidras, ¿cuál es el por- centaje en masa de CuSO4T5H2O en la mezcla? 3.136 Cuando se calientan 0.273 g de Mg a altas temperaturas, en una atmósfera de nitrógeno (N2), tiene lugar una reac- ción química. El producto de la reacción pesa 0.378 g. Calcule la fórmula empírica del compuesto que contiene Mg y N. Nombre dicho compuesto. 3.137 Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6), con una masa total de 13.43 g, se quema completamente en oxí- geno. Si la masa total de CO2 y H2O que se produce es de 64.84 g, calcule la fracción de CH4 en la mezcla. 3.138 La gasolina con plomo contiene un aditivo que funciona como “antidetonante”. El análisis de este aditivo mostró que contiene carbono, hidrógeno y plomo (Pb) (de aquí el nombre de “gasolina con plomo”). Cuando se quemaron 1 1 1717 61 03_CHAPTER 3.indd 117 12/20/09 4:58:42 PM
- 149. 118 CAPítULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas 51.36 g de este compuesto en un aparato como el que se muestra en la figura 3.6, se produjeron 55.90 g de CO2 y 28.61 g de H2O. Determine la fórmula empírica del adi- tivo de la gasolina. 3.139 Debido a su efecto nocivo para la atmósfera, reciente- mente se reemplazó el compuesto de plomo descrito en el problema 3.138 por el metil ter-butil éter (un compuesto de C, H y O), que mejora la eficiencia de la gasolina. (A partir de 1999 también se suspendió el uso de este com- puesto, ya que es un contaminante del agua potable.) Cuando se queman 12.1 g de este compuesto en un apa- rato como el que se muestra en la figura 3.6, se forman 30.2 g de CO2 y 14.8 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empí- rica de dicho compuesto? 3.140 Suponga que se tiene un cubo hecho de magnesio metá- lico (Mg), cuyos lados miden 1.0 cm. a) Calcule el nú- mero de átomos de Mg en el cubo. b) Los átomos tienen una forma esférica. En consecuencia, los átomos de Mg en dicho cubo no pueden llenar todo el espacio. Si sólo 74% del interior del cubo está ocupado por átomos de Mg, cal- cule el radio de un átomo de Mg, en picómetros. (La den- sidad del Mg es de 1.74 g/cm3 y el volumen de una esfera de radio r es de 3 4 πr3 .) 3.141 Cierta muestra de carbón contiene 1.6% en masa de azu- fre. Cuando se quema el carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre. Para evitar la contaminación del aire, el dióxido de azufre se trata con óxido de calcio (CaO) para formar sulfito de calcio (CaSO3). Calcule la masa de CaO (en kilogramos) que necesita diariamente una planta de energía que utiliza 6.60 × 106 kg de carbón al día. 3.142 El aire es una mezcla de muchos gases. Sin embargo, para calcular su “masa molar” sólo necesitamos considerar a sus tres componentes principales: nitrógeno, oxígeno y argón. Si consideramos que un mol de aire a nivel del mar está formado por 78.08% de nitrógeno, 20.95% de oxí- geno y 0.97% de argón, ¿cuál es la masa molar del aire? 3.143 La longitud de los lados de un dado es de 1.5 cm. a) ¿Cuál es el volumen de un mol de dados? b) Suponiendo que un mol de dados se puede empacar de tal forma que hagan contacto unos con otros, formando pilas de capas que cu- bran totalmente la superficie terrestre, calcule la altura, en metros, del espesor de la capa. [El radio (r) terrestre es de 6 371 km y el área de una esfera es de 4πr2 .] 3.144 El siguiente método es una forma rudimentaria pero efec- tiva para calcular la magnitud del número de Avogadro utilizando ácido esteárico (C18H36O2). Cuando se agrega ácido esteárico al agua, sus moléculas se quedan en la su- perficie y forman una monocapa, es decir, la capa tiene sólo una molécula de espesor. El área medida de la sec- ción transversal de cada molécula de ácido esteárico es de 0.21 nm2 . En un experimento se encontró que se necesita- ron 1.4 × 10-4 g de ácido esteárico para formar la mono- capa sobre el agua, en un recipiente de 20 cm de diámetro. Con base en estas mediciones, ¿cuál es el número de Avo- gadro? (el área de un círculo de radio r es πr2 ). 3.145 El octano (C8H18) es uno de los componentes de la gaso- lina. Su combustión completa produce CO2 y H2O. La combustión incompleta produce CO y H2O, lo que no sólo reduce la eficiencia del motor que utiliza el combustible, sino que también es tóxico. En cierta prueba, se quemó 1.000 galón de octano en un motor. La masa total de CO, CO2 y H2O que se produjo fue de 11.53 kg. Calcule la eficiencia del proceso, es decir, calcule la fracción de oc- tano que se convierte en CO2. La densidad del octano es de 2.650 kg/galón. 3.146 Industrialmente, el hidrógeno gaseoso se prepara por la reacción del propano gaseoso (C3H8) con vapor a una tem- peratura alrededor de 400°C. Los productos son monóxido de carbono (CO) e hidrógeno gaseoso (H2). a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. b) ¿Cuántos kilo- gramos de H2 se pueden obtener a partir de 2.84 × 103 kg de propano? 3.147 Una reacción que tiene 90% de rendimiento se puede con- siderar como un experimento exitoso. Sin embargo, en la síntesis de moléculas complejas como la clorofila y mu- chos fármacos anticancerígenos, muchas veces un quí- mico tiene que realizar síntesis de múltiples etapas. ¿Cuál será el porcentaje de rendimiento de una síntesis de ese tipo, si se trata de una reacción de 30 etapas con 90% de rendimiento en cada una de ellas? 3.148 Identifique lo erróneo o ambiguo en cada una de las si- guientes expresiones. a) NH4NO2 es el reactivo limitante en la reacción NH4NO2(s) → N2(g) + 2H2O(l) b) Los reactivos limitantes en la reacción mostrada aquí son NH3 y NaCl. NH3(ac) + NaCl(ac) + H2CO3(ac) → NaHCO3(ac) + NH4Cl(ac) Problemas especiales 3.149 a) Para moléculas con masas moleculares pequeñas la es- pectrometría de masas se puede utilizar para identificar sus fórmulas. Para ilustrar este punto, identifique la molé- cula que tal vez sea responsable de la observación de una señal en un espectro de masas en: 16 uma, 17 uma, 18 uma y 64 uma. b) Observe que hay (entre otras) dos moléculas que quizá den origen a una señal en 44 uma, digamos, C3H8 y CO2. En tales casos, un químico quizá trate de buscar otras señales generadas cuando las moléculas se fragmenten en el espectrómetro. Por ejemplo, si un quí- mico ve una señal en 44 uma y otra en 15 uma, ¿qué mo- lécula estará produciendo la señal 44 uma? ¿Por qué? 03_CHAPTER 3.indd 118 12/20/09 4:58:44 PM
- 150. 119Respuestas a los ejercicios de práctica c) Mediante las siguientes masas atómicas precisas 1 H (1.00797 uma), 12 C (12.00000 uma), y 16 O (15.99491 uma), ¿con cuánta precisión deben medirse las masas de C3H8 y CO2 para poder distinguirlas entre sí? 3.150 La potasa es todo mineral de potasio que se utiliza por su contenido de potasio. La mayoría de la potasa producida en Estados Unidos se convierte en fertilizante. Las prin- cipales fuentes de potasa son el cloruro de potasio (KCl) y el sulfato de potasio (K2SO4). La producción de potasa muchas veces se reporta como óxido de potasio (K2O) equivalente a la cantidad de K2O que puede obtenerse a partir de un mineral determinado. a) Si el KCl cuesta 0.55 dólares por kg, ¿a qué precio (dólar por kg) debe ven- derse el K2SO4 para proporcionar la misma cantidad de potasio por dólar? b) ¿Qué masa (en kg) de K2O contiene el mismo número de moles de átomos de K que 1.00 kg de KCl? 3.151 Una muestra de magnesio de 21.496 g entra en combus- tión con el aire para formar óxido de magnesio y nitruro de magnesio. Cuando los productos se tratan con agua, se generan 2.813 g de amoniaco gaseoso. Calcule las canti- dades formadas de nitruro de magnesio y óxido de mag- nesio. 3.152 Cierto metal M forma un bromuro que contiene 53.79% de Br en masa. ¿Cuál es la fórmula química del com- puesto? 3.153 Una muestra de hierro que pesa 15.0 g se calentó con clo- rato de potasio (KClO3) en un contenedor al vacío. El oxí- geno generado por la descomposición del KClO3 convirtió una parte del Fe en Fe2O3. Si la masa combinada de Fe y Fe2O3 fue de 17.9 g, calcule la masa de Fe2O3 formada y la masa de KClO3 que se descompuso. 3.154 Una muestra que contiene NaCl, Na2SO4 y NaNO3 da el siguiente análisis elemental: Na: 32.08%; O: 36.01%; Cl: 19.51%. Calcule el porcentaje de masa de cada compuesto en la muestra. 3.155 Una muestra de 10.00 g de sodio reacciona con oxígeno para formar 13.83 g de óxido de sodio (Na2O) y peróxido de sodio (Na2O2). Calcule la composición porcentual de la mezcla. Respuestas a los ejercicios de práctica 3.1 10.81 uma. 3.2 3.59 moles. 3.3 2.57 × 103 g. 3.4 8.49 × 1021 átomos de K. 3.5 32.04 uma. 3.6 1.66 moles. 3.7 5.81 × 1024 átomos de H. 3.8 H: 2.055%; S: 32.69%; O: 65.25%. 3.9 KMnO4 (permanganato de potasio). 3.10 196 g. 3.11 B2H6. 3.12 Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 3.13 235 g. 3.14 0.769 g. 3.15 a) 234 g, b) 234 g. 3.16 a) 863 g, b) 93.0%. 03_CHAPTER 3.indd 119 12/20/09 4:58:45 PM
- 151. Fumarola negra que se forma cuando el agua sobrecalentada, rica en minerales, emana del suelo marino a través de la lava de un volcán oceánico. El sulfuro de hidrógeno presente convierte los metales en sulfuros metálicos inso- lubles. Los modelos muestran el sulfuro de hidrógeno, iones metáli- cos y un sulfuro metálico. Reacciones en disolución acuosa 04_CHAPTER 04.indd 120 12/21/09 12:23:20 PM
- 152. Avance del capítulo • Iniciamos este capítulo con el estudio de las disoluciones preparadas al disolver sustancias en agua, denominadas disoluciones acuosas. Las disoluciones acuosas se pueden clasificar como no electrólitos o electrólitos, según su capacidad para conducir la electricidad. (4.1) • Estudiaremos las reacciones de precipitación, que son aquellas en las que el producto es un compuesto insoluble. Aprenderemos a representar estas reacciones mediante ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas. (4.2) • Después, analizaremos las reacciones ácido-base, las cuales implican la transferencia de un protón (H+ ) de un ácido a una base. (4.3) • Luego, estudiaremos las reacciones de oxidación-reducción (redox) en las cuales se transfieren electrones entre los reactivos. Veremos que existen varios tipos de reacciones redox (4.4) • Para llevar a cabo estudios cuantitativos de disoluciones, estudiaremos cómo expre- sar la concentración de una disolución en molaridad. (4.5) • Por último, aplicaremos el conocimiento del método del mol del capítulo 3 a los tres tipos de reacciones que se estudian aquí. Veremos de qué manera se utiliza el análisis gravimétrico para estudiar las reacciones de precipitación, y la técnica de valoración para estudiar las reacciones ácido-base y las reacciones redox. (4.6, 4.7 y 4.8) Muchas reacciones químicas y prácticamente todos los procesos biológicos se llevan a cabo en un medio acuoso. En este capítulo estudiaremos los tres principales grupos de reacciones que se efectúan en disolución acuosa: reacciones de precipitación, reacciones ácido-base y reacciones redox. En capítulos posteriores estudiaremos las características estructurales y las propiedades del agua, también llamada disolvente uni- versal, y sus disoluciones. Sumario 4.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas 4.2 Reacciones de precipitación 4.3 Reacciones ácido-base 4.4 Reacciones de oxidación- reducción 4.5 Concentración de las disoluciones 4.6 Análisis gravimétrico 4.7 Valoraciones ácido-base 4.8 Valoraciones redox 121 04_CHAPTER 04.indd 121 12/21/09 12:23:34 PM
- 153. 122 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa 4.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo). En esta sección analizaremos únicamente las disoluciones acuosas, en las que el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el disolvente es agua. Propiedades electrolíticas todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no elec- trólitos. un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolu- ción que conduce la electricidad. un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. La figura 4.1 muestra un método sencillo y directo para distinguir entre electrólitos y no electrólitos. un par de electrodos inertes (de cobre o de platino) se sumerge en un vaso con agua. Para que el foco encienda, la corriente eléctrica debe fluir de un electrodo al otro, para cerrar así el circuito. El agua pura es un conductor deficiente de la electricidad; sin embargo, al añadirle una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl), el foco enciende tan pronto como la sal se disuelve en el agua. El NaCl sólido es un compuesto iónico que al disolverse en agua se disocia en iones Na+ y Cl– . Los iones Na+ se dirigen hacia el electrodo negativo y los iones Cl– hacia el electrodo positivo. Este movimiento establece una corriente eléctrica que equivale al flujo de electrones a través de un alambre metálico. Como la diso- lución de NaCl conduce la electricidad, se dice que el NaCl es un electrólito. El agua pura contiene muy pocos iones, por lo que no puede conducir la electricidad. Al comparar la brillantez del foco para las mismas cantidades molares de las sustancias disueltas, podemos distinguir entre electrólitos fuertes y débiles. una característica de los electrólitos fuertes es que en disolución se supone que el soluto se disocia 100% en sus iones. (Se entiende por disociación la separación del compuesto en cationes y aniones.) Por tanto, la disociación del cloruro de sodio en agua se puede representar como NaCl Na ClH o2 ( ) ( ) ( )s ac ac → ++ − Esta ecuación señala que todo el cloruro de sodio que entra a la disolución termina como iones Na+ y Cl– ; no existen unidades de NaCl no disociadas en la disolución. El agua de drenaje conduce electricidad porque contiene muchos iones disueltos. Figura 4.1 Configuración para distinguir entre electrólitos y no electrólitos. La capacidad de una disolución para conducir la electricidad depende del número de iones que contenga. a) Una disolución de un no electrólito no contiene iones, por tanto el foco no enciende. b) Una disolución de un electrólito débil contiene un pequeño número de iones, y el foco enciende tenuemente. c) Una disolución de un electrólito fuerte contiene un gran número de iones, en consecuencia el foco enciende con gran intensidad. Las cantidades molares de los solutos disueltos son iguales en los tres casos. b)a) c) a) b) c) 04_CHAPTER 04.indd 122 12/21/09 12:24:29 PM
- 154. 1234.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas * H2So4 tiene dos iones H+ ionizables. † El agua pura es un electrólito extremadamente débil. En la tabla 4.1 se muestran ejemplos de electrólitos fuertes, electrólitos débiles y no elec- trólitos. Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio, yoduro de potasio (KI) y nitrato de calcio [Ca(No3)2], son electrólitos fuertes. Es interesante observar que los líquidos del cuerpo humano contienen muchos electrólitos fuertes y débiles. El agua es un disolvente de compuestos iónicos muy eficaz. Aunque el agua es una mo- lécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de o). Estas regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por lo que es un di- solvente polar. Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se destruye la red tridimensional de iones del sólido. Los iones Na+ y Cl– se separan mediante la hidratación, proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica. Cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua con su polo negativo orientado hacia el catión. De igual manera, cada ion Cl− está rodeado por varias moléculas de agua con su polo positivo orientado hacia este anión (figura 4.2). La hidratación ayuda a estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes se combinen con los aniones. Los ácidos y las bases también son electrólitos.Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNo3), son electrólitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan completamente en agua. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, forma iones H+ y Cl– hidratados: HCl H ClH o2 ( ) ( ) ( )g ac ac → ++ − En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se separan en iones H+ y Cl– hidra- tados. Así, cuando escribimos HCl(ac), entendemos que es una disolución que únicamente tiene iones H+ (ac) y Cl– (ac) y que no hay moléculas de HCl hidratadas. Por otro lado, ciertos ácidos como el ácido acético (CH3CooH), que le confiere el sabor al vinagre, no se ionizan por completo, es decir, son electrólitos débiles. La ionización del ácido acético la representa- mos como CH CooH CH Coo H3 3( ) ( ) ( )ac ac ac − + + TABLA 4.1 Clasificación de solutos en disolución acuosa Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito HCl CH3CooH (NH2)2Co (urea) HNo3 HF CH3oH (metanol) HClo4 HNo2 C2H5oH (etanol) H2So4* NH3 C6H12o6 (glucosa) NaoH H2o† C12H22o11 (sacarosa) Ba(oH)2 Compuestos iónicos Figura 4.2 Hidratación de los iones Na+ y Cl– . CH3CooH + – 04_CHAPTER 04.indd 123 12/21/09 12:24:35 PM
- 155. 124 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa donde CH3Coo– es el ion acetato. El término ionización lo utilizamos para describir la se- paración de ácidos y bases en iones. Cuando escribimos la fórmula del ácido acético como CH3CooH, indicamos que el protón ionizable está en el grupo CooH. La ionización del ácido acético se escribe con doble flecha para indicar que la reacción es reversible, es decir, la reacción puede suceder en ambos sentidos. Inicialmente, varias moléculas de CH3CooH se separan en iones CH3Coo– y H+ . Con el tiempo, algunos iones CH3Coo– y H+ vuelven a combinarse para formar moléculas de CH3CooH. Finalmente, se llega a un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan con la misma rapidez con la que vuelven a combinarse los iones. A este estado químico, en el que no se observa cambio neto alguno (aunque a nivel molecular continúa la actividad) se le llama equilibrio químico. El ácido acético es, entonces, un electrólito débil porque su ionización en agua es incompleta. En contraste, en una disolución de ácido clorhídrico los iones H+ y Cl– no tienden a volver a combinarse para formar HCl molecular. Por tanto, se utiliza una sola flecha para indicar que su ionización es completa. Existen diferentes tipos de equilibrio químico. En el capítulo 14 estudiaremos de nuevo este importante tema. Revisión de conceptos Los diagramas siguientes muestran tres compuestos disueltos en agua: a) AB2, b) AC2 y c) AD2. ¿Cuál es el electrólito más fuerte y cuál el más débil? (Por simplicidad, las moléculas de agua no se muestran.) a) b) c) 4.2 Reacciones de precipitación La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se carac- teriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución acuosa de ni- trato de plomo [Pb(No3)2] a una disolución acuosa de yoduro de potasio (KI), se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo (PbI2): Pb(No3)2(ac) + 2KI(ac) ⎯→ PbI2(s) + 2KNo3(ac) El nitrato de potasio queda en disolución. La figura 4.3 muestra el progreso de esta reacción. La reacción anterior es un ejemplo de una reacción de metátesis (también se denomina reacción de doble desplazamiento), una reacción que implica el intercambio de partes entre dos compuestos. (En este caso, los cationes en los dos compuestos intercambian aniones, de manera que Pb2+ termina con el I– como PbI2 y K+ termina con No3 – como KNo3.) Como ve- remos más adelante, las reacciones de precipitación analizadas en este capítulo son ejemplos de reacciones de metátesis. 04_CHAPTER 04.indd 124 12/21/09 12:24:50 PM
- 156. 1254.2 Reacciones de precipitación Solubilidad ¿Cómo podemos predecir la formación de un precipitado cuando se añade un compuesto a una disolución o cuando se mezclan dos disoluciones? Esto depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Los químicos describen a las sustancias como solu- bles, ligeramente solubles o insolubles en términos cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compues- tos iónicos son electrólitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad. En la tabla 4.2 se clasifican algunos compuestos iónicos como solubles o insolubles. Sin embargo, conviene recordar que aun los compuestos insolubles se disuelven en cierto grado. En la figura 4.4 se muestran varios precipitados. K؉ I؊ Pb2؉ NO؊ 3 NO؊ 3 K؉ I؊ Pb2؉ 88n Figura 4.3 Formación de precipitado amarillo de PbI2 al agregar una disolución de Pb(NO3)2 a una disolución de Kl. TABLA 4.2 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25ºC Compuestos solubles Excepciones Compuestos que contienen iones de metales alcalinos (Li+ , Na+ , K+ , Rb+ , Cs+ ) y el ion amonio (NH4 + ) Nitratos (No3 – ), bicarbonatos (HCo3 – ) y cloratos (Clo3 – ) Halogenuros (Cl– , Br– , I– ) Halogenuros de Ag+ , Hg2 2+ y Pb2+ Sulfatos (So4 2– ) Sulfatos de Ag+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+ , Hg2 2+ y Pb2+ Compuestos insolubles Excepciones Carbonatos (Co3 2– ), fosfatos (Po4 3– ), Compuestos que contienen iones de metales cromatos (Cro4 2– ) y sulfuros (S2– ) alcalinos y el ion amonio Hidróxidos (oH– ) Compuestos que contienen iones de metales alcalinos y el ion Ba2+ 04_CHAPTER 04.indd 125 12/21/09 12:25:11 PM
- 157. 126 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas La ecuación que describe la precipitación del yoduro de plomo(II) de la página 124 se deno- mina ecuación molecular porque las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. una ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos [es decir, nitrato de plomo(II) y yoduro de potasio]. Si quisiéramos llevar a cabo esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que deberíamos utilizar. Sin embargo, una ecuación molecular no describe con exactitud lo que en realidad está sucediendo en la disolución. Como se señaló antes, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan por completo en los cationes y aniones que los componen. Por ello, para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus iones. Así, en la reacción entre yoduro de potasio y nitrato de plomo(II) escribiríamos: Pb No K I PbI2 32 2 2+ − + − + + + →( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac 22 32 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ − K No En el ejemplo 4.1 se aplican las reglas de solubilidad descritas en la tabla 4.2. Figura 4.4 Aparición de algu- nos precipitados. De izquierda a derecha: CdS, PbS, Ni(OH)2 y Al(OH)3. Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: a) sulfato de plata (Ag2So4), b) carbonato de calcio (CaCo3), c) fosfato de sodio (Na3Po4). Estrategia Aunque no es necesario memorizar las solubilidades de los compuestos, debe tener presentes las siguientes reglas útiles: todos los compuestos iónicos que contienen cationes de metales alcalinos, el ion amonio y los iones nitrato, bicarbonato y clorato son solubles. Para otros compuestos será necesario recurrir a la tabla 4.2. Solución a) De acuerdo con la tabla 4.2, el Ag2So4 es insoluble. b) Éste es un carbonato y el Ca es un metal del grupo 2A; por tanto, el CaCo3 es insoluble. c) El sodio es un metal alcalino (grupo 1A), por tanto el Na3Po4 es soluble. Ejercicio de práctica Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles; a) CuS, b) Ca(oH)2, c) Zn(No3)2. EjEmpLo 4.1 Problemas similares: 4.19, 4.20. 04_CHAPTER 04.indd 126 12/21/09 12:25:19 PM
- 158. 1274.2 Reacciones de precipitación Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies di- sueltas como iones libres. Para saber si se puede formar un precipitado a partir de esta diso- lución, primero combinamos el catión y el anión de los diferentes compuestos; es decir, PbI2 y KNo3. De acuerdo con la tabla 4.2, PbI2 es un compuesto insoluble y KNo3 es soluble. Por tanto, el KNo3 disuelto permanece en disolución al separarse los iones K+ y No3 – , los cuales se denominan iones espectadores, o iones que no participan en la reacción global. Debido a que los iones espectadores aparecen en ambos lados de una ecuación, se pueden eliminar de la ecuación iónica Pb NO K I PbI2 32 2 2+ − + − + + + →( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac 22 32 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ − K NO Por último, escribimos la ecuación iónica neta, que sólo muestra las especies que realmente participan en la reacción: Pb I PbI2 22+ − + →( ) ( ) ( )ac ac s En otro ejemplo, observamos que cuando se agrega una disolución acuosa de cloruro de bario (BaCl2) a una disolución de sulfato de sodio (Na2So4), se forma un precipitado blanco (figura 4.5). Si se analiza como una reacción de metátesis, los productos son BaSo4 y NaCl. En la tabla 4.2 observamos que sólo el BaSo4 es insoluble, por tanto escribimos la ecuación molecular para esta reacción así BaCl Na So BaSo NaCl2 2 4 4 2( ) ( ) ( ) ( )ac ac s ac+ → + La ecuación iónica para la reacción es Ba Cl Na So BaSo2 4 2 2 2+ − + − + + + →( ) ( ) ( ) ( )ac ac ac ac 44 2 2( ) ( ) ( )s ac ac+ ++ − Na Cl Al cancelar los iones espectadores (Na+ y Cl– ) en ambos lados de la ecuación, obtenemos la ecuación iónica neta Ba So BaSo2 4 2 4 + − + →( ) ( ) ( )ac ac s Los siguientes cuatro pasos resumen el procedimiento para escribir ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas: 1. Escriba una ecuación molecular balanceada para la reacción, mediante las fórmulas correc- tas para los compuestos iónicos de reactivos y productos. Con base en la tabla 4.2, decida cuál de los productos es insoluble y por tanto aparecerá como un precipitado. 2. Escriba la ecuación iónica de la reacción. El compuesto que no aparece como precipitado debe presentarse como iones libres. 3. Identifique y cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación para escribir la ecuación iónica neta de la reacción. 4. Verifique que las cargas y número de átomos estén balanceados en la ecuación iónica neta. Estos pasos se aplican en el ejemplo 4.2. Prediga lo que sucede cuando una disolución de fosfato de potasio (K3Po4) se mezcla con una disolución de nitrato de calcio [Ca(No3)2]. Escriba una ecuación iónica neta para la reacción. (continúa) EjEmpLo 4.2 Figura 4.5 Formación del preci- pitado de BaSO4. Precipitado formado por la reacción entre K3PO4(ac) y Ca(NO3)2(ac). 04_CHAPTER 04.indd 127 12/21/09 12:25:31 PM
- 159. 128 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Estrategia Es aconsejable escribir primero la ecuación sin balancear, de acuerdo con la información proporcionada K PO Ca NO3 4 3 2( ) ( ) ( ) ?ac ac+ → ¿Qué sucede cuando los compuestos iónicos se disuelven en el agua? ¿Qué iones se forman a partir de la disociación de K3Po4 y Ca(No3)2? ¿Qué sucede cuando los cationes se encuentran con los aniones en disolución? Solución En disolución, el K3Po4 se disocia en iones K+ y Po4 3– y el Ca(No3)2 se disocia en iones Ca2+ y No3 – . De acuerdo con la tabla 4.2, los iones de calcio (Ca2+ ) y los iones fosfato Po4 3– formarán un compuesto insoluble, el fosfato de calcio [Ca3(Po4)2], en tanto que el otro producto, KNo3, es soluble y permanece en disolución. Por tanto, es una reacción de precipitación. Seguiremos paso a paso el procedimiento que se acaba de describir. Paso 1: La ecuación molecular balanceada para esta reacción es 2K2Po4(ac) + 3Ca(No3)2(ac) ⎯→ Ca3(Po4)2(s) + 6KNo3(ac) Paso 2: Para escribir la ecuación iónica, los compuestos solubles se muestran como iones disociados: 6 2 3 6 6 4 3 2 3K PO Ca NO K + − + − + + + →( ) ( ) ( ) ( )ac ac ac ac ++ − + +( ) ( ) ( ) ( )ac ac s6 3 3 4 2NO Ca PO Paso 3: Al cancelar los iones espectadores (K+ y No3 – ) en cada lado de la ecuación, obtenemos la ecuación iónica neta: 3 22 4 3 3 4 2Ca PO Ca PO+ − + →( ) ( ) ( ) ( )ac ac s Paso 4: observe que debido a que primero balanceamos la ecuación molecular, la ecuación iónica neta queda balanceada en términos del número de átomos en ambos lados de la ecuación, y la cantidad de cargas positivas (+6) y negativas (–6) en el lado izquierdo es la misma. Ejercicio de práctica Prediga el precipitado que se forma al mezclar una disolución de Al(No3)3 con una disolución NaoH. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción. Problemas similares: 4.21, 4.22. Revisión de conceptos ¿Cuál de los diagramas siguientes describe fielmente la reacción entre Ca(No3)2(ac) y Na2Co3(ac)? Por simplicidad, sólo se muestran los iones Ca2+ (amarillo) y Co2– 3 (azul). b)a) c) En la sección Química en acción de la página 129, se estudian algunos problemas prácti- cos relacionados con las reacciones de precipitación. 04_CHAPTER 04.indd 128 12/21/09 12:27:02 PM
- 160. 129 q u í m i c a en acción Los depósitos de los calentadores casi obstruyen por completo esta tubería de agua caliente. Estos depósitos están compuestos en su mayor parte por CaCO3 y un poco de MgCO3. Una reacción de precipitación indeseable La piedra caliza (CaCo3) y la dolomita (CaCo3 · MgCo3), dispersas en la superficie de la tierra, con frecuencia ingre- san a los mantos acuíferos. De acuerdo con la tabla 4.2, el car- bonato de calcio es insoluble en agua. No obstante, en presencia del dióxido de carbono disuelto (de la atmósfera), el carbonato de calcio se convierte en bicarbonato de calcio soluble [Ca(HCo3)2]: CaCo Co H o3 2 2( ) ( ) ( )s ac l+ + → Ca H2 2+ +( )ac CCo3 − ( )ac donde HCo3 – es el ion bicarbonato. El agua que contiene iones Ca2+ , Mg2+ , o ambos, se co- noce como agua dura, y el agua que carece de estos iones se denomina agua blanda. El agua dura no es adecuada para usos domésticos ni industriales. Cuando el agua que contiene iones de Ca2+ y HCo3 – se calienta o se lleva a ebullición, la reacción de disolución se in- vierte para producir el precipitado CaCo3 Ca HCo2 32+ − + →( ) ( )ac ac CaCo Co H o23 2( ) ( ) ( )s ac l+ + y se libera dióxido de carbono gaseoso: Co Co2 2( ) ( )ac g → El carbonato de calcio sólido que se forma de esta manera es el principal componente de los depósitos que se acumulan en los calentadores de agua, tuberías y cafeteras. una delgada capa de depósito reduce la transferencia de calor y la eficacia y durabi- lidad de los calentadores de agua, tuberías y aparatos. En las tuberías domésticas de agua caliente el flujo del agua se puede restringir o bloquear por completo. un método sencillo que los plomeros utilizan para remover estos depósitos es agregar una pequeña cantidad de ácido clorhídrico, el cual reacciona con el CaCo3 (y por tanto disuelve): CaCo HCl3 2( ) ( )s ac+ → CaCl H o Co2 2 2( ) ( ) ( )ac l g+ + De esta forma, CaCo3 se convierte en CaCl2 soluble. 4.3 Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases son tan comunes como la aspirina y la leche de magnesia, aunque mucha gente desconozca sus nombres químicos: ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido de magnesio (leche de magnesia). Además de ser la base de muchos productos medicinales y domésticos, la química de ácidos y bases es importante en los procesos industriales y es fun- damental en los sistemas biológicos. Antes de estudiar las reacciones ácido-base, necesitamos conocer las propiedades de los ácidos y de las bases. Propiedades generales de ácidos y bases En la sección 2.7 definimos a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+ y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones oH– . El quí- 04_CHAPTER 04.indd 129 12/21/09 12:27:09 PM
- 161. 130 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa mico sueco Svante Arrhenius1 formuló estas definiciones a finales del siglo xix para clasificar a las sustancias cuyas propiedades en disolución acuosa eran bien conocidas. Ácidos • Los ácidos tienen sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético, y los limones y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico. • Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cam- bian el color del papel tornasol de azul a rojo. • Los ácidos reaccionan con algunos metales, como zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso. una reacción típica es la que sucede entre el ácido clorhídrico y el magnesio: 2 2 2HCl Mg MgCl H( ) ( ) ( ) ( )ac s ac g+ → + • Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, como Na2Co3, CaCo3 y NaHCo3, para formar dióxido de carbono gaseoso (figura 4.6). Por ejemplo, 2 3 2 2 2HCl CaCo CaCl H o Co( ) ( ) ( ) ( ) ( )ac s ac l g+ → + + HHCl NaHCo NaCl H o Co( ) ( ) ( ) ( ) ( )ac s ac l g+ → + +3 2 2 • Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad. Bases • tienen sabor amargo. • Se sienten resbaladizas; por ejemplo, los jabones, que contienen bases, muestran esta propiedad. • Producen cambios de color en los colorantes vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul. • Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad. Ácidos y bases de Brønsted Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johannes Brønsted2 propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en disolución acuosa. un ácido de Brønsted es un donador de protones, y una base de Brønsted es un aceptor de protones. observe que las definiciones de Brønsted no requieren ácidos y bases para estar en disolución acuosa. El ácido clorhídrico es un ácido de Brønsted puesto que dona un protón al agua: HCl H Cl( ) ( ) ( )ac ac ac → ++ − observe que el ion H+ es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, sólo es un protón. El tamaño de un protón es alrededor de 10–15 m, en tanto que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10–10 m. Con un tamaño tan pequeño, esta partícula cargada no puede exis- tir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo Figura 4.6 Un pedazo de tiza para pizarrón, compuesta princi- palmente por CaCO3, reacciona con ácido clorhídrico. 1 Svante August Arrhenius (1859-1927). Químico sueco. Arrhenius hizo importantes contribuciones al estudio de la cinética química y de disoluciones de electrólitos. también especuló acerca de que la vida en la tierra llegó de otros planetas, teoría que hoy se conoce como panspermia. Arrhenius recibió el premio Nobel de Química en 1903. 2 Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947). Químico danés. Además de su teoría de ácidos y bases, Brønsted trabajó en termodinámica y en la separación de los isótopos de mercurio. En algunos textos, los ácidos y bases de Brøn- sted se denominan ácidos y bases Brønsted-Lowry. thomas Martin Lowry (1874-1936) fue un químico inglés. Brønsted y Lowry desarrollaron de manera independiente la misma teoría relativa a los ácidos y bases en 1923. 04_CHAPTER 04.indd 130 12/21/09 12:27:12 PM
- 162. 1314.3 Reacciones ácido-base negativo del H2o (el átomo de o). Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada, como se muestra en la figura 4.7. Así, la ionización del ácido clorhídrico deberá escribirse como HCl H o H o Cl( ) ( ) ( ) ( )ac l ac ac+ → ++ − 2 3 El protón hidratado H3O+ se denomina ion hidronio. Esta ecuación muestra una reacción en la cual un ácido de Brønsted (HCl) dona un protón a una base de Brønsted (H2o). Los experimentos han demostrado que el ion hidronio se sigue hidratando, de manera que puede tener asociadas varias moléculas de agua. Como las propiedades ácidas del protón no se alteran por el grado de hidratación, por conveniencia en este texto se usará H+ (ac) para re- presentar al protón hidratado, aunque la notación H3o+ es más cercana a la realidad. Recuerde que las dos notaciones representan la misma especie en disolución acuosa. Entre los ácidos comúnmente utilizados en el laboratorio se encuentran el ácido clorhídri- co (HCl), el ácido nítrico (HNo3), el ácido acético (CH3CooH), el ácido sulfúrico (H2So4) y el ácido fosfórico (H3Po4). Los tres primeros son ácidos monopróticos, es decir, cada unidad de ácido libera un ion hidrógeno tras la ionización: HCl H Cl HNo H N ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac ac → + → + + − + 3 oo CH CooH CH Coo H3 3 3 − − + + ( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac Como se mencionó antes, el ácido acético es un electrólito débil debido a que su ionización es incompleta (obsérvese la doble flecha). Por esta razón se dice que es un ácido débil (vea la tabla 4.1). Por otro lado, el HCl y el HNo3 son ácidos fuertes porque son electrólitos fuertes, por lo que se ionizan completamente en disolución (observe el uso de las flechas sencillas). El ácido sulfúrico (H2So4) es un ácido diprótico porque cada unidad del ácido produce dos iones H+ , en dos etapas: H So H HSo HSo 2 4 4 4 ( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac → ++ − − HH So+ − +( ) ( )ac ac4 2 El H2So4 es un electrólito fuerte o ácido fuerte (la primera etapa de ionización es completa), pero el HSo4 – es un ácido débil o electrólito débil, y se requiere una doble flecha para repre- sentar su ionización incompleta. Existen relativamente pocos ácidos tripróticos, los cuales producen tres iones H+ . El ácido triprótico mejor conocido es el ácido fosfórico, cuyas ionizaciones son H Po H H Po H Po 3 4 2 4 2 4 ( ) ( ) ( ) ( ) ac ac ac ac + − − + H HPo HPo H + − − + +( ) ( ) ( ) ( ac ac ac a 4 2 4 2 cc ac) ( )+ − Po4 3 En este caso, las tres especies (H3Po4, H2Po4 – y HPo4 2– ) son ácidos débiles y se utilizan dobles flechas para representar cada etapa de ionización. Los aniones como H2Po4 – y HPo4 2– están presentes en disoluciones acuosas de fosfatos, como NaH2Po4 y Na2HPo4. En la tabla 4.3 se muestran algunos ácidos fuertes y débiles comunes. � � Cl� H3O� H2OHCl � �8n 8n Figura 4.7 Ionización de HCl en agua para formar el ion hidronio y el ion cloruro. Mapa del potencial electrostático del ion H3O+ . En la representación de espectro de color, la parte de la región más rica en electrones es roja y la región más pobre en electrones es azul. En la mayoría de los casos los ácidos inician con H en la fórmula o tienen un grupo COOH. Ácidos fuertes Ácido clorhídrico HCl Ácido bromhídrico HBr Ácido yodhídrico HI Ácido nítrico HNo3 Ácido sulfúrico H2So4 Ácido perclórico HClo4 Ácidos débiles Ácido fluorhídrico HF Ácido nitroso HNo2 Ácido fosfórico H3Po4 Ácido acético CH3CooH Algunos ácidos fuertes y débiles comunes TABLA 4.3 04_CHAPTER 04.indd 131 12/21/09 12:27:18 PM
- 163. 132 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa En la tabla 4.1 se muestra que el hidróxido de sodio (NaoH) y el hidróxido de bario [Ba(oH)2] son electrólitos fuertes. Esto significa que en disolución están completamente io- nizados: NaoH Na oH Ba oH H o H o ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) s ac ac s 2 2 2 → + + − →→ ++ − Ba oH2 2( ) ( )ac ac El ion oH– puede aceptar un protón en la siguiente forma: H oH H o+ − + →( ) ( ) ( )ac ac l2 Por tanto, el ion oH– es una base de Brønsted. El amoniaco (NH3) se clasifica como base de Brønsted porque puede aceptar un ion H+ (figura 4.8): NH H o NH oH3 2 4( ) ( ) ( ) ( )ac l ac ac+ ++ − El amoniaco es un electrólito débil (y por tanto una base débil) porque sólo una pequeña fracción de las moléculas de NH3 disueltas reacciona con agua para formar los iones NH4 + y oH– . La base fuerte que más se utiliza en el laboratorio es el hidróxido de sodio. Es barata y soluble. (De hecho, todos los hidróxidos de metales alcalinos son solubles.) La base débil que más se utiliza en el laboratorio es la disolución acuosa de amoniaco, a la que en ocasiones se llama erróneamente hidróxido de amonio, ya que no hay evidencia que demuestre la existencia de la especie NH4oH. todos los elementos del grupo 2A forman hidróxidos del tipo M(oH)2, donde M denota un metal alcalinotérreo. De estos hidróxidos, sólo el Ba(oH)2 es soluble. Los hidróxidos de magnesio y de calcio se utilizan en medicina y en la industria. Los hidróxidos de otros metales, como Al(oH)3 y Zn(oH)2 son insolubles y se utilizan como bases. En el ejemplo 4.3 se clasifican las sustancias como ácidos o bases de Brønsted. OH2 NH3 H2O + 4NH + + 34 34 + + Figura 4.8 Ionización del amoniaco en agua para formar el ion amonio y el ion hidróxido. Observe que esta botella de amoniaco acuoso está etiquetada erróneamente. Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Brønsted: a) HBr, b) No2 – , c) HCo3 – . Estrategia ¿Qué caracteriza a un ácido de Brønsted? ¿Contiene al menos un átomo de H? Salvo el amoniaco, la mayoría de las bases de Brønsted que usted encontrará hasta esta etapa son aniones. Solución a) Sabemos que HCl es un ácido. Debido a que tanto el Br como el Cl son halógenos (grupo 7A), esperamos que el HBr, al igual que el HCl, se ionicen en agua como sigue: HBr H Br( ) ( ) ( )ac ac ac→ ++ − Por tanto, HBr es un ácido de Brønsted. (continúa) EjEmpLo 4.3 04_CHAPTER 04.indd 132 12/21/09 12:27:25 PM
- 164. 1334.3 Reacciones ácido-base Neutralización ácido-base una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH– u O2– : ácido + base ⎯→ sal + agua La sustancia conocida como sal de mesa, NaCl, es producto de la reacción ácido-base HCl(ac) + NaoH(ac) ⎯→ NaCl(ac) + H2o(l) Sin embargo, puesto que tanto el ácido como la base son electrólitos fuertes, están completa- mente ionizados en la disolución. La ecuación iónica es H+ (ac) + Cl– (ac) + Na+ (ac) + oH– (ac) ⎯→ Na+ (ac) + Cl– (ac) + H2o(l) Por tanto, la reacción se puede representar mediante la ecuación iónica neta H+ (ac) + oH– (ac) ⎯→ H2o(l) tanto el Na+ como el Cl– son iones espectadores. Si en la reacción anterior se hubiera iniciado con iguales cantidades molares del ácido y de la base, al final de la reacción únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base rema- nentes. Ésta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base. una reacción entre un ácido débil como el ácido cianhídrico (HCN) y una base fuerte es HCN(ac) + NaoH(ac) ⎯→ NaCN(ac) + H2o(l) Debido a que el HCN es un ácido débil, no se ioniza de manera perceptible en disolución. Por tanto, la ecuación iónica se escribe como HCN(ac) + Na+ (ac) + oH– (ac) ⎯→ Na+ (ac) + CN– (ac) + H2o(l) b) El ion nitrito en disolución puede aceptar un protón para formar ácido nitroso: NO H HNO2 2 − + + →( ) ( ) ( )ac ac ac Esta propiedad hace al No2 – una base de Brønsted. c) El ion bicarbonato es un ácido de Brønsted porque se ioniza en disolución de la siguiente manera: HCO H CO3 3 2− + − +( ) ( ) ( )ac ac aczz también es una base de Brønsted porque puede aceptar un protón para formar ácido carbónico: HCO H H CO3 2 3 − + +( ) ( ) ( )ac ac aczz Comentario Se dice que la especie HCo3 – es un anfótero porque posee ambas propiedades, ácidas y básicas. La doble flecha indica que ambas reacciones son reversibles. Ejercicio de práctica Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Brønsted: a) So4 2– , b) HI. Problemas similares: 4.31, 4.32. Por lo general, las reacciones ácido-base se completan. 04_CHAPTER 04.indd 133 12/21/09 12:27:29 PM
- 165. 134 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa y la ecuación iónica neta es HCN(ac) + oH– (ac) ⎯→ CN– (ac) + H2o(l) observe que sólo el Na+ es un ion espectador; oH– y CN– no lo son. Los siguientes ejemplos también son reacciones de neutralización ácido-base, represen- tadas por las ecuaciones moleculares: HF(ac) + KoH(ac) ⎯→ KF(ac) + H2o(l) H2So4(ac) + 2NaoH(ac) ⎯→ Na2So4(ac) + 2H2o(l) HNo3(ac) + NH3(ac) ⎯→ NH4No3(ac) La última ecuación se ve distinta porque no muestra al agua como producto. Sin embargo, si el NH3(ac) se expresa como NH4 + (ac) y oH– (ac), como se mencionó antes, la ecuación se convierte en HNo3(ac) + NH4 + (ac) + oH– (ac) ⎯→ NH4No3(ac) + H2o(l) Reacciones ácido-base que originan la formación de gases Ciertas sales, como los carbonatos (que contienen el ion Co3 2– ), los bicarbonatos (que contie- nen el ion HCo3 – ), los sulfitos (que contienen el ion So3 2– ), y los sulfuros (que contienen el ion S2– ) reaccionan con ácidos para formar productos gaseosos. Por ejemplo, la ecuación molecu- lar para la reacción entre el carbonato de sodio (Na2Co3) y HCl(ac) es (vea la figura 4.6) Na2Co3(ac) + 2HCl(ac) ⎯→ 2NaCl(ac) + H2Co3(ac) El ácido carbónico es inestable y si está presente en disolución en concentraciones suficientes se descompone como sigue: H2Co3(ac) ⎯→ H2o(l) + Co2(g) Reacciones similares que implican a las otras sales mencionadas son NaHCo3(ac) + HCl(ac) ⎯→ NaCl(ac) + H2o(l) + Co2(g) Na2So3(ac) + 2HCl(ac) ⎯→ 2NaCl(ac) + H2o(l) + So2(g) K2S(ac) + 2HCl(ac) ⎯→ 2KCl(ac) + H2S(g) Revisión de conceptos ¿Cuál de los siguientes diagramas es una mejor representación de un ácido débil? ¿De un ácido muy débil? ¿De un ácido fuerte? El protón está presente en el agua en forma de ion hidronio. todos los ácidos son monopróticos. (Por simplicidad, no se muestran las moléculas de agua). a) b) c) 04_CHAPTER 04.indd 134 12/21/09 12:27:33 PM
- 166. 1354.4 Reacciones de oxidación-reducción 4.4 Reacciones de oxidación-reducción En tanto que las reacciones ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de los elemen- tos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. Este tema comienza con una reacción en la cual dos elementos se combinan para formar un compuesto. Considere la formación del óxido de magnesio (Mgo) a partir del magnesio y el oxígeno (figura 4.9): 2Mg(s) + o2 (g) ⎯→ 2Mgo(s) El óxido de magnesio (Mgo) es un compuesto iónico formado por iones Mg2+ y o2– . En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de o (en el o2). Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones de parte de los dos átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de o2: 2Mg ⎯→ 2Mg2+ + 4e– o2 + 4e– ⎯→ 2o2– Cada una de estas etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electro- nes transferidos en la reacción redox. La suma de las semirreacciones produce la reacción global: 2Mg + o2 + 4e– ⎯→ 2Mg2+ + 2o2– + 4e– o si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación, 2Mg + o2 ⎯→ 2Mg2+ + 2o2– Por último, los iones Mg2+ y o2– se combinan para formar Mgo: 2Mg2+ + 2o2– ⎯→ 2Mgo 88n� Mg Mg2ϩ O2 O2Ϫ Figura 4.9 El magnesio entra en combustión con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Tenga presente que en una semirreacción de oxidación los electrones figuran como el producto, y en una semirreacción de reducción los electrones figuran como el reactivo. 04_CHAPTER 04.indd 135 12/21/09 12:27:36 PM
- 167. 136 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones. En la antigüedad, los químicos empleaban el término “oxidación” para expresar la combinación de elementos con oxígeno. Sin embargo, actualmente tiene un significado más amplio, ya que también incluye reacciones en las que no participa el oxígeno. una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida. Se dice que actúa como agente reductor porque dona electrones al oxígeno y hace que se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como un agen- te oxidante porque acepta electrones del magnesio y hace que éste se oxide. observe que la magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante. El proceso de transferencia de electrones es más notorio en unas reacciones redox que en otras. Cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de cobre(II) (CuSo4), el zinc reduce al Cu2+ al donarle dos electrones: Zn(s) + CuSo4(ac) ⎯→ ZnSo4(ac) + Cu(s) En el proceso, la disolución pierde el color azul que denota la presencia de iones Cu2+ hidra- tados (figura 4.10): Zn(s) + Cu2+ (ac) ⎯→ Zn2+ (ac) + Cu(s) Las semirreacciones de oxidación y reducción son Zn ⎯→ Zn2+ + 2e– Cu2+ + 2e– ⎯→ Cu De igual manera, el cobre metálico reduce los iones plata en una disolución de nitrato de plata (AgNo3): Cu(s) + 2AgNo3(ac) ⎯→ Cu(No3)2(ac) + 2Ag(s) o Cu(s) + 2Ag+ (ac) ⎯→ Cu2+ (ac) + 2Ag(s) Número de oxidación Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos como el Mgo y a la reducción de iones Cu2+ por el Zn. Sin embargo, estas definiciones no caracterizan adecuadamente a la formación del cloruro de hidrógeno (HCl) ni del dióxido de azufre (So2): H2(g) + Cl2(g) ⎯→ 2HCl(g) S(s) + o2(g) ⎯→ So2(g) Como el HCl y el So2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se trans- fieren electrones durante la formación de estos compuestos, lo que sí sucede en el caso del Mgo. No obstante, los químicos tratan estas reacciones como reacciones redox porque expe- rimentalmente se observa que hay una transferencia parcial de electrones (del H al Cl en el HCl, y del S al o en el So2). Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asig- nar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo, Una mnemotecnia útil para redox es OEPREG: la Oxidación Es Pérdida (de electrones) y la Reducción Es Ganancia (de electrones). Los agentes oxidantes siempre se reducen y los agentes reductores siempre se oxidan. Este enunciado puede resultar un poco confuso, pero es simplemente consecuencia de las definiciones de ambos procesos. 04_CHAPTER 04.indd 136 12/21/09 12:27:37 PM
- 168. 1374.4 Reacciones de oxidación-reducción también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo, las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y So2 se podrían escribir como: 0 0 +1−1 H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) 0 0 +4 −2 S(s) + O2(g) → SO2(g) Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxida- ción. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos. Por tanto, su número de oxidación es cero. Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o per- dieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”. La barra de Zn se introduce en disolución acuosa de CuSO4 Los iones Cu2+ se convierten en átomos de Cu. Los átomos de Zn ingresan a la disolución como iones Zn2+ . a) 2e– Zn2+ Zn2+Zn Zn Cu Cu Cu2+ Cu2+ Cu2+ AgCu 2e– Ag Ag+ b) Cuando un pedazo de alambre de cobre se coloca en una disolución acuosa de AgNO3 , los átomos de Cu ingresan a la disolución como iones Cu2+ , y los iones Ag+ se convierten en Ag sólida. Figura 4.10 Reacciones de desplazamiento metálico en disolución. a) Primer vaso: se coloca una barra de zinc en una disolución azul de CuSO4. De inmediato los iones Cu2+ se reducen a Cu metálico en forma de una capa oscura. Segundo vaso: después de un tiempo la mayo- ría de los iones Cu2+ se reducen y la disolución se torna incolora. b) Primer vaso: se coloca una pieza de alambre de Cu en una disolución incolora de AgNO3. Los iones Ag+ se reducen a Ag metálica. Segundo vaso: después de un tiempo, la mayoría de los iones Ag+ se reducen y la disolución adquiere el color azul característico debido a la presencia de iones Cu2+ hidratados. 04_CHAPTER 04.indd 137 12/21/09 12:27:59 PM
- 169. 138 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el hidrógeno y el azufre en los ejemplos anteriores, se han oxidado. El cloro y el oxígeno se han reducido, por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. observe que la suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y –1) es cero. Asimismo, si se añaden cargas en el S (+4) y en los dos átomos de o [2 × (–2)], el total es cero. La razón de esto es que las moléculas de HCl y So2 son neutras y por tanto las cargas se deben cancelar. En este texto utilizamos las siguientes reglas para asignar el número de oxidación: 1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, o2 y P4 tiene el mismo nú- mero de oxidación: cero. 2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Entonces, el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ion Ba2+ , +2; el ion Fe3+ , +3; el ion I– , –1; el ion o2– , –2; y así sucesivamente. todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1; y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos. 3. El número de oxidación del oxígeno es –2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, Mgo y H2o), pero en el peróxido de hidrógeno (H2o2) y en el ion peróxido (o2 2– ) es –1. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es –1. 5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. Los otros halóge- nos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones (vea la sección 2.7), tienen números de oxidación positivos. 6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los ele- mentos debe ser igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4 + , el número de oxidación del N es –3 y el del H es +1. Por tanto, la suma de los números de oxidación es –3 + 4(+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion. 7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el número de oxidación del o en el ion superóxido, o2 – es – 1 2 . En el ejemplo 4.4 aplicamos estas reglas para asignar números de oxidación. Asigne el número de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos y en el ion: a) Li2o, b) HNo3, c) Cr2o7 2– . Estrategia En general, seguimos las reglas que se mencionaron para asignar números de oxidación. Recuerde que todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y que en la mayoría de los casos el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 y el oxígeno un número de oxidación de –2 en sus compuestos. Solución a) De acuerdo con la regla 2, observamos que el litio tiene número de oxidación de +1 (Li+ ) y el oxígeno tiene número de oxidación de –2 (o2– ). b) Ésta es la fórmula del ácido nítrico que, en disolución, forma un ion H+ y un ion No3 – . De la regla 4 observamos que el H tiene un número de oxidación de +1, por tanto, el otro grupo (el ion nitrato) debe tener un número de oxidación neto de –1. Puesto que el oxígeno EjEmpLo 4.4 (continúa) 04_CHAPTER 04.indd 138 12/21/09 12:28:02 PM
- 170. 1394.4 Reacciones de oxidación-reducción tiene un número de oxidación de –2, y si usamos x para representar el número de oxidación del nitrógeno, entonces el ion nitrato se puede escribir como [N(x) o3 (2–) ]– de manera que x + 3(–2) = –1 o x = +5 c) De la regla 6 vemos que la suma de los números de oxidación en el ion dicromato Cr2o7 2– debe ser –2. Sabemos que el número de oxidación del o es –2, así que todo lo que resta es determinar el número de oxidación del Cr, al cual llamaremos y. El ion dicromato se puede escribir como [Cr2 (y) o7 (2–) ]2– así que 2(y) + 7(–2) = –2 o y = +6 Verificación En cada caso, ¿la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga neta de las especies? Ejercicio de práctica Asigne números de oxidación a todos los elementos del compuesto y del ion siguientes: a) PF3, b) Mno4 – . Problemas similares: 4.47, 4.49. No todas las reacciones de combinación son por naturaleza redox. Lo mismo se aplica para las reacciones de descomposición. En la figura 4.11 se muestran los números de oxidación conocidos de los elementos co- munes, ordenados de acuerdo con sus posiciones en la tabla periódica. El contenido de esta figura se puede resumir así: • Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos, en tanto que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación positivos o negativos. • El máximo número de oxidación que puede tener un elemento de los grupos 1A al 7A es el número de su grupo en la tabla periódica. Por ejemplo, los halógenos están en el grupo 7A, por tanto su máximo número de oxidación posible es +7. • Los metales de transición (grupos 1B y del 3B al 8B) por lo general tienen varios nú- meros de oxidación posibles. Tipos de reacciones redox Entre las reacciones más comunes de oxidación-reducción se encuentran las reacciones de combinación, de descomposición, de combustión y de desplazamiento. Las reacciones de des- proporción son un tipo más complejo y también se analizarán en esta sección. Reacciones de combinación una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. La figura 4.12 muestra algunas reacciones de combinación. Por ejemplo, 0 0 +4 −2 S(s) + O2(g) → SO2(g) 0 0 +3 −1 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) 04_CHAPTER 04.indd 139 12/21/09 12:28:05 PM
- 171. 140 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa 8B 1 1A 2 2A 3 3B 4 4B 5 5B 6 6B 7 7B 11 1B 8 109 12 2B 13 3A 14 4A 15 5A 16 6A 17 7A 18 8A H Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba Sc Y La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg Ga In Tl Ge Sn Pb As Sb Bi Se Te Po Br I At Al Si P S Cl B C N O F Rn Xe Kr Ar Ne He 1 3 11 19 37 55 4 12 20 38 56 +1 –1 21 39 57 22 40 72 23 41 73 24 42 74 25 43 75 26 44 76 27 45 77 28 46 78 29 47 79 30 48 80 31 49 81 32 50 82 33 51 83 34 52 84 35 53 85 36 54 86 13 14 15 16 17 18 5 6 7 8 9 10 2 +1 +1 +1 +1 +1 +2 +2 +2 +2 +2 +3 +3 +3 +4 +3 +2 +4 +4 +5 +6 +5 +4 +5 +5 +4 +3 +2 +6 +4 +3 +6 +4 +7 +6 +4 +3 +2 +7 +6 +4 +7 +6 +4 +3 +2 +3 +2 +8 +6 +4 +3 +8 +4 +4 +3 +4 +2 +3 +1 +2 +1 +3 +1 +2 +2 +1 +2 +3 +4 +3 +2 +4 +2 +1 +2 +3 +4 +2 +4 +2 +5 +3 +2 –1 +5 –3 +3 +5 –3 +3 +4 –4 +6 –2 +4 +6 +4 –2 +7 +5 +1 –1 +6 +4 +2 +4 +2 +5 +3 +1 –1 +3 +3 +4 +4 +5 +5 +2 –4 +4 +3 +2 +1 –3 +2 1 2– –1 –2 –1 +6 +4 +2 –2 +3 –3 –4 +7 +6 +5 +4 +3 +1 –1 +4 +3 +2 Figura 4.11 Los números de oxidación de los elementos en sus compuestos. Los números de oxidación más comunes están a color. a) b) c) Figura 4.12 Algunas reacciones redox simples de combinación. a) Azufre quemándose en aire para formar dióxido de azufre. b) Sodio que- mándose en cloro para formar cloruro de sodio. c) Aluminio en reacción con el bromo para formar bromuro de aluminio. 04_CHAPTER 04.indd 140 12/21/09 12:28:11 PM
- 172. 1414.4 Reacciones de oxidación-reducción Reacciones de descomposición Las reacciones de descomposición son lo opuesto de las reacciones de combinación. Con- cretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes (figura 4.13). Por ejemplo, +2 −2 0 0 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) +5 −2 −1 0 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) +1−1 0 0 2NaH(s) → 2Na(s) + H2(g) Reacciones de combustión una reacción de combustión es una reacción en la cual la sustancia reacciona con el oxíge- no, por lo general con la liberación de calor y luz, para producir una flama. Las reacciones entre el magnesio y el azufre con el oxígeno, descritas anteriormente, son reacciones de com- bustión. otro ejemplo es la combustión del propano (C3H8), un componente del gas natural que se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica: C3H8(g) + 5o2(g) ⎯→ 3Co2(g) + 4H2o(l) Es más complicado asignar un número de oxidación a los átomos de C en compuestos orgáni- cos. Aquí sólo veremos el número de oxidación de los átomos de o, que cambia de 0 a –2. Reacciones de desplazamiento En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno. 1. Desplazamiento de hidrógeno. todos los metales alcalinos y algunos metales alcalino- térreos (Ca, Sr y Ba), que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría (figura 4.14): 0 +1 +1 +1 0 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g) 0 +1 +2 +1 0 Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g) a) b) Figura 4.13 a) Al calentarse el óxido de mercurio(II) (HgO) se descompone para formar mer- curio y oxígeno. b) Al calentarse el clorato de potasio (KClO3) se produce oxígeno, el cual man- tiene la combustión de la varilla de madera. Mostramos números de oxidación sólo para los elementos que se oxidan o se reducen. Figura 4.14 Reacciones de: a) sodio (Na) y b) calcio (Ca) con agua fría. Observe que la reac- ción es más vigorosa con Na que con Ca. a) b) 04_CHAPTER 04.indd 141 12/21/09 12:28:21 PM
- 173. 142 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, son capaces de desplazar al hidrógeno de los ácidos. Por ejemplo, el zinc (Zn) y el magnesio (Mg) no reaccionan con el agua, pero sí con el ácido clorhídrico, como se muestra: 0 +1 +2 0 Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g) 0 +1 +2 0 Mg(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) En la figura 4.15 se ven las reacciones entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hierro (Fe), el zinc (Zn) y el magnesio (Mg). Estas reacciones se utilizan para preparar hidrógeno gaseoso en el laboratorio. 2. Desplazamiento de metal. un metal de un compuesto también puede ser desplazado por otro metal en estado libre.Ya se han visto ejemplos de reemplazo de iones de cobre por zinc y de iones de plata por cobre (vea la página 137). Si se invierten los compuestos de los metales, la reacción no se lleva a cabo. Así, el cobre metálico no desplazará a los iones de zinc del sul- fato de zinc y la plata metálica no desplazará a los iones de cobre del nitrato de cobre. una forma sencilla de predecir si realmente va a ocurrir una reacción de desplazamiento de un metal o una reacción de desplazamiento de hidrógeno, es referirse a una serie de activi- dad (algunas veces denominada serie electroquímica). Esta serie se muestra en la figura 4.16. una serie de actividad es, básicamente, un resumen conveniente de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento semejantes a las ya descritas. De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se ubique arriba del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situados abajo del hidrógeno no reaccionarán ni con agua ni con ácidos. De hecho, cualquier especie de la serie reaccionará con alguna otra especie (en un compuesto) que se encuentre abajo de ella. Por ejemplo, el Zn está arriba del Cu, por tanto, el zinc metálico desplazará a los iones cobre del sulfato de cobre. Figura 4.15 Reacciones de: a) hierro (Fe), b) zinc (Zn) y c) magnesio (Mg) con ácido clorhídrico para formar hidrógeno gaseoso y los cloruros metálicos (FeCl2, ZnCl2, MgCl2). La reactividad de estos metales se manifiesta en la velocidad con que se desprende el hidrógeno gaseoso, que es más lenta para el metal menos reactivo, Fe, y más rápida para el metal más reactivo, Mg. a) b) c) 04_CHAPTER 04.indd 142 12/21/09 12:28:29 PM
- 174. 1434.4 Reacciones de oxidación-reducción Las reacciones de desplazamiento de metal tienen muchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos, en los cuales es importante separar metales puros de sus minerales. Por ejemplo, el vanadio se obtiene por tratamiento de óxido de vanadio(V) con calcio metálico: V2o5(s) + 5Ca(l) ⎯→ 2V(l) + 5Cao(s) De manera similar, el titanio se obtiene a partir del cloruro de titanio(IV), de acuerdo con la reacción tiCl4(g) + 2Mg(l) ⎯→ ti(s) + 2MgCl2(l) En cada caso, el metal que actúa como agente reductor está situado arriba del metal que ha sido reducido (es decir, el Ca está arriba del V, y el Mg está arriba del ti) en la serie de activi- dad. En el capítulo 19 veremos más ejemplos de este tipo de reacción. 3. Desplazamiento de halógeno. El comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos se puede resumir en otra serie de actividad: F2 > Cl2 > Br2 > I2 La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conforme avanzamos del flúor al yodo en el grupo 7A, por lo que el flúor molecular puede reemplazar a los iones cloru- ro, bromuro y yoduro en disolución. De hecho, el flúor molecular es tan reactivo que también ataca al agua, por lo que estas reacciones no pueden efectuarse en disolución acuosa. Por otro lado, el cloro molecular puede desplazar a los iones bromuro y yoduro en disolución acuosa. Las ecuaciones de desplazamiento son 0 −1 −1 0 Cl2(g) + 2KBr(ac) → 2KCl(ac) + Br2(l) 0 −1 −1 0 Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2NaCl(ac) + I2(s) Li → Li� + e� K → K� + e� Ba → Ba2+ + 2e� Ca → Ca2+ + 2e� Na → Na+ + e� Mg → Mg2+ + 2e� Al → Al3+ + 3e� Zn → Zn2+ + 2e� Cr → Cr3+ + 3e� Fe → Fe2+ + 2e� Cd → Cd2+ + 2e� Co → Co2+ + 2e� Ni → Ni2+ + 2e� Sn → Sn2+ + 2e� Pb → Pb2+ + 2e� H2 → 2H+ + 2e� Cu → Cu2+ + 2e� Ag → Ag+ + e� Hg → Hg2+ + 2e� Pt → Pt2+ + 2e� Au → Au3+ + 3e� Reaccionan con agua fría para producir H2 Reaccionan con vapor para producir H2 Reaccionan con ácidos para producir H2 No reaccionan con agua o ácidos para producir H2 Aumentalafuerzareductora Figura 4.16 Serie de actividad para metales. Los metales están ordenados de acuerdo con su capacidad de desplazar al hidró- geno de un ácido o del agua. El Li (litio) es el metal más reactivo y el Au (oro) es el menos reactivo. F Cl Br I 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A Los halógenos. 04_CHAPTER 04.indd 143 12/21/09 12:28:36 PM
- 175. 144 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Las ecuaciones iónicas son 0 −1 −1 0 Cl2(g) + 2Br(ac) → 2Cl− (ac) + Br2(l) 0 +1 +1 0 Cl2(g) + 2I− (ac) → 2Cl− (ac) + I2(s) A su vez, el bromo molecular puede desplazar al ion yoduro en disolución: 0 −1 −1 0 Br2(l) + 2I− (ac) → 2Br− (ac) + I2(s) Si se invierten los papeles de los halógenos, la reacción no se produce. Así, el bromo no puede desplazar a los iones cloruro y el yodo no puede desplazar a los iones bromuro y cloruro. Las reacciones de desplazamiento de halógeno tienen una aplicación industrial directa. Los halógenos, como grupo, son los elementos no metálicos más reactivos. todos ellos son agentes oxidantes fuertes. En consecuencia, se encuentran en la naturaleza en forma combinada (con metales) como halogenuros, pero nunca como elementos libres. De estos cuatro elementos, el cloro es, por mucho, la sustancia química industrial más importante. En 2008 su producción anual en Estados unidos fue de 25 mil millones de libras, con lo que ocupó el décimo lugar entre los productos químicos industriales más importantes. La producción anual de bromo es de sólo una centésima parte de la del cloro, y la producción de flúor y de yodo es aun menor. Para recuperar los halógenos de sus halogenuros se requiere un proceso de oxidación, el cual se representa como 2X– ⎯→ X2 + 2e– donde X indica un halógeno. El agua de mar y la salmuera natural (por ejemplo, el agua subterránea en contacto con depósitos salinos) son fuentes ricas en iones Cl– , Br– y I– . Los minerales como la fluorita (CaF2) y la criolita (Na3AlF6) se utilizan en la obtención de flúor. Como el flúor es el agente oxidante más fuerte conocido, no hay manera de convertir los iones F– en F2 por medios químicos. La única manera de efectuar la oxidación es mediante procesos electrolíticos, que se estudiarán con detalle en el capítulo 19. El cloro, al igual que el flúor, se produce en la industria mediante procesos electrolíticos. El bromo se prepara industrialmente por la oxidación de iones Br– con cloro, que es un agente oxidante lo suficientemente fuerte como para oxidar a los iones Br– pero no al agua: 2Br– (ac) ⎯→ Br2(l) + 2e– una de las fuentes más ricas de iones Br– es el Mar Muerto: aproximadamente 4 000 partes por millón (ppm) en masa de todas las sustancias disueltas es Br. Después de la oxidación de los iones Br– , el bromo se separa de la disolución insuflando aire sobre ella, y posteriormente la mezcla de aire y bromo se enfría para condensar el bromo (figura 4.17). El yodo también se prepara a partir del agua de mar y de la salmuera natural por oxidación de los iones I– con cloro. Como de manera invariable están presentes los iones Br– y I– en la misma fuente, ambos son oxidados con cloro. Sin embargo, es relativamente fácil separar el Br2 del I2 porque el yodo es un sólido escasamente soluble en agua. El proceso de insuflado de aire removerá la mayor parte del bromo formado, pero no afectará al yodo presente. Reacción de desproporción La reacción de desproporción es un tipo especial de reacción redox. En una reacción de desproporción, un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mis- mo tiempo. En una reacción de desproporción un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación. El elemento mismo está en un estado de oxidación intermedio, es decir, pueden existir estados de oxidación superior e inferior para el Figura 4.17 Producción indus- trial del bromo (un líquido rojo fumante) a través de la oxidación con cloro gaseoso de una diso- lución acuosa con contenido de iones Br– . 5A 6A 7A 1B 2B7B Cl Br O S N Hg CuMn Au P I Elementos con mayor probabilidad de experimentar desproporción. 04_CHAPTER 04.indd 144 12/21/09 12:28:42 PM
- 176. 1454.4 Reacciones de oxidación-reducción mismo elemento. La descomposición del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de una reac- ción de desproporción: −1 −2 0 2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g) Aquí, el número de oxidación del oxígeno en el reactivo (–1) puede aumentar a cero en el o2 y, al mismo tiempo, disminuir a –2 en el H2o. otro ejemplo es la reacción entre el cloro molecular y el NaoH en disolución: 0 +1 −1 Cl2(g) + 2OH− (ac) → ClO− (ac) + Cl− (ac) + H2O(l) Esta reacción describe la formación de los agentes blanqueadores caseros. El ion hipoclorito (Clo– ) es el que oxida las sustancias coloridas en las manchas, convirtiéndolas en compuestos incoloros. Por último, es interesante comparar las reacciones redox con las reacciones ácido-base. Ambas reacciones son similares en cuanto a que las reacciones ácido-base implican la transfe- rencia de protones, en tanto que en las reacciones redox se transfieren electrones. Sin embar- go, en tanto que las reacciones ácido-base son fáciles de reconocer (ya que en ellas siempre participa un ácido y una base), no hay un procedimiento sencillo que permita identificar un proceso redox. La única manera segura es mediante la comparación de los números de oxida- ción de todos los elementos presentes en los reactivos y los productos. Cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción sea de carácter redox, por naturaleza. Los distintos tipos de reacciones redox se ilustran en el ejemplo 4.5. Observe que el número de oxidación del H sigue inalterable como +1. Clasifique las siguientes reacciones redox e indique los cambios ocurridos en los números de oxidación de los elementos: a) 2N2o(g) ⎯→ 2N2(g) + o2(g) b) 6Li(s) + N2(g) ⎯→ 2Li3N(s) c) Ni(s) + Pb(No3)2(ac) ⎯→ Pb(s) + Ni(No3)2(ac) d) 2No2(g) + H2o(l) ⎯→ HNo2(ac) + HNo3(ac) Estrategia Revise las definiciones de las reacciones de combinación, de descomposición, de desplazamiento y de desproporción. Solución a) Ésta es una reacción de descomposición, ya que un solo tipo de reactivo se convierte en dos productos distintos. El número de oxidación del N cambia desde +1 a 0, en tanto que el del o cambia de –2 a 0. b) Ésta es una reacción de combinación (dos reactivos forman un solo producto). El número de oxidación del Li cambia de 0 a +1, en tanto que el del N cambia de 0 a –3. c) Ésta es una reacción de desplazamiento de metal. El Ni metálico reemplaza (reduce) al ion Pb2+ . El número de oxidación del Ni aumenta desde 0 a +2, en tanto que el del Pb disminuye desde +2 a 0. d) El número de oxidación del N es +4 en el No2, +3 en HNo2 y +5 en HNo3. Puesto que el número de oxidación del mismo elemento se incrementa tanto como disminuye, ésta es una reacción de desproporción. Ejercicio de práctica Identifique los siguientes tipos de reacciones redox: a) Fe + H2So4 ⎯→ FeSo4 + H2 b) S + 3F2 ⎯→ SF6 c) 2CuCl ⎯→ Cu + CuCl2 d) 2Ag + PtCl2 ⎯→ 2AgCl + Pt EjEmpLo 4.5 Problemas similares: 4.55, 4.56. 04_CHAPTER 04.indd 145 12/21/09 12:28:46 PM
- 177. 146 q u í m i c a en acción Conductor al que se le está realizando la prueba de contenido de alcohol en la sangre con un alcoholímetro manual. Alcoholímetro Cada año en Estados unidos mueren cerca de 25 000 perso- nas y 500 000 más resultan lesionadas por conductores en estado de ebriedad. A pesar de los esfuerzos por educar al pú- blico en cuanto a los peligros de conducir bajo el influjo de productos tóxicos y de las estrictas penalizaciones para los deli- tos por manejar en estas condiciones, las autoridades encarga- das de mantener el orden público aún tienen que dedicar gran cantidad de esfuerzos para erradicar de los caminos estadouni- denses a los conductores ebrios. El departamento de policía a menudo utiliza un disposi- tivo conocido como alcoholímetro para someter a prueba a los conductores sospechosos de estar bajo los influjos del alcohol. Este dispositivo se basa en una reacción redox. una muestra del aliento del conductor entra al analizador, donde se trata con una disolución ácida de dicromato de potasio. El alcohol (etanol) en el aliento se convierte en ácido acético, como se muestra en la siguiente ecuación: 3CH3CH2oH + 2K2Cr2o7 + 8H2So4 ⎯→ etanol dicromato ácido de potasio sulfúrico (amarillo anaranjado) 3CH3CooH + 2Cr2(So4)3 + 2K2So4 + 11H2o ácido acético sulfato de cromo sulfato de (III) (verde) potasio En esta reacción el etanol se oxida para convertirse en ácido acético y el cromo(VI) en el ion dicromato, de color amarillo anaranjado, se reduce a ion de cromo(III), de color verde (vea la figura 4.22). El nivel de alcohol en la sangre del conductor se puede determinar con facilidad al medir el grado de este cambio de color (que se lee en un medidor calibrado en el instrumento). El límite legal actual de contenido de alcohol en la sangre en la mayoría de los estados de ese país es de 0.1% en masa. Cual- quier medida superior constituye intoxicación. Revisión de conceptos ¿Cuál de las siguientes reacciones de combinación no es una reacción redox? a) 2Mg(s) + o2(g) ⎯→ 2Mgo(s) b) H2(g) + F2(g) ⎯→ 2HF(g) c) NH3(g) + HCl(g) ⎯→ NH4Cl(s) d) 2Na(s) + S(s) ⎯→ Na2S(s) Aliento Detector de fotocelda Filtro Medidor Solución de K2Cr2O7 Fuente luminosa Diagrama esquemático de un alcoholíme- tro. El alcohol en el aliento del conductor reacciona con la disolución de dicromato de potasio. El cambio en la absorción de la luz debido a la formación del sulfato de cromo(III) se registra por medio del detec- tor y se muestra en un dispositivo, donde se lee directamente el contenido de alco- hol en la sangre. El filtro selecciona sólo una longitud de onda de luz para la medi- ción. El ensayo anterior de Química en acción describe el uso policiaco que se le ha dado a una reacción redox para aprehender a conductores en estado de ebriedad. 04_CHAPTER 04.indd 146 12/21/09 12:28:53 PM
- 178. 1474.5 Concentración de las disoluciones 4.5 Concentración de las disoluciones Para el estudio de la estequiometría en disolución necesitamos conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución y cómo controlar las cantidades de reactivos a utilizar para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente, o en una cantidad dada de disolución. (Para este análisis se supondrá que el soluto es un líquido o un sólido y el disolvente es un líquido.) La concentración de una disolución se puede expresar en muchas formas, como se verá en el capítulo 12. Aquí consi- deraremos una de las unidades más utilizadas en química, la molaridad (M), o concentración molar, que es el número de moles de soluto por litro de disolución. La molaridad se define como molaridad moles de soluto litros de disoluci = óón (4.1) La ecuación (4.1) también se puede expresar algebraicamente como M n V = (4.2) donde n denota el número de moles de soluto y V es el volumen de la disolución en litros. una disolución de glucosa (C6H12o6) 1.46 molar, escrita como C6H12o6 1.46 M, contiene 1.46 moles del soluto (C6H12o6) en un litro de disolución. Por supuesto, no siempre trabaja- mos con volúmenes de disolución de 1 L. Por tanto, una disolución de 500 mL que contenga 0.730 moles de C6H12o6 también tiene una concentración de 1.46 M: molaridad 0.730 mol C H O 500 mL disol 1006 12 6 = × 0mL disol 1 L disol C H O6 12 6=1 46. M observe que la concentración, al igual que la densidad, es una propiedad intensiva, de manera que su valor no depende de la cantidad de la disolución. Es importante recordar que la molaridad se refiere sólo a la cantidad de soluto original- mente disuelto en agua y no toma en cuenta los procesos subsecuentes, como la disociación de una sal o la ionización de un ácido. Considere lo que sucede cuando una muestra de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en suficiente agua para formar una disolución 1 M: KCl K ClH o2 ( ) ( ) ( )s ac ac → ++ − Puesto que el KCl es un electrólito fuerte, se disocia por completo en la disolución. Entonces, una disolución de KCl 1 M contiene 1 mol de iones K+ y 1 mol de iones Cl– ; no hay unidades de KCl presentes. La concentración de los iones puede expresarse como [K+ ] = 1 M y [Cl– ] = 1 M, donde los corchetes [ ] indican que la concentración está expresada en molaridad. En forma similar, en una disolución de nitrato de bario [Ba(No3)2] 1 M Ba No Ba NoH o2 ( ) ( ) ( ) ( )3 2 2 32s ac ac → ++ − tenemos que [Ba2+ ] = 1 M y [No3 – ] = 2 M, pero de ninguna manera hay unidades de Ba(No3)2. El procedimiento para preparar una disolución de molaridad conocida es el siguiente. Primero, el soluto se pesa con exactitud y se transfiere a un matraz volumétrico por medio de un embudo (figura 4.18). A continuación se añade agua al matraz y se agita suavemente para disolver el sólido. una vez que todo el sólido se ha disuelto, se añade más agua para llevar el Tenga presente que el volumen (V) son litros de disolución, no litros de disolvente. También que la molaridad de una disolución depende de la temperatura. 04_CHAPTER 04.indd 147 12/21/09 12:28:59 PM
- 179. 148 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa nivel de la disolución exactamente hasta la marca de aforo. una vez que se conoce el volumen de la disolución en el matraz y la cantidad del compuesto (el número de moles) disuelto, se puede calcular la molaridad de la disolución mediante la ecuación (4.1). observe que en este procedimiento no es necesario conocer la cantidad de agua agregada, en tanto se conozca el volumen final de la disolución. En los ejemplos 4.6 y 4.7 se ilustran las aplicaciones de las ecuaciones (4.1) y (4.2). a) b) c) Marca que muestra el volumen conocido de la disolución Menisco Figura 4.18 Preparación de una disolución de molari- dad conocida. a) Una cantidad conocida de un soluto sólido se transfiere a un matraz volumé- trico; después se agrega agua mediante un embudo. b) El sólido se disuelve lentamente al agitar con suavidad el matraz. c) Después de que el sólido se ha disuelto por completo, se agrega más agua para llevar el nivel de la disolución hasta la marca. Una vez conocidos el volumen de la disolución y la cantidad de soluto disuelto en ella, se puede calcu- lar la molaridad de la disolución preparada. Una disolución K2Cr2O7. ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2o7) se requieren para preparar 250 mL de una disolución cuya concentración sea de 2.16 M? Estrategia ¿Cuántos moles de K2Cr2o7 contiene 1 L (o 1 000 mL) de la disolución de K2Cr2o7 2.16 M? ¿250 mL de la disolución? ¿Cómo convertiría los moles en gramos? Solución Primero se determina el número de moles de K2Cr2o7 que hay en 250 mL o 0.250 L de la disolución 2.16 M. Al reordenar la ecuación (4.1) resulta moles de soluto = molaridad × L disol Por tanto, moles de K Cr O 2.16 mol K Cr O L disol 2 2 7 2 2 7 = × 1 00 250. L disol 0.540 mol K Cr O2 2 7= La masa molar del K2Cr2o7 es de 294.2 g, por lo que escribimos gramos de K Cr O necesarios 0.540 mol K Cr2 2 7 2= 22 7 2 2 7 2 2 7 2 O 294.2 g K Cr O 1 mol K Cr O 159 g K C × = rr O2 7 (continúa) EjEmpLo 4.6 04_CHAPTER 04.indd 148 12/21/09 12:29:05 PM
- 180. 1494.5 Concentración de las disoluciones En un experimento bioquímico, un químico necesita agregar 3.81 g de glucosa a una mezcla de reacción. Calcule el volumen en mililitros de una disolución de glucosa de 2.53 M que deberá utilizar para la adición. Estrategia En primer lugar debemos determinar el número de moles contenidos en 3.81 g de glucosa y después utilizar la ecuación (4.2) para calcular el volumen. Solución A partir de la masa molar de glucosa, escribimos 3 81. g C H O 1 mol C H O 180.2 g C H O 6 12 6 6 12 6 6 12 6 × == × − 2 114 10 2 . mol C H O6 12 6 Después calculamos el volumen de la disolución que contiene 2.114 × 10–2 moles de soluto. Al reordenar la ecuación (4.2) resulta V n M = = × − 2 114 10 2 53 2 . . mol C H O mol C H O 6 12 6 6 12 6 LL disol 1000 mL disol 1 L disol mL dis × = 8 36. ool Verificación un litro de disolución contiene 2.53 moles de C6H12o6. Por tanto, el número de moles en 8.36 mL o 8.36 × 10–3 L es (2.53 mol × 8.36 × 10–3 ) o 2.12 × 10–2 moles. La pequeña diferencia se debe a las distintas formas de redondeo. Ejercicio de práctica ¿Qué volumen (en mililitros) de una disolución de NaoH 0.315 M contiene 6.22 g de NaoH? EjEmpLo 4.7 Dilución de disoluciones Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones stock (de reserva) se diluyen antes de uti- lizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. Suponga que deseamos preparar 1 L de una disolución de KMno4 0.400 M a partir de una disolución de KMno4 1.00 M. Para ello necesitamos 0.400 moles de KMno4. Puesto que hay 1.00 mol de KMno4 en 1 L de una disolución de KMno4 1.00 M, hay 0.400 moles de KMno4 en 0.400 L de la misma disolución: 1.00 mol 1 L disol 0.400 mol 0.400 L disol = Por tanto, debemos tomar 400 mL de la disolución de KMno4 1.00 M y diluirlos hasta 1 000 mL mediante la adición de agua (en un matraz volumétrico de 1 L). Este método da 1 L de la disolución deseada de KMno4 0.400 M. Verificación Como una estimación a grandes rasgos, la masa debe estar dada por [molaridad (mol/L) × volumen (L) × masa molar (g/mol)] o [2 mol/L × 0.25 L × 300 g/mol] = 150 g. Por tanto, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica ¿Cuál es la molaridad de 85.0 mL de una disolución de etanol (C2H5oH) que contiene 1.77 g de esta sustancia? Problemas similares: 4.63, 4.66. Observe que hemos manejado un dígito adicional al número de las cifras significativas para el paso intermedio. Problema similar: 4.65. Dos disoluciones de KMnO4 de concentraciones diferentes. 04_CHAPTER 04.indd 149 12/21/09 12:29:10 PM
- 181. 150 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Al efectuar un proceso de dilución, conviene recordar que al agregar más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución (figura 4.19). En otras palabras, moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución La molaridad se define como moles de soluto en un litro de disolución, de manera que el nú- mero de moles de soluto está dado por [vea la ecuación (4.2)] moles de soluto litros de disol volumen de d× iisol (en litros) moles de soluto= M V n o MV = n Como todo el soluto proviene de la disolución concentrada original, concluimos que n perma- nece sin cambios; es decir, MiVi = MfVf moles de soluto antes de la dilución moles de soluto después de la dilución donde Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi y Vf son los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final. Desde luego, las unidades de Vi y Vf deben ser las mismas (mL o L) para que los cálculos funcionen. Para verificar que los resulta- dos sean razonables, se debe asegurar que Mi > Mf y Vf > Vi. En el ejemplo 4.8 se muestra la aplicación de la ecuación (4.3). a) b) Figura 4.19 La dilución de una disolución más concentrada a) a una menos concentrada b) no cambia el número total de par- tículas de soluto (18). (4.3) Describa cómo prepararía 5.00 × 102 mL de una disolución de H2So4 1.75 M, a partir de una disolución concentrada de H2So4 8.61 M. Estrategia Como la concentración de la disolución final es menor que la de la disolución original, éste es un proceso de dilución. tenga presente que en la dilución, la concentración de la disolución disminuye, pero el número de moles del soluto sigue siendo el mismo. Solución Preparamos el cálculo mediante la tabulación de los datos: Mi = 8.61 M Mf = 1.75 M Vi = ? Vf = 5.00 × 102 mL (continúa) EjEmpLo 4.8 04_CHAPTER 04.indd 150 12/21/09 12:29:16 PM
- 182. 1514.6 Análisis gravimétrico Ahora que hemos estudiado la concentración y dilución de las disoluciones, analizare- mos los aspectos cuantitativos de las reacciones que ocurren en disolución acuosa, es decir, la estequiometría de las disoluciones. Las secciones 4.6 a 4.8 se centran en dos técnicas para estudiar la estequiometría de las disoluciones: el análisis gravimétrico y la valoración. Estas dos técnicas son las herramientas básicas del análisis cuantitativo, que se ocupa de la deter- minación de la cantidad o concentración de una sustancia en una muestra. 4.6 Análisis gravimétrico El análisis gravimétrico es una técnica analítica que se basa en la medición de la masa. un tipo de experimento de un análisis gravimétrico implica la formación, separación y determi- nación de la masa de un precipitado. Generalmente este procedimiento se aplica a compuestos iónicos. una muestra de una sustancia de composición desconocida se disuelve en agua y se convierte en un precipitado al hacerla reaccionar con otra sustancia. El precipitado se filtra, se seca y se pesa. Si se conoce la masa y la fórmula química del precipitado formado, es posible calcular la masa de un componente químico determinado (es decir, el anión o el catión) en la muestra original. Por último, a partir de la masa del componente y de la masa de la muestra original, determinamos la composición porcentual en masa del componente en el compuesto original. La siguiente reacción se estudia con mucha frecuencia en el análisis gravimétrico debido a que los reactivos se pueden obtener en forma pura AgNo3(ac) + NaCl(ac) ⎯→ NaNo3(ac) + AgCl(s) La ecuación iónica neta es Ag+ (ac) + Cl– (ac) ⎯→ AgCl(s) El precipitado es el cloruro de plata (vea la tabla 4.2). Por ejemplo, si queremos determinar experimentalmente el porcentaje en masa de Cl en una muestra de NaCl, primero pesaremos Al sustituir en la ecuación (4.3) ( . )( ) ( . )( . ( . 8 61 1 75 5 00 10 1 75 2 mL) = i i M V M V = × MM M )( . . 5 00 10 8 61 102 2 × = mL) mL Por tanto, para obtener la concentración deseada debemos diluir 102 mL de la disolución de H2So4 8.61 M con suficiente agua para obtener un volumen final de 5.00 × 102 mL en un matraz volumétrico de 500 mL. Verificación El volumen inicial es menor que el volumen final, por tanto la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica ¿Cómo prepararía 2.00 × 102 mL de una disolución de NaoH 0.866 M, a partir de una disolución stock de 5.07 M? Revisión de conceptos ¿Cuál es la concentración final de una solución de 0.6 M de NaCl si su volumen se ha duplicado y el número de moles se ha triplicado? Problemas similares: 4.71, 4.72. Este procedimiento permitiría determinar la pureza de la muestra de NaCl. 04_CHAPTER 04.indd 151 12/21/09 12:29:18 PM
- 183. 152 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa con exactitud una muestra de NaCl y luego se disuelve en agua. A continuación agregamos suficiente disolución de AgNo3 a la disolución de NaCl para precipitar, como AgCl, todos los iones Cl– que se encuentren en la disolución. En este procedimiento, el NaCl es el reactivo limitante y el AgNo3 es el reactivo en exceso. El precipitado de AgCl se separa de la disolu- ción por filtración, se seca y se pesa. Con los datos de la masa de AgCl podemos calcular la masa de Cl, utilizando para ello el porcentaje en masa de Cl en elAgCl. Puesto que esta misma cantidad de Cl estaba presente en la muestra original de NaCl, podemos calcular el porcentaje en masa de Cl en el NaCl. En la figura 4.20 se muestra este procedimiento. El análisis gravimétrico es una técnica muy exacta, ya que la masa de la muestra se puede medir con bastante exactitud. Sin embargo, este procedimiento sólo puede aplicarse en reac- ciones que llegan a completarse o tienen un rendimiento cercano a 100%. Así, si el AgCl fuera ligeramente soluble en vez de ser insoluble, no sería posible eliminar todos los iones Cl– de la disolución de NaCl y los cálculos subsecuentes serían erróneos. En el ejemplo 4.9 se muestran los cálculos implicados en un experimento gravimétrico. Figura 4.20 Pasos básicos para el análisis gravimétrico. a) Disolución que contiene una cantidad conocida de NaCl en un vaso. b) Precipitación de AgCl como resultado de la adición de una disolución de AgNO3, mediante una probeta. En esta reacción el AgNO3 es el reactivo en exceso y el NaCl es el reactivo limitante. c) La disolución que contiene el precipitado de AgCl se filtra a través de un crisol de disco sinterizado previamente pesado, el cual permite que el líquido (mas no el precipitado) pase a través de éste. Después el crisol se quita del dis- positivo, se seca en un horno, y se pesa de nuevo. La diferencia entre esta masa y la del crisol vacío da la masa del precipitado de AgCl. una muestra de 0.5662 g de un compuesto iónico que contiene iones cloruro y un metal desconocido se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNo3. Si se forma un precipitado de AgCl que pesa 1.0882 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Cl en el compuesto original? Estrategia Se pide calcular el porcentaje en masa de Cl en la muestra desconocida, que es %Cl masa de Cl 0.5662 g de muestra = ×100% La única fuente de iones Cl– es el compuesto original. Estos iones cloruro finalmente dan como resultado el precipitado de AgCl. ¿Podemos calcular la masa de los iones Cl– si sabemos el porcentaje en masa de Cl en AgCl? (continúa) EjEmpLo 4.9 a) b) c) 04_CHAPTER 04.indd 152 12/21/09 12:29:23 PM
- 184. 1534.7 Valoraciones ácido-base observe que el análisis gravimétrico no establece totalmente la identidad de la sustancia desconocida. Así, en el ejemplo 4.9 no sabemos cuál es el catión. Sin embargo, conocer el porcentaje en masa de Cl ayuda bastante a limitar las posibilidades. Como no hay dos com- puestos que teniendo el mismo anión (o catión) tengan la misma composición porcentual en masa, la comparación del porcentaje en masa obtenido del análisis gravimétrico con la masa calculada a partir de una serie de compuestos conocidos revelará la identidad del compuesto desconocido. 4.7 Valoraciones ácido-base Los estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización ácido-base se llevan a cabo en forma adecuada por medio de una técnica conocida como valoración. En una valoración, una disolución de concentración exactamente conocida, denominada disolución estándar (o patrón), se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete. Si conocemos el volumen de la disolución patrón y de la disolución desconocida que se utilizaron en la valoración, además de conocer la concentración de la disolución patrón, podemos calcular la concentración de la disolución desconocida. El hidróxido de sodio es una de las bases más utilizadas en el laboratorio. Sin embargo, es difícil obtener el hidróxido de sodio sólido en forma pura porque tiende a absorber agua del aire y sus disoluciones reaccionan con dióxido de carbono. Por ello, una disolución de hidróxido debe ser estandarizada antes de utilizarse en un trabajo analítico preciso. Las di- soluciones de hidróxido de sodio se pueden estandarizar al titularlas contra una disolución ácida de concentración exactamente conocida. El ácido que se elige con mayor frecuencia es un ácido monoprótico llamado hidrógenoftalato de potasio (KHP), cuya fórmula molecular es KHC8H4o4. El KHP es un sólido blanco, soluble, que se consigue comercialmente en forma muy pura. La reacción entre el KHP y el hidróxido de sodio es KHC8H4o4(ac) + NaoH(ac) ⎯→ KNaC8H4o4(ac) + H2o(l) Solución Las masas molares de Cl y AgCl son 35.45 g y 143.4 g, respectivamente. Por tanto, el porcentaje en masa de Cl en AgCl está dado por %Cl 35.45 g Cl 143.4 g AgCl = × = 100 24 72 % . % Después, calculamos la masa de Cl en 1.0882 g de AgCl. Para ello convertimos 24.72% en 0.2472 y escribimos masa de Cl = 0.2472 × 1.0882 g = 0.2690 g Como el compuesto original también contiene esta cantidad de iones Cl– , el porcentaje en masa de Cl en el compuesto es %Cl 0.2690 g 0.5662 g = × = 100 47 51 % . % Ejercicio de práctica una muestra de 0.3220 g de un compuesto iónico que contiene el ion bromuro (Br– ) se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNo3. Si la masa del precipitado de AgBr formado es de 0.6964 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Br en el compuesto original? Problema similar: 4.78. Hidrógenoftalato de potasio (KHP). El KHP es un ácido débil. 04_CHAPTER 04.indd 153 12/21/09 12:29:27 PM
- 185. 154 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa y la ecuación iónica neta es HC8H4o4 – (ac) + oH– (ac) ⎯→ C8H4o4 2– (ac) + H2o(l) El procedimiento para la valoración se muestra en la figura 4.21. Primero se transfiere a un matraz Erlenmeyer una cantidad conocida de KHP y se le agrega un poco de agua destilada para disolverlo. A continuación se le agrega cuidadosamente una disolución de NaoH conte- nida en una bureta hasta que se alcanza el punto de equivalencia, es decir, el punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base. El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color de un indicador que se ha añadido a la disolución del ácido. En las valoraciones ácido-base, los indicadores son sustancias que tienen colores muy distintos en medio ácido y básico. La fenolftaleína es un indicador muy utilizado que en medio ácido o neutro es incoloro, pero adquiere un color rosa intenso en disoluciones básicas. En el punto de equivalencia, todo el KHP presente ha sido neutralizado por el NaoH añadido y la disolución sigue siendo incolora. Sin embargo, con una sola gota más de la disolución de NaoH de la bureta, la disolución de inmediato se torna de un color rosa intenso, porque ahora es básica. En el ejemplo 4.10 se ilustra esta valoración. Figura 4.21 a) Dispositivo para la valoración ácido-base. Se agrega una disolución de NaOH de la bureta a la disolución de KHP en un matraz Erlenmeyer. b) Cuando se alcanza el punto de equivalencia, aparece un color rosa rojizo. El color ha sido inten- sificado aquí para su representa- ción visual. a) b) En un experimento de valoración, un estudiante encuentra que se necesitan 23.48 mL de una disolución de NaoH para neutralizar 0.5468 g de KHP. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de la disolución de NaoH? Estrategia Deseamos determinar la molaridad de la disolución de NaoH. ¿Cómo se define la molaridad? molaridad de NaOH mol NaOH L disol = se necesita encontrar se desea calcular dado (continúa) EjEmpLo 4.10 04_CHAPTER 04.indd 154 12/21/09 12:29:33 PM
- 186. 1554.7 Valoraciones ácido-base La reacción de neutralización entre NaoH y KHP es uno de los tipos más sencillos de reac- ciones ácido-base que se conocen. Suponga, sin embargo, que en lugar de KHP quisiéramos utili- zar en la valoración un ácido diprótico, como el H2So4. La reacción se puede representar como 2NaoH(ac) + H2So4(ac) ⎯→ Na2So4(ac) + 2H2o(l) Como 2 moles de NaoH ≏ 1 mol de H2So4, necesitamos el doble de NaoH para reaccionar completamente con una disolución H2So4 de la misma concentración molar y volumen que un ácido monoprótico como el HCl. Por otro lado, necesitaríamos el doble de HCl para neu- tralizar una disolución de Ba(oH)2 que tuviera la misma concentración y volumen que una disolución de NaoH, puesto que 1 mol de Ba(oH)2 produce dos moles de iones oH– : 2HCl(ac) + Ba(oH)2(ac) ⎯→ BaCl2(ac) + 2H2o(l) En los cálculos implicados en las valoraciones ácido-base, independientemente del ácido o de la base que participen en la reacción, debemos tomar en cuenta que el número total de moles de iones H+ que han reaccionado en el punto de equivalencia debe ser igual al número de moles totales de los iones oH– que han reaccionado. En el ejemplo 4.11 se muestra la valoración de una disolución de NaoH con un ácido diprótico. ¿Cuántos mililitros (mL) de una disolución de NaoH 0.610 M se necesitan para neutralizar completamente 20.0 mL de una disolución de H2So4 0.245 M? Estrategia Deseamos calcular el volumen de la disolución de NaoH. Con base en la definición de molaridad [vea la ecuación (4.1)] escribimos: L disol mol NaOH molaridad = se desea calcular se necesita encontrar dado (continúa) EjEmpLo 4.11 El volumen de la disolución de NaoH se da en el problema. Por tanto, necesitamos encontrar el número de moles de NaoH para calcular la molaridad. En la ecuación anterior para la reacción entre KHP y NaoH mostrada en el texto vemos que 1 mol de KHP neutraliza a 1 mol de NaoH. ¿Cuántos moles de KHP están contenidos en 0.5468 g de KHP? Solución Primero calculamos el número de moles de KHP utilizados en la valoración: moles de KHP g KHP 1 mol KHP 204.2 g = ×0 5468. KKHP 2.678 10 mol KHP= × −3 Como 1 mol de KHP ≏ 1 mol de NaoH, debe haber 2.678 × 10–3 moles de NaoH en 23.48 mL de la disolución de NaoH. Por último, calculamos la molaridad de esta disolución como sigue: molaridad de la disol de NaOH mo = × − 2 678 10 3 . ll NaOH mL disol 1000 mL disol 1 L diso23 48. × ll mol NaOH 1 L disol= =0 1141 0 1141. . M Ejercicio de práctica ¿Cuántos gramos de KHP se necesitan para neutralizar 18.64 mL de una disolución de NaoH 0.1004 M? Problemas similares: 4.85, 4.86. El H2SO4 tiene dos protones ionizables. 04_CHAPTER 04.indd 155 12/21/09 12:29:38 PM
- 187. 156 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Revisión de conceptos una disolución de NaoH se mezcla con la solución ácida que se muestra en a). ¿Cuál de los diagramas mostrados en b)-d) corresponde a uno de los siguientes ácidos: HCl, H2So4, H3Po4? Código de color: esferas azules (iones oH– ); esferas rojas (moléculas ácidas); esferas verdes (aniones de los ácidos). Suponga que todas las reacciones de neutralización ácido-base se van a completar. a) b) c) d) 4.8 Valoraciones redox Como se mencionó antes, en las reacciones redox se transfieren electrones, en tanto que en las reacciones ácido-base se transfieren protones. Del mismo modo en que un ácido se puede valorar con una base, un agente oxidante se puede valorar con un agente reductor mediante un procedimiento semejante. Así, por ejemplo, podemos añadir con cuidado una disolución que contenga un agente oxidante a una disolución que contenga un agente reductor. El punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante. Igual que las valoraciones ácido-base, las valoraciones redox por lo general requieren un indicador que tenga un cambio de color nítido. En presencia de una gran cantidad de agente En la ecuación para la reacción de neutralización que se acaba de presentar, observamos que 1 mol de H2So4 neutraliza 2 moles de NaoH. ¿Cuántos moles de H2So4 están contenidos en 20.0 mL de una disolución de H2So4 0.245 M? ¿Cuántos moles de NaoH neutralizaría esta cantidad de H2So4? Solución Primero calculamos el número de moles de H2So4 en 20.0 mL de la disolución: moles de H SO mol H SO mL disol 2 4 2 4 = 0 245 1000 . ×× = × − 20 0 10 3 . mL disol 4.90 mol H SO2 4 De la estequiometría observamos que 1 mol de H2So4 ≏ 2 moles de NaoH. Por tanto, el número de moles de NaoH que ha reaccionado debe ser 2 × 4.90 × 10–3 moles, o 9.80 × 10–3 moles. De la definición de molaridad [vea la ecuación (4.1)] tenemos que o litros de disol moles de soluto molaridad vol = uumen de NaOH mol NaOH mol L = × − 9 80 10 0 610 3 . . ddisol L o 16.1 mL= 0 0161. Ejercicio de práctica ¿Cuántos mililitros de una disolución de H2So4 1.28 M se requieren para neutralizar 60.2 mL de una disolución de KoH 0.427 M? Problema similar: 4.87 b), c). No hay tantos indicadores redox como indicadores ácido-base. 04_CHAPTER 04.indd 156 12/21/09 12:29:48 PM
- 188. 1574.8 Valoraciones redox reductor, el color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador adopta el color que tiene en su forma oxidada cuando está presente en un medio oxidante. En el punto de equivalencia o cercano a éste ocurrirá un cambio nítido del color del indicador al pasar de una forma a la otra, por lo que el punto de equivalencia se puede identificar fácilmente. El permanganato de potasio (KMno4) y el dicromato de potasio (K2Cr2o7) son dos agen- tes oxidantes muy comunes. Como se muestra en la figura 4.22, los colores de los aniones per- manganato y dicromato son muy diferentes de los colores que tienen las especies reducidas: Mno4 – ⎯→ Mn2+ morado rosa claro Cr2o7 2– ⎯→ Cr3+ amarillo anaranjado verde Por ello, estos agentes oxidantes se pueden utilizar por sí mismos como indicadores internos en una valoración redox, ya que los colores de las formas oxidada y reducida son muy distintos. Las valoraciones redox requieren el mismo tipo de cálculos (basados en el método del mol) que las neutralizaciones ácido-base. Sin embargo, la diferencia entre éstas radica en que las ecuaciones y la estequiometría tienden a ser más complejas en las reacciones redox. En el siguiente ejemplo se ilustra una valoración redox. Figura 4.22 De izquierda a derecha: disoluciones que contie- nen los iones MnO4 – , Mn2+ , Cr2O7 2– y Cr3+ . Adición de una disolución de KMnO4 de una bureta a una disolución de FeSO4. Se necesita un volumen de 16.42 mL de una disolución de KMno4 0.1327 M para oxidar 25.00 mL de una disolución de FeSo4 en medio ácido. ¿Cuál es la concentración, en molaridad, de la disolución de FeSo4? La ecuación iónica neta es 5Fe2+ + Mno4 – + 8H+ ⎯→ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2o Estrategia Deseamos calcular la molaridad de la disolución de FeSo4. Según la definición de molaridad molaridad de FeSO mol FeSO L disol4 4 = se desea calcular se necesita encontrar dado (continúa) EjEmpLo 4.12 04_CHAPTER 04.indd 157 12/21/09 12:29:54 PM
- 189. 158 El volumen de la disolución de FeSo4 se proporciona en el problema. Por tanto, necesitamos encontrar el número de moles de FeSo4 para calcular la molaridad. Según la ecuación iónica neta, ¿cuál es la equivalencia estequiométrica entre Fe2+ y Mno4 – ? ¿Cuántos moles de KMno4 están contenidos en 16.42 mL de una disolución de KMno4 0.1327 M? Solución El número de moles de KMno4 en 16.42 mL de disolución es moles de KMnO 0.1327 mol KMnO 1000 mL diso 4 4 = ll mL mol KMnO4 × = × − 16 42 2 179 10 3 . . (continúa) q u í m i c a en acción El hidróxido de magnesio se obtiene del agua del mar en estanques de sedi- mentación en Dow Chemical Company que una vez operó en Freeport, Texas. metal proveniente del mar El magnesio es un metal ligero y valioso que se usa como material estructural, así como en aleaciones, baterías y en síntesis química. A pesar de que la corteza terrestre es rica en magnesio, es más económico “extraer” el metal del agua ma- rina. El magnesio constituye el segundo catión más abundante en el mar (después del sodio); hay aproximadamente 1.3 g de magnesio en un kilogramo de agua marina. El proceso para ex- traer el magnesio del agua del mar emplea los tres tipos de reac- ciones que se analizaron en este capítulo: reacciones de precipitación, ácido-base y redox. En la primera etapa de la recuperación del magnesio, la piedra caliza (CaCo3) se calienta a altas temperaturas para pro- ducir cal viva, u óxido de calcio (Cao): CaCo3(s) ⎯→ Cao(s) + Co2(g) Cuando el óxido de calcio se trata con agua marina, forma hi- dróxido de calcio [Ca(oH)2], el cual es ligeramente soluble y se ioniza para producir iones Ca2+ y oH– : Cao(s) + H2o(l) ⎯→ Ca2+ (ac) + 2oH– (ac) El exceso de iones hidróxido provoca que se precipite el hi- dróxido de magnesio mucho menos soluble: Mg2+ (ac) + 2oH– (ac) ⎯→ Mg(oH)2(s) El hidróxido de magnesio sólido se filtra y reacciona con el ácido clorhídrico para formar cloruro de magnesio (MgCl2): Mg(oH)2(s) + 2HCl(ac) ⎯→ MgCl2(ac) + 2H2o(l) Después de evaporar el agua, el cloruro de magnesio sólido se funde en una celda de acero. El cloruro de magnesio fundido contiene tanto iones Mg2+ como Cl– . Mediante un proceso de- nominado electrólisis, se hace pasar una corriente eléctrica a través de la celda para reducir los iones Mg2+ y oxidar los iones Cl– . Las semirreacciones son Mg2+ + 2e– ⎯→ Mg 2Cl– ⎯→ Cl2 + 2e– La reacción general es MgCl2(l) ⎯→ Mg(l) + Cl2(g) De esta forma se produce el magnesio metálico. El cloro ga- seoso que se genera se puede convertir en ácido clorhídrico y reciclarse durante el proceso. 04_CHAPTER 04.indd 158 12/21/09 12:29:58 PM
- 190. 159Resumen de conceptos El ensayo de Química en acción, de la página 158, describe un proceso industrial que implica los tipos de reacciones que se analizaron en este capítulo. De la ecuación observamos que 5 moles de Fe2+ ]1 mol de Mno4 – . Por tanto, el número de moles de FeSo4 oxidado es moles de FeSO mol KMnO mol F 4 4= × ×− 2 179 10 53 . eeSO 1 mol KMnO mol FeSO 4 4 4= × − 1 090 10 2 . La concentración de la disolución de FeSo4, en moles de FeSo4 por litro de disolución, es molaridad de FeSO mol FeSO L disol 4 4 = = ×1 090 1. 00 2− × mol FeSO 25.00 mL disol 1000 mL disol 1 4 L disol = 0 4360. M Ejercicio de práctica ¿Cuántos mililitros de una disolución de HI 0.206 M se necesitan para reducir 22.5 mL de una disolución de KMno4 0.374 M, de acuerdo con la ecuación siguiente? 10HI + 2KMno4 + 3H2So4 ⎯→ 5I2 + 2MnSo4 + K2So4 + 8H2o Problemas similares: 4.91, 4.92. Ecuaciones básicas molaridad moles de soluto litros de disoluci = óón ( . )4 1 Cálculo de molaridad M n V = ( . )4 2 Cálculo de molaridad MiVi = MfVf (4.3) Dilución de disolución Resumen de conceptos 1. Las disoluciones acuosas conducen la electricidad si los solutos son electrólitos. Si los solutos son no electrólitos, las disoluciones no conducirán la electricidad. 2. Las tres principales categorías de reacciones químicas que tienen lugar en disolución acuosa son las reacciones de pre- cipitación, las reacciones ácido-base y las reacciones de oxidación-reducción. 3. A partir de las reglas generales acerca de las solubilidades de los compuestos iónicos, podemos predecir si en una re- acción se formará un precipitado. 4. Los ácidos de Arrhenius se ionizan en agua para producir iones H+ , y las bases de Arrhenius se ionizan en agua para producir iones oH– . Los ácidos de Brønsted donan protones y las bases de Brønsted los aceptan. 5. La reacción entre un ácido y una base se denomina neutra- lización. 6. En las reacciones redox, la oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultánea. La oxidación se caracteriza por la pérdida de electrones, la reducción por la ganancia de electrones. 7. Los números de oxidación facilitan el seguimiento de la distribución de la carga y se asignan a todos los átomos en un compuesto o ion de acuerdo con reglas específicas. La oxidación se puede definir como un incremento en el nú- mero de oxidación; la reducción se puede definir como una disminución en el número de oxidación. 8. Muchas reacciones redox se pueden clasificar como reac- ciones de combinación, descomposición, combustión, des- plazamiento o desproporción. 9. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad determinada de disolución. La mo- laridad expresa la concentración como el número de moles de soluto en 1 L de disolución. 04_CHAPTER 04.indd 159 12/21/09 12:30:03 PM
- 191. 160 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa 10. Cuando se agrega un disolvente a una disolución, proceso conocido como dilución, disminuye la concentración (mo- laridad) de la disolución sin cambiar el número total de moles de soluto presente en la disolución. 11. El análisis gravimétrico es una técnica para determinar la identidad de un compuesto y la concentración de una diso- lución mediante la medición de la masa. Los experimentos gravimétricos muchas veces implican reacciones de preci- pitación. 12. En la valoración ácido-base, una disolución de concentra- ción conocida (por ejemplo, una base) se agrega gradual- mente a una disolución de concentración desconocida (por ejemplo, un ácido) con el fin de determinar la concentración desconocida. El punto en el cual la reacción en la valora- ción se completa, mostrado por el cambio en el color del indicador, se denomina punto de equivalencia. 13. Las valoraciones redox son similares a las valoraciones ácido-base. El punto en el cual la reacción de oxidación- reducción se completa se denomina punto de equivalencia. términos básicos Ácido de Brønsted, p. 130 Ácido diprótico, p. 131 Ácido monoprótico, p. 131 Ácido triprótico, p. 131 Agente oxidante, p. 136 Agente reductor, p. 136 Análisis cuantitativo, p. 151 Análisis gravimétrico, p. 151 Base de Brønsted, p. 130 Concentración de una disolución, p. 147 Concentración molar, p. 147 Dilución, p. 149 Disolución, p. 122 Disolución acuosa, p. 122 Disolución patrón o estándar, p. 153 Disolvente, p. 122 Ecuación iónica, p. 127 Ecuación iónica neta, p. 127 Ecuación molecular, p. 126 Electrólito, p. 122 Estado de oxidación, p. 137 Hidratación, p. 123 Indicador, p. 154 Ion espectador, p. 127 Ion hidronio, p. 131 Molaridad (M), p. 147 No electrólito, p. 122 Número de oxidación, p. 136 Precipitado, p. 124 Punto de equivalencia, p. 154 Reacción de combinación, p. 139 Reacción de combustión, p. 141 Reacción de descomposición, p. 141 Reacción de desplazamiento, p. 141 Reacción de desproporción, p. 144 Reacción de metátesis, p. 124 Reacción de neutralización, p. 133 Reacción de oxidación, p. 136 Reacción de oxidación- reducción, p. 135 Reacción de precipitación, p. 124 Reacción de reducción, p. 136 Reacción redox, p. 135 Reacción reversible, p. 124 Sal, p. 133 Semirreacción, p. 135 Serie de actividad, p. 142 Solubilidad, p. 125 Soluto, p. 122 Valoración, p. 153 Preguntas y problemas Propiedades de las disoluciones acuosas Preguntas de repaso 4.1 Defina soluto, disolvente y disolución, describiendo el proceso de disolución de un sólido en un líquido. 4.2 ¿Cuál es la diferencia entre un no electrólito y un electró- lito? ¿En qué difiere un electrólito débil de uno fuerte? 4.3 Describa el proceso de hidratación. ¿Qué propiedades del agua permiten que sus moléculas interactúen con los iones en una disolución? 4.4 ¿Cuál es la diferencia entre los siguientes símbolos de las ecuaciones químicas: ⎯→ y 34? 4.5 El agua es un electrólito extremadamente débil, por lo que no puede conducir la electricidad. ¿Por qué es frecuente que se prevenga para no utilizar aparatos eléctricos cuando se tienen mojadas las manos? 4.6 El fluoruro de litio (LiF) es un electrólito fuerte. ¿Qué es- pecies están presentes en el LiF(ac)? Problemas 4.7 En el diagrama se muestran las disoluciones acuosas de tres compuestos. Identifique cada compuesto como un no electrólito, un electrólito débil y un electrólito fuerte. c)a) b) 04_CHAPTER 04.indd 160 12/21/09 12:30:07 PM
- 192. 161Preguntas y problemas 4.8 ¿Cuál de los siguientes diagramas representa mejor la hi- dratación del NaCl cuando se disuelve en agua? El ion Cl– es más grande en tamaño que el ion Na+ . a) c)b) 4.9 Identifique cada una de las siguientes sustancias como un electrólito fuerte, un electrólito débil, o un no electró- lito: a) H2o, b) KCl, c) HNo3, d) CH3CooH, e) C12H22o11. 4.10 Identifique cada una de las siguientes sustancias como un electrólito fuerte, un electrólito débil o un no electrólito. a) Ba(No3)2, b) Ne, c) NH3, d) NaoH. 4.11 El flujo de corriente eléctrica a través de una disolución de un electrólito se debe únicamente al movimiento de a) elec- trones, b) cationes, c) aniones, d) cationes y aniones. 4.12 Prediga y explique cuál de los sistemas siguientes son conductores de electricidad: a) NaCl sólido, b) NaCl fun- dido, c) NaCl en disolución acuosa. 4.13 Se da un compuesto X soluble en agua. Describa cómo podría determinar si este compuesto es un electrólito o un no electrólito. Si es un electrólito, ¿cómo sabría si es fuerte o débil? 4.14 Explique por qué una disolución de HCl en benceno no conduce la electricidad, en tanto que sí lo hace en agua. Reacciones de precipitación Preguntas de repaso 4.15 ¿Cuál es la diferencia entre una ecuación iónica y una ecuación molecular? 4.16 ¿Qué ventaja tiene escribir las ecuaciones iónicas netas? Problemas 4.17 Se mezclan dos disoluciones acuosas, de AgNo3 y de NaCl. ¿Cuál de los siguientes diagramas representa mejor la mezcla? d) Na+ (ac) Cl– (ac) Ag+ (ac) NO3 – (ac) Ag+ (ac) Cl– (ac) NaNO3(s) Na+ (ac) NO3 – (ac) AgCl(s) AgCl(s) NaNO3(s) a) b) c) 4.18 Se mezclan dos disoluciones acuosas, de KoH y de MgCl2. ¿Cuál de los siguientes diagramas representa me- jor la mezcla? d) Mg2+ (ac) OH– (ac) KCl(s) K+ (ac) Cl– (ac) Mg(OH)2(s) K+ (ac) Cl– (ac) Mg2+ (ac) OH– (ac) KCl(s) Mg(OH)2(s) a) b) c) 4.19 Clasifique los compuestos siguientes como solubles o in- solubles en agua: a) Ca3(Po4)2, b) Mn(oH)2, c) AgClo3, d) K2S. 4.20 Clasifique los compuestos siguientes como solubles o in- solubles en agua: a) CaCo3, b) ZnSo4, c) Hg(No3)2, d) HgSo4, e) NH4Clo4. 4.21 Escriba las ecuaciones iónica y iónica neta para las reac- ciones siguientes: a) AgNo3(ac) + Na2So4(ac) ⎯→ b) BaCl2(ac) + ZnSo4(ac) ⎯→ c) (NH4)2Co3(ac) + CaCl2(ac) ⎯→ 4.22 Escriba las ecuaciones iónica y iónica neta para las reac- ciones siguientes: a) Na2S(ac) + ZnCl2(ac) ⎯→ b) K3Po4(ac) + 3Sr(No3)2(ac) ⎯→ c) Mg(No3)2(ac) + 2NaoH(ac) ⎯→ 4.23 ¿En cuál de los procesos siguientes es más factible que se efectúe una reacción de precipitación? a) Al mezclar una disolución de NaNo3 con una disolución de CuSo4. b) Al mezclar una disolución de BaCl2 con una disolución de K2So4. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de precipitación. 4.24 Consulte la tabla 4.2 y sugiera un método por el cual se pueda separar: a) K+ de Ag+ , b) Ba2+ de Pb2+ , c) NH4 + de Ca2+ , d) Ba2+ de Cu2+ . Suponga que todos los cationes están en disolución acuosa y el anión común es el ion nitrato. Reacciones ácido-base Preguntas de repaso 4.25 Enumere las propiedades generales de ácidos y bases. 4.26 Dé las definiciones de Arrhenius y de Brønsted de un ácido y de una base. ¿Por qué son de mayor utilidad las definicio- nes de Brønsted para describir las propiedades ácido-base? 4.27 Dé un ejemplo de un ácido monoprótico, un ácido dipró- tico y un ácido triprótico. 4.28 ¿Cuáles son las características de una reacción de neutra- lización ácido-base? 4.29 ¿Qué factores califican a un compuesto como una sal? Especifique cuáles de los siguientes compuestos son sales: CH4, NaF, NaoH, Cao, BaSo4, HNo3, NH3, KBr. 4.30 Identifique los siguientes compuestos como ácido o base, fuerte o débil: a) NH3, b) H3Po4, c) LioH, d) HCooH (ácido fórmico), e) H2So4, f) HF, g) Ba(oH)2. 04_CHAPTER 04.indd 161 12/21/09 12:30:14 PM
- 193. 162 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Problemas 4.31 Identifique cada una de las especies siguientes como un ácido o una base de Brønsted o como ambos: a) HI, b) CH3Coo– , c) H2Po4 – , d) HSo4 – . 4.32 Identifique cada una de las especies siguientes como un ácido o una base de Brønsted o como ambos: a) Po4 3– , b) Clo2 – , c) NH4 + , d) HCo3 – . 4.33 Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuacio- nes iónicas y las ecuaciones iónicas netas correspondien- tes (cuando sea apropiado): a) HBr(ac) + NH3(ac) ⎯→ b) Ba(oH)2(ac) + H3Po4(ac) ⎯→ c) HClo4(ac) + Mg(oH)2(s) ⎯→ 4.34 Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuacio- nes iónicas y las ecuaciones iónicas netas correspondien- tes (cuando sea apropiado): a) CH3CooH(ac) + KoH(ac) ⎯→ b) H2Co3(ac) + NaoH(ac) ⎯→ c) HNo3(ac) + Ba(oH)2(ac) ⎯→ Reacciones de oxidación-reducción Preguntas de repaso 4.35 Dé un ejemplo de una reacción redox de combinación, de descomposición y de desplazamiento. 4.36 todas las reacciones de combustión son reacciones redox. ¿Es falso o verdadero? Explique. 4.37 ¿Qué es el número de oxidación? ¿Cómo se utiliza para identificar las reacciones redox? Explique por qué, con excepción de los compuestos iónicos, el número de oxida- ción no tiene un significado físico. 4.38 a) Sin consultar la figura 4.11, dé los números de oxida- ción de los metales alcalinos y alcalinotérreos en sus com- puestos. b) Dé los números de oxidación máximos que pueden tener los elementos de los grupos 3A al 7A. 4.39 ¿Cómo está organizada la serie de actividad? ¿Cómo se utiliza para estudiar las reacciones redox? 4.40 utilice la siguiente reacción para definir reacción redox, semirreacción, agente oxidante, agente reductor: 4Na(s) + o2(g) ⎯→ 2Na2o(s) 4.41 ¿Es posible tener una reacción en la cual haya oxidación pero no reducción? Explique. 4.42 ¿Qué se requiere para que un elemento experimente reac- ciones de desproporción? Nombre cinco elementos comu- nes que sean factibles de participar en este tipo de reacciones. Problemas 4.43 Para las reacciones redox completas que se muestran a continuación: i) divida cada reacción en sus semirreaccio- nes; ii) identifique al agente oxidante; iii) identifique al agente reductor. a) 2Sr + o2 ⎯→ 2Sro b) 2Li + H2 ⎯→ 2LiH c) 2Cs + Br2 ⎯→ 2CsBr d) 3Mg + N2 ⎯→ Mg3N2 4.44 Para las reacciones redox completas que se muestran a continuación, escriba las semirreacciones e identifique los agentes oxidantes y reductores: a) 4Fe + 3o2 ⎯→ 2Fe2o3 b) Cl2 + 2NaBr ⎯→2NaCl + Br2 c) Si + 2F2 ⎯→ SiF4 d) H2 + Cl2 ⎯→ 2HCl 4.45 Acomode las siguientes especies en orden creciente del número de oxidación del átomo de azufre: a) H2S, b) S8, c) H2So4, d) S2– , e) HS– , f) So2, g) So3. 4.46 El fósforo forma muchos oxiácidos. Indique el número de oxidación de este elemento en cada uno de los siguientes ácidos: a) HPo3, b) H3Po2, c) H3Po3, d) H3Po4, e) H4P2o7, f) H5P3o10. 4.47 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas y iones: a) ClF, b) IF7,c) CH4, d) C2H2, e) C2H4, f) K2Cro4, g) K2Cr2o7, h) KMno4, i) NaHCo3, j) Li2, k) NaIo3, l) Ko2, m) PF6 2 , n) KAuCl4. 4.48 Dé el número de oxidación de las siguientes especies: H2, Se8, P4, o, u, As4, B12. 4.49 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas y iones: a) Cs2o, b) CaI2, c) Al2o3, d) H3Aso3, e) tio2, f) Moo4 2– , g) PtCl4 2– , h) PtCl6 2– , i) SnF2, j) ClF3, k) SbF6 2 . 4.50 Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas y iones: a) Mg3N2, b) Cso2, c) CaC2, d) Co3 2– , e) C2o4 2– , f) Zno2 2– , g) NaBH4, h) Wo4 2– . 4.51 El ácido nítrico es un agente oxidante fuerte. Deduzca cuál de las especies siguientes es la que tiene menos pro- babilidad de formarse cuando el ácido nítrico reacciona con un agente reductor fuerte como el zinc metálico; ex- plique por qué: N2o, No, No2, N2o4, N2o5, NH4 + . 4.52 ¿Cuáles de los metales siguientes pueden reaccionar con agua? a) Au, b) Li, c) Hg, d) Ca, e) Pt. 4.53 En los términos del número de oxidación, uno de los óxi- dos siguientes no reaccionaría con el oxígeno molecular: No, N2o, So2, So3, P4o6. ¿Cuál es este óxido? ¿Por qué? 4.54 Prediga el resultado de las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones utilizando la serie de actividad, y efectúe el balance de las ecuaciones. a) Cu(s) + HCl(ac) ⎯→ b) I2(s) + NaBr(ac) ⎯→ c) Mg(s) + CuSo4(ac) ⎯→ d) Cl2(g) + KBr(ac) ⎯→ 4.55 Clasifique las siguientes reacciones redox: a) 2H2o2 ⎯→ 2H2o + o2 b) Mg + 2AgNo3 ⎯→ Mg(No3)2 + 2Ag c) NH4No2 ⎯→ N2 + 2H2o d) H2 + Br2 ⎯→ 2HBr 04_CHAPTER 04.indd 162 12/21/09 12:30:16 PM
- 194. 163Preguntas y problemas 4.56 Clasifique las siguientes reacciones redox: a) P4 + 10Cl2 ⎯→ 4PCl5 b) 2No ⎯→ N2 + o2 c) Cl2 + 2KI ⎯→ 2KCl + I2 d) 3HNo2 ⎯→ HNo3 + H2o + 2No Concentración de disoluciones Preguntas de repaso 4.57 Escriba la ecuación para calcular la molaridad. ¿Por qué es ésta una unidad de concentración conveniente en quí- mica? 4.58 Describa los pasos implicados en la preparación de una disolución de concentración molar conocida utilizando un matraz volumétrico. Problemas 4.59 Calcule la masa de KI, en gramos, que se requiere para preparar 5.00 × 102 mL de una disolución 2.80 M. 4.60 Describa cómo prepararía 250 mL de una disolución de NaNo3 0.707 M. 4.61 ¿Cuántos moles de MgCl2 están presentes en 60.0 mL de una disolución de MgCl2 0.100 M? 4.62 ¿Cuántos gramos de KoH están presentes en 35.0 mL de una disolución 5.50 M? 4.63 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disolu- ciones: a) 29.0 g de etanol (C2H5oH) en 545 mL de diso- lución, b) 15.4 g de sacarosa (C12H22o11) en 74.0 mL de disolución, c) 9.00 g de cloruro de sodio (NaCl) en 86.4 mL de disolución. 4.64 Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disolu- ciones: a) 6.57 g de metanol (CH3oH) en 1.50 × 102 mL de disolución, b) 10.4 g de cloruro de calcio (CaCl2) en 2.20 × 102 mL de disolución, c) 7.82 g de naftaleno (C10H8) en 85.2 mL de disolución de benceno. 4.65 Calcule el volumen en mL de disolución requerida para tener lo siguiente: a) 2.14 g de cloruro de sodio a partir de una disolución 0.270 M, b) 4.30 g de etanol a partir de una disolución 1.50 M, c) 0.85 g de ácido acético (CH3CooH) a partir de una disolución 0.30 M. 4.66 Determine los gramos de cada uno de los siguientes solu- tos que se necesitan para preparar 2.50 × 102 mL de una disolución 0.100 M de: a) yoduro de cesio (CsI), b) ácido sulfúrico (H2So4), c) carbonato de sodio (Na2Co3), d) di- cromato de potasio (K2Cr2o7), e) permanganato de pota- sio (KMno4). Dilución de disoluciones Preguntas de repaso 4.67 Describa los pasos básicos implicados en la dilución de una disolución de concentración conocida. 4.68 Escriba la ecuación que permite calcular la concentración de una disolución diluida. Asigne las unidades a todos los términos. Problemas 4.69 Describa cómo se prepara 1.00 L de una disolución de HCl 0.646 M a partir de una disolución de HCl 2.00 M. 4.70 A 25.0 mL de una disolución de KNo3 0.866 M se le agrega agua hasta que el volumen de la disolución es de 500 mL exactos. ¿Cuál es la concentración de la disolu- ción final? 4.71 ¿Cómo prepararía 60.0 mL de disolución de HNo3 0.200 M a partir de una disolución concentrada de HNo3 4.00 M? 4.72 Se tienen 505 mL de una disolución de HCl 0.125 M y se quiere diluir para hacerla exactamente 0.100 M. ¿Qué can- tidad de agua debe añadirse? Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.73 Se mezclan 35.2 mL de una disolución de KMno4 1.66 M con 16.7 mL de disolución de KMno4 0.892 M. Calcule la concentración de la disolución final. 4.74 Se mezclan 46.2 mL de una disolución de nitrato de calcio [Ca(No3)2] 0.568 M con 80.5 mL de una disolución de nitrato de calcio 1.396 M. Calcule la concentración de la disolución final. Análisis gravimétrico Preguntas de repaso 4.75 Describa las etapas básicas de un análisis gravimétrico. ¿En qué forma ayuda este método a identificar un com- puesto o a determinar su pureza si se conoce su fórmula? 4.76 En el análisis gravimétrico de los cloruros se debe utilizar agua destilada. ¿Por qué? Problemas 4.77 Si se agregan 30.0 mL de una disolución de CaCl2 0.150 M a 15.0 mL de una disolución de AgNo3 0.100 M, ¿cuál es la masa en gramos del precipitado de AgCl? 4.78 una muestra de 0.6760 g de un compuesto desconocido, que contiene iones bario (Ba2+ ), se disuelve en agua y se trata con un exceso de Na2So4. Si la masa del precipitado de BaSo4 formado es de 0.4105 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Ba en el compuesto original desconocido? 4.79 ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para precipitar la mayor parte de los iones Ag+ de 2.50 × 102 mL de una disolución de AgNo3 0.0113 M? Escriba la ecuación ió- nica neta para la reacción. 4.80 La concentración de iones Cu2+ en el agua (que también contiene iones sulfato) que descarga cierta planta indus- trial, se determina agregando una disolución de sulfuro de sodio (Na2S) en exceso a 0.800 L del agua. La ecuación molecular es Na2S(ac) + CuSo4(ac) ⎯→ Na2So4(ac) + CuS(s) Escriba la ecuación iónica neta y calcule la concentración molar de Cu2+ en la muestra de agua si se formaron 0.0177 g de CuS sólido. 04_CHAPTER 04.indd 163 12/21/09 12:30:18 PM
- 195. 164 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa Valoraciones ácido-base Preguntas de repaso 4.81 Describa las etapas básicas de una valoración ácido-base. ¿Por qué esta técnica es de gran valor práctico? 4.82 ¿Cómo funciona un indicador ácido-base? 4.83 una estudiante llevó a cabo dos valoraciones usando una disolución de NaoH de una concentración desconocida en la bureta. En una valoración pesó 0.2458 g de KHP (vea la página 153) y lo transfirió a un matraz Erlenmeyer. Des- pués agregó 20.00 mL de agua destilada para disolver el ácido. En la otra valoración, pesó 0.2507 g de KHP pero agregó 40.00 mL de agua destilada para disolver el ácido. En caso de que no hubiera error experimental, ¿obtendría el mismo resultado para la concentración de la disolución de NaoH? 4.84 ¿El volumen de una disolución de NaoH 0.10 M necesa- rio para valorar 25.0 mL de una disolución de HNo2 0.10 M (un ácido débil) sería diferente de la necesaria para va- lorar 25.0 mL de una disolución HCl 0.10 M (un ácido fuerte)? Problemas 4.85 Se necesitan 18.68 mL de una disolución KoH para neu- tralizar 0.4218 g de KHP. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de la disolución de KoH? 4.86 Calcule la concentración (en molaridad) de una disolución de NaoH si se necesitan 25.0 mL de la disolución para neutralizar 17.4 mL de una disolución de HCl 0.312 M. 4.87 Calcule el volumen en mL de una disolución de NaoH 1.420 M requerido para valorar las disoluciones siguien- tes: a) 25.00 mL de una disolución de HCl 2.430 M b) 25.00 mL de una disolución de H2So4 4.500 M c) 25.00 mL de una disolución de H3Po4 1.500 M 4.88 Qué volumen de una disolución de HCl 0.500 M se nece- sita para neutralizar por completo cada una de las disolu- ciones siguientes: a) 10.0 mL de una disolución de NaoH 0.300 M b) 10.0 mL de una disolución de Ba(oH)2 0.200 M Valoraciones redox Preguntas de repaso 4.89 ¿Cuáles son las semejanzas y las diferencias entre las va- loraciones ácido-base y las valoraciones redox? 4.90 Explique por qué el permanganato de potasio (KMno4) y el dicromato de potasio (K2Cr2o7) pueden funcionar como indicadores internos en las valoraciones redox. Problemas 4.91 El hierro(II) se puede oxidar por una disolución ácida de K2Cr2o7 de acuerdo con la ecuación iónica neta: Cr2o7 2– + 6Fe2+ + 14H+ ⎯→ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2o Si se utilizan 26.0 mL de una disolución de K2Cr2o7 0.0250 M para valorar 25.0 mL de una disolución que con- tiene iones Fe2+ , ¿cuál es la concentración molar del Fe2+ ? 4.92 El So2 presente en el aire es el principal responsable del fenómeno de la lluvia ácida. Se puede determinar su con- centración al valorarlo con una disolución patrón o están- dar de permanganato de potasio, en la forma siguiente: 5So2 + 2Mno4 – + 2H2o ⎯→ 5So4 2– + 2Mn2+ + 4H+ Calcule el número de gramos de So2 presentes en una muestra de aire si en la valoración se requieren 7.37 mL de una disolución de KMno4 0.00800 M. 4.93 una muestra de un mineral de hierro (que contiene única- mente iones Fe2+ ) que pesa 0.2792 g se disolvió en una disolución de un ácido diluido; todo el Fe(II) se convirtió en iones Fe(III). La disolución requirió en la valoración 23.30 mL de una disolución de K2Cr2o7 0.0194 M. Cal- cule el porcentaje en masa de hierro en la muestra. (Ayuda: Vea el problema 4.91 para la ecuación balanceada.) 4.94 La concentración de una disolución de peróxido de hidró- geno se puede determinar adecuadamente al valorarla contra una disolución estandarizada de permanganato de potasio, en medio ácido, de acuerdo con la ecuación si- guiente: 2Mno4 – + 5H2o2 + 6H+ ⎯→ 5o2 + 2Mn2+ + 8H2o Si se requieren 36.44 mL de una disolución de KMno4 0.01652 M para oxidar completamente 25.00 mL de una disolución de H2o2, calcule la molaridad de esta disolu- ción. 4.95 El ácido oxálico (H2C2o4) está presente en muchas plan- tas y vegetales. Si se requieren 24.0 mL de una disolución de KMno4 0.0100 M para valorar 1.00 g de una muestra de H2C2o4 hasta el punto de equivalencia, ¿cuál es el por- centaje en masa de H2C2o4 en la muestra? La ecuación iónica neta es 2Mno4 – + 16H+ + 5C2o4 2– ⎯→ 2Mn2+ + 10Co2 + 8H2o 4.96 una muestra de 15.0 mL de una disolución de ácido oxá- lico requiere 25.2 mL de NaoH 0.149 M para la neutrali- zación. Calcule el volumen necesario de una disolución KMno4 0.122 M para hacer reaccionar una segunda mues- tra de 15.0 mL de la disolución de ácido oxálico. (Ayuda: El ácido oxálico es un ácido diprótico. Vea el problema 4.95 para la ecuación redox.) 4.97 El ion yodato, Io3 – , oxida al ion So3 2– en disolución ácida. La semirreacción para la oxidación es So4 2– + H2o ⎯→ So4 2– + 2H+ + 2e– una muestra de 100.0 mL de una disolución que contiene 1.390 g de KIo3, reacciona con 32.5 mL de disolución de Na2So3 0.500 M. ¿Cuál es el estado de oxidación final del yodo después de que la reacción ha ocurrido? 04_CHAPTER 04.indd 164 12/21/09 12:30:19 PM
- 196. 165Preguntas y problemas 4.98 El oxalato de calcio (CaC2o4), componente principal de los cálculos renales, es insoluble en agua. Por esta razón, se puede usar para determinar la cantidad de iones Ca2+ presentes en los fluidos como la sangre. El oxalato de cal- cio aislado de la sangre se disuelve en ácido y se valora con una disolución patrón o estándar de KMno4, como se muestra en el problema 4.95. En una prueba se encontró que la valoración del oxalato de calcio obtenido de una muestra de 10.0 mL de sangre consumió 24.2 mL de diso- lución de KMno4 9.56 × 10–4 M. Calcule el número de miligramos de calcio por mililitro de sangre. Problemas adicionales 4.99 Clasifique las siguientes reacciones de acuerdo con los ti- pos que se estudiaron en este capítulo: a) Cl2 + 2oH– ⎯→ Cl– + Clo– + H2o b) Ca2+ + Co3 2– ⎯→ CaCo3 c) NH3 + H+ ⎯→ NH4 + d) 2CCl4 + Cro4 2– ⎯→ 2CoCl2 + Cro2Cl2 + 2Cl– e) Ca + F2 ⎯→ CaF2 f) 2Li + H2 ⎯→ 2LiH g) Ba(No3)2 + Na2So4 ⎯→ 2NaNo3 + BaSo4 h) Cuo + H2 ⎯→ Cu + H2o i) Zn + 2HCl ⎯→ ZnCl2 + H2 j) 2FeCl2 + Cl2 ⎯→ 2FeCl3 k) LioH + HNo3 ⎯→ LiNo3 + H2o 4.100 El oxígeno (o2) y el dióxido de carbono (Co2) son gases incoloros e inodoros. Sugiera dos pruebas químicas que permitan distinguir entre estos dos gases. 4.101 ¿Cuáles de las siguientes disoluciones acuosas se espera- ría que condujeran mejor la electricidad a 25°C? Justifique sus respuestas. a) 0.20 M NaCl b) 0.60 M CH3CooH c) 0.25 M HCl d) 0.20 M Mg(No3)2 4.102 una muestra de 5.00 × 102 mL de una disolución de HCl 2.00 M se trata con 4.47 g de magnesio. Calcule la con- centración de la disolución del ácido después de que todo el metal ha reaccionado. Suponga que el volumen de la disolución permanece constante. 4.103 Calcule el volumen de una disolución de CuSo4 0.156 M que reaccionaría con 7.89 g de zinc. 4.104 El carbonato de sodio (Na2Co3) se puede obtener en forma muy pura, por lo que se puede usar para estandarizar diso- luciones de ácidos. ¿Cuál es la molaridad de una disolu- ción de HCl si se requieren 28.3 mL de esta disolución para reaccionar con 0.256 g de Na2Co3? 4.105 una muestra de 3.664 g de un ácido monoprótico se disol- vió en agua. Se consumieron 20.27 mL de una disolución de NaoH 0.1578 M para neutralizar el ácido. Calcule la masa molar del ácido. 4.106 El ácido acético (CH3CooH) es un ingrediente impor- tante del vinagre. una muestra de 50.0 mL de un vinagre comercial se valoró con una disolución de NaoH 1.00 M. ¿Cuál es la concentración molar (en M) del ácido acético en el vinagre si se necesitaron 5.75 mL de la base para la valoración? 4.107 Se diluyeron 15.00 mL de una disolución de nitrato de potasio (KNo3) a 125.0 mL; posteriormente 25.00 mL de esta disolución se diluyeron a un volumen de 1.000 × 103 mL. La concentración de la disolución final es de 0.00383 M. Calcule la concentración de la disolución original. 4.108 Cuando se colocaron 2.50 g de una barra de zinc en una disolución de AgNo3, se formó plata metálica sobre la superficie de la barra. Después de cierto tiempo, la barra se sacó de la disolución, se secó y se pesó. Si la masa de la barra fue de 3.37 g, calcule la masa de Ag y Zn metálicos presentes. 4.109 Calcule la masa del precipitado que se forma al mezclar 2.27 L de una disolución de Ba(oH)2 0.0820 M con 3.06 L de Na2So4 0.0664 M. 4.110 Calcule la concentración del ácido (o base) remanente en la disolución cuando se agregan 10.7 mL de HNo3 0.211 M a 16.3 mL de NaoH 0.258 M. 4.111 a) Describa la preparación del hidróxido de magnesio [Mg(oH)2] y prediga su solubilidad. b) La leche de mag- nesia contiene principalmente Mg(oH)2 y es eficaz en contra de la acidez estomacal (originada en gran parte por al ácido clorhídrico). Calcule el volumen de una disolu- ción de HCl 0.035 M (una concentración típica de ácido de un estómago con malestar) necesario para que reac- cione con dos cucharadas (aproximadamente 10 mL) de leche de magnesia [0.080 g de Mg(oH)2/mL]. 4.112 una muestra de 1.00 g de un metal X (que se sabe forma iones X2+ ) se agregó a 0.100 L de H2So4 0.500 M. una vez que reaccionó todo el metal, el ácido remanente requi- rió 0.0334 L de disolución de NaoH 0.500 M para la neu- tralización. Calcule la masa molar del metal e identifique este elemento. 4.113 una definición cuantitativa de solubilidad indica que es el número máximo de gramos de un soluto que se disolverá en un volumen dado de agua a una temperatura específica. Describa un experimento que permita determinar la solu- bilidad de un compuesto soluble. 4.114 Se mezclan 60.0 mL de una disolución de glucosa (C6H12o6) 0.513 M con 120.0 mL de una disolución de glucosa 2.33 M. ¿Cuál es la concentración de la disolución final? Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.115 un compuesto iónico X sólo es ligeramente soluble en agua. ¿Qué prueba emplearía para demostrar que el com- puesto realmente se disuelve en agua hasta cierto grado? 4.116 A un estudiante se le da una muestra que puede ser sulfato de hierro(II) o sulfato de hierro(III). Sugiera un procedi- miento químico para identificar el compuesto. (Ambos compuestos de hierro son solubles en agua.) 4.117 A usted se le da un líquido incoloro. Describa tres pruebas químicas que podría llevar a cabo para demostrar que el líquido es agua. 4.118 Mediante el aparato que se muestra en la figura 4.1, un estudiante encontró que una disolución de ácido sulfúrico ocasionó que el foco se encendiera intensamente. Sin em- 04_CHAPTER 04.indd 165 12/21/09 12:30:21 PM
- 197. 166 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa bargo, después de añadir cierta cantidad de una disolución de hidróxido de bario [Ba(oH)2], la luz del foco empezó a disminuir a pesar de que el Ba(oH)2 también es un elec- trólito fuerte. Explique lo que ocurrió. 4.119 Se le da un compuesto soluble de fórmula molecular des- conocida. a) Describa tres pruebas que puedan demostrar que el compuesto es un ácido. b) una vez que haya de- mostrado que el compuesto es un ácido, describa cómo podría determinar su masa molar utilizando una disolu- ción de NaoH de concentración conocida. (Suponga que el ácido es monoprótico.) c) ¿Cómo sabría si el ácido es fuerte o débil? Para llevar a cabo el experimento, se le proporciona una muestra de NaCl y un aparato como el que se muestra en la figura 4.1. 4.120 Se le proporcionan dos disoluciones incoloras, una de ellascontieneNaClylaotracontienesacarosa(C12H22o11). Sugiera una prueba química y una física que le pudiera ayudar a distinguir entre estas dos disoluciones. 4.121 La concentración de iones plomo (Pb2+ ) en una muestra de agua contaminada, que también contiene iones nitrato (No3– ), se determina al añadir sulfato de sodio sólido (Na2So4) a 500 mL exactos del agua. a) Escriba la ecua- ción iónica neta y la ecuación molecular de la reacción. b) Calcule la concentración molar de Pb2+ si se hubieran re- querido 0.00450 g de Na2So4 para precipitar por completo los iones Pb2+ en forma de PbSo4. 4.122 El ácido clorhídrico no es un agente oxidante en el sentido en el que lo son los ácidos nítrico y sulfúrico. Explique por qué el ion cloruro no es un agente oxidante fuerte como son los iones So4 2– y No3 – . 4.123 Explique cómo se prepararía yoduro de potasio (KI) por medio de: a) una reacción ácido-base y b) una reacción entre un ácido y un carbonato. 4.124 El sodio reacciona con agua para formar hidrógeno ga- seoso. ¿Por qué no se utiliza esta reacción en la prepara- ción de hidrógeno en el laboratorio? 4.125 Describa cómo prepararía los siguientes compuestos: a) Mg(oH)2, b) AgI, c) Ba3(Po4)2. 4.126 Alguien derrama ácido sulfúrico concentrado en el piso de un laboratorio de química. Para neutralizar el ácido, ¿sería preferible añadir una disolución de NaoH concentrada o rociar bicarbonato de sodio sólido? Explique su elección e indique las bases químicas de las medidas tomadas. 4.127 Describa cómo separaría en cada caso los cationes o anio- nes de una disolución acuosa de: a) NaNo3 y Ba(No3)2, b) Mg(No3)2 y KNo3, c) KBr y KNo3, d) K3Po4 y KNo3, e) Na2Co3 y NaNo3. 4.128 Los siguientes son compuestos caseros comunes: sal de mesa (NaCl), azúcar de mesa (sacarosa), vinagre (con- tiene ácido acético), polvo para hornear (NaHCo3), sosa de lavado (Na2Co3 · 10H2o), ácido bórico (H3Bo3, utili- zado en el lavado de ojos), sal de epsom (MgSo4 · 7H2o), hidróxido de sodio (usado para destapar el drenaje), amo- niaco, leche de magnesia [Mg(oH)2] y carbonato de cal- cio. Con base en lo que ha aprendido en este capítulo, describa las pruebas que le permitirían identificar a cada uno de estos compuestos. 4.129 Los sulfitos (compuestos que contienen iones So3 2– ) se utilizan como conservadores en las frutas secas y vegeta- les y en la fabricación del vino. En un experimento lle- vado a cabo para demostrar la presencia de sulfito en la fruta, una estudiante dejó remojando varios albaricoques secos en agua durante toda la noche. Después filtró la di- solución para eliminar todas las partículas sólidas. Poste- riormente, trató la disolución con peróxido de hidrógeno (H2o2) para oxidar los iones sulfito a iones sulfato. Por último, precipitó los iones sulfato por tratamiento de la disolución con unas gotas de disolución de cloruro de ba- rio (BaCl2). Escriba una ecuación balanceada para cada uno de los pasos descritos. 4.130 una muestra de 0.8870 g de una mezcla de NaCl y KCl se disolvió en agua; la disolución se trató con un exceso de AgNo3 para formar 1.913 g de AgCl. Calcule el porcen- taje en masa de cada compuesto en la mezcla. 4.131 Con base en la consideración del número de oxidación, explique por qué el monóxido de carbono (Co) es infla- mable pero el dióxido de carbono (Co2) no. 4.132 ¿Cuál de los diagramas siguientes corresponde a la reac- ción entre AgoH(s) y HNo3(ac)? Escriba una ecuación balanceada de la reacción. Las esferas verdes representan los iones Ag+ y las rojas representan los iones No3 − . b)a) c) 4.133 El cloro forma varios óxidos con los siguientes números de oxidación: +1, +3, +4, +6 y +7. Escriba una fórmula para cada uno de estos compuestos. 4.134 una aplicación útil del ácido oxálico consiste en eliminar la herrumbre (Fe2o3) de las argollas de la bañera, de acuerdo con la reacción Fe2o3(s) + 6H2C2o4(ac) ⎯→ 2Fe(C2o4)3 3– (ac) + 3H2o + 6H+ (ac) Calcule el número de gramos de herrumbre que se pueden remover con 5.00 × 102 mL de una disolución de ácido oxálico 0.100 M. 4.135 El ácido acetilsalicílico (C9H8o4) es un ácido monopró- tico comúnmente conocido como “aspirina”. una tableta típica de aspirina contiene, sin embargo, sólo una pequeña cantidad del ácido. En un experimento, una tableta se tri- turó y se disolvió en agua para determinar su composi- ción. Se consumieron 12.25 mL de una disolución de NaoH 0.1466 M para neutralizar la disolución. Calcule el 04_CHAPTER 04.indd 166 12/21/09 12:30:58 PM
- 198. 167Problemas especiales número de granos de aspirina en la tableta. (un grano = 0.0648 g.) 4.136 Se disolvió en agua una mezcla de 0.9157 g de CaBr2 y NaBr, y se añadió AgNo3 a la disolución para formar un precipitado de AgBr. Si la masa del precipitado es de 1.6930 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de NaBr en la muestra original? 4.137 Los haluros de hidrógeno (HF, HCl, HBr y HI) son com- puestos muy reactivos que tienen muchas aplicaciones en la industria y en el laboratorio. a) En el laboratorio, el HF y el HCl se pueden obtener al hacer reaccionar CaF2 y NaCl con ácido sulfúrico concentrado. Escriba las ecua- ciones correctas para las reacciones. (Ayuda: Éstas no son reacciones redox.) b) ¿Por qué no se pueden preparar HBr y HI haciendo reaccionar NaBr y NaI con ácido sulfúrico concentrado? (Ayuda: El H2So4 es un agente oxidante más fuerte que el Br2 y el I2.) c) El HBr se puede preparar haciendo reaccionar tribromuro de fósforo (PBr3) con agua. Escriba la ecuación de esta reacción. 4.138 una muestra de 325 mL de una disolución contiene 25.3 g de CaCl2. a) Calcule la concentración molar de Cl– en la disolución. b) ¿Cuántos gramos de Cl– hay en 0.100 L de la disolución? 4.139 El ácido fosfórico (H3Po4) es una sustancia química in- dustrial importante que se utiliza en fertilizantes, deter- gentes y en la industria alimenticia. Se produce por dos métodos distintos. En el método del horno eléctrico, el fósforo elemental (P4) se quema en aire para formar P4o10, que se hace reaccionar con agua para formar H3Po4. En el proceso húmedo, la roca fosfórica [Ca5(Po4)3F] se hace reaccionar con ácido sulfúrico para formar H3Po4 (y HF y CaSo4). Escriba las ecuaciones para estos procesos y cla- sifique cada etapa como reacción de precipitación, ácido- base o redox. 4.140 El nitrato de amonio (NH4No3) es uno de los fertilizantes nitrogenados más importantes. Se puede determinar su pureza al valorar una disolución de NH4No3 con una diso- lución estándar de NaoH. En un experimento, una mues- tra de 0.2041 g de NH4No3 preparado industrialmente requirió 24.42 mL de disolución de NaoH 0.1023 M para la neutralización. a) Escriba la ecuación iónica neta para la reacción. b) ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la mues- tra? 4.141 ¿La siguiente es una reacción redox? Explique. 3o2(g) ⎯→ 2o3(g) 4.142 ¿Cuál es el número de oxidación del o en el HFo? 4.143 utilice modelos moleculares como los de las figuras 4.7 y 4.8 para representar las siguientes reacciones ácido-base: a) oH– + H3o+ ⎯→ 2H2o b) NH4 + + NH2 – ⎯→ 2NH3 Identifique el ácido y la base de Brønsted en cada caso. 4.144 El alcohol contenido en una muestra de 10.0 g de sangre de un conductor necesitó 4.23 mL de K2Cr2o7 0.07654 M para su valoración. ¿Podría la policía procesar al indivi- duo por conducir ebrio? (Ayuda: Vea la sección Química en acción de la página 146.) 4.145 Al almacenarse, el ácido nítrico concentrado gradual- mente se vuelve amarillento. Explique por qué sucede. (Ayuda: El ácido nítrico se descompone lentamente. El dióxido de nitrógeno es un gas colorido.) 4.146 Describa la preparación de los siguientes gases en el labo- ratorio: a) hidrógeno, b) oxígeno, c) dióxido de carbono y d) nitrógeno. Indique el estado físico de los reactivos y productos en cada caso. [Sugerencia: El nitrógeno se puede obtener al calentar nitrito de amonio (NH4No2).] 4.147 Consulte la figura 4.18 y explique por qué se debe disolver un sólido completamente antes de llevar la disolución hasta el volumen deseado. 4.148 ¿Puede clasificarse la siguiente reacción de descomposi- ción como una reacción ácido-base? Explique por qué. NH4Cl(s) ⎯→ NH3(g) + HCl(g) Problemas especiales 4.149 Dé una explicación química para cada una de las siguien- tes situaciones: a) Cuando se agrega calcio metálico a una disolución de ácido sulfúrico se genera hidrógeno ga- seoso. Varios minutos después, la reacción se hace más lenta y finalmente se detiene aun cuando ninguno de los reactivos se haya consumido. Explique a qué se debe esto. b) En la serie de actividad, el aluminio está por arriba del hidrógeno y, sin embargo, el metal no parece reaccionar con vapor de agua y ácido clorhídrico. ¿Por qué? c) El sodio y el potasio están situados por arriba del cobre en la serie de actividad. Explique por qué los iones Cu2+ presen- tes en una disolución de CuSo4 no se convierten en cobre metálico al agregar estos metales. d) un metal M reac- ciona lentamente con vapor de agua. No se observa cam- bio alguno cuando se coloca en una disolución de sulfato de hierro(II) de color verde pálido. ¿En qué posición de la 04_CHAPTER 04.indd 167 12/21/09 12:31:02 PM
- 199. 168 CAPítuLo 4 Reacciones en disolución acuosa serie de actividad debe colocarse al metal M? e) Antes de que el aluminio metálico se obtuviera por electrólisis, se producía por reducción de su cloruro (AlCl3) con un metal activo. ¿Qué metales se usarían para producir aluminio de esta manera? 4.150 El procedimiento recomendado para preparar una disolu- ción muy diluida no es pesar una masa muy pequeña o medir un volumen muy pequeño de una disolución con- centrada. En vez de ello, esto se realiza mediante una serie de diluciones. una muestra de 0.8214 g de KMno4 se di- solvió en agua y se llenó hasta la marca del volumen en un matraz volumétrico de 500 mL. una muestra de 2.000 mL de esta disolución se transfirió a un matraz volumétrico de 1 000 mL y se diluyó hasta la marca con agua. Después, 10.00 mL de la disolución diluida se transfirieron a un matraz de 250 mL y se diluyó hasta la marca con agua. a) Calcule la concentración (en molaridad) de la disolu- ción final. b) Calcule la masa de KMno4 que se necesita para preparar directamente la disolución final. 4.151 El siguiente experimento del “ciclo de cobre” se lleva a cabo en algunos laboratorios de química. La serie de reac- ciones inicia con cobre y termina con cobre metálico. Los pasos son los siguientes: 1) una pieza de alambre de cobre de masa conocida se deja reaccionar con ácido nítrico concentrado [los productos son nitrato de cobre(II), dióxido de nitrógeno y agua]. 2) El nitrato de cobre(II) se trata con una disolución de hidróxido de sodio para formar el precipitado de hidróxido de cobre(II). 3) El hidróxido de cobre(II) se descompone por calentamiento para for- mar óxido de cobre(II). 4) El óxido de cobre(II) se hace reaccionar con ácido sulfúrico concentrado para formar sulfato de cobre(II). 5) El sulfato de cobre(II) se trata con un exceso de zinc metálico para formar cobre metálico. 6) El zinc metálico remanente se elimina por tratamiento con ácido clorhídrico y el cobre metálico se filtra, se seca y se pesa. a) Escriba una ecuación balanceada para cada uno de los pasos y clasifique las reacciones. b) Suponiendo que un estudiante empezó con 65.6 g de cobre, calcule el rendimiento teórico en cada etapa. c) Considerando la na- turaleza de las etapas, diga por qué es posible recuperar la mayor parte del cobre usado al inicio. 4.152 un volumen de 25.0 mL de una disolución que contiene iones Fe2+ y Fe3+ se valora con 23.0 mL de KMno4 0.0200 M (en ácido sulfúrico diluido). Como resultado, todos los iones Fe2+ se oxidan a iones Fe3+ . A continuación se trata la disolución con Zn metálico para convertir todos los io- nes Fe3+ en iones Fe2+ . Por último, la disolución, que con- tiene sólo iones Fe2+ , requiere 40.0 mL de la misma disolución de KMno4 para oxidar los iones a Fe3+ . Cal- cule las concentraciones molares de los iones Fe2+ y Fe3+ en la disolución original. La ecuación iónica neta es Mno4 – + 5Fe2+ + 8H+ ⎯→ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2o 4.153 utilice el siguiente esquema de la tabla periódica e indi- que el nombre y la posición de dos metales que sean capa- ces de: a) desplazar al hidrógeno del agua fría, b) desplazar al hidrógeno del vapor de agua, c) desplazar al hidrógeno de un ácido. también indique dos metales que no reaccio- nen con vapor de agua ni con ácido. 4.154 Con referencia a la sección Química en acción de la pá- gina 158, conteste las siguientes preguntas: a) Identifique los procesos de precipitación, ácido-base y redox. b) En vez de óxido de calcio, ¿por qué no se agrega simplemente hidróxido de sodio al agua de mar para precipitar el hi- dróxido de magnesio? c) Algunas veces un mineral lla- mado dolomita (una mezcla de CaCo3 y MgCo3) sustituye a la piedra caliza para precipitar el hidróxido de magnesio ¿Qué ventaja tiene usar dolomita? 4.155 un volumen de 22.02 mL de una disolución que contiene 1.615 g de Mg(No3)2 se mezcló con 28.64 mL de una di- solución que contiene 1.073 g de NaoH. Calcule las con- centraciones de los iones que permanecen en la disolución después de que la reacción se completa. Suponga que los volúmenes son aditivos. 4.156 Las pruebas químicas de cuatro metales A, B, C y D mues- tran los siguientes resultados. a) Sólo B y C reaccionan con HCl 0.5 M para producir H2 gaseoso. b) Cuando se añade B a una solución que contiene los iones de otros metales, se forman A, C y D metáli- cos. c) A reacciona con HNo3 6 M pero D no. Disponga los metales en orden creciente por su capacidad para actuar como agentes reductores. Sugiera cuatro meta- les que cumplan con estas características. 4.157 Debido a que las reacciones ácido-base y de precipitación analizadas en este capítulo implican especies iónicas, su progreso se puede seguir al medir la conductividad eléc- trica de la disolución. Haga coincidir las siguientes reac- cionesconlosdiagramasmostradosaquí.Laconductividad eléctrica se muestra en unidades arbitrarias. 1) una disolución de KoH 1.0 M se agrega a 1.0 L de CH3CooH 1.0 M. 2) una disolución de NaoH 1.0 M se agrega a 1.0 L de HCl 1.0 M. 3) una disolución de BaCl2 1.0 M se agrega a 1.0 L de K2So4 1.0 M. 4) una disolución de NaCl 1.0 M se agrega a 1.0 L de AgNo3 1.0 M. 5) una disolución de CH3CooH 1.0 M se agrega a 1.0 L de NH3 1.0 M. 04_CHAPTER 04.indd 168 12/21/09 12:31:04 PM
- 200. 169Respuestas a los ejercicios de práctica 4.1 a) Insoluble, b) insoluble, c) soluble. 4.2 Al3+ (ac) + 3oH– (ac) ⎯→ Al(oH)3(s). 4.3 a) Base de Brønsted. b) Ácido de Brønsted. 4.4 a) P: +3, F: –1; b) Mn: +7, o: –2. 4.5 a) Reacción de desplazamiento de hidrógeno, b) reacción de combinación, c) reacción de desproporción, d) reacción de desplazamiento de metal. 4.6 0.452 M. 4.7 494 mL. 4.8 Diluya 34.2 mL de la diso- lución stock concentrada a 200 mL. 4.9 92.02%. 4.10 0.3822 g. 4.11 10.1 mL. 4.12 204 mL. Conductividadeléctrica 2.01.0 Volumen (L) a) 2.01.0 Volumen (L) b) 2.01.0 Volumen (L) c) 2.01.0 Volumen (L) d) 1 4 3 2 Respuestas a los ejercicios de práctica 04_CHAPTER 04.indd 169 12/21/09 12:31:11 PM
- 201. 170 m i s t e r i o d e l a química ¿Quién asesinó a Napoleón? Después de su derrota en Waterloo, en 1815, Napoleón se exilió en Santa Elena, una pequeña isla del océano Atlántico, donde pasó los últimos seis años de su vida. En la década de 1960 se analizaron muestras del cabello de Napoleón y se encontró que tenían un alto nivel de arsénico, lo cual sugería que posiblemente fue envenenado. Los sospechosos principales eran el gobernador de Santa Elena, con quien Napoleón no se llevaba bien, y la familia real francesa, que quería evitar su regreso a Francia. El arsénico elemental no es peligroso. El veneno comúnmente utilizado es en realidad óxido de arsénico(III), As2o3, un compuesto blanco que se disuelve en agua, no tiene sabor y es difícil de detec- tar si se administra durante largo tiempo. Alguna vez, a éste se le conoció como “el polvo de la herencia” porque podía añadirse al vino del abuelo para apresurar su muerte y así ¡el nieto podría heredar los bienes! En 1832, el químico inglés James Marsh desarrolló un procedimiento para detectar arsénico. En esta prueba, que ahora lleva el nombre de Marsh, se combina el hidrógeno formado por la reacción entre zinc y ácido sulfúrico con una muestra del supuesto veneno. Si hay As2o3 presente, reacciona con el hidrógeno y forma arsina (AsH3), un gas tóxico. Cuando la arsina gaseosa se calienta, se descompone y forma arsénico, que se reconoce por su brillo metálico. La prueba de Marsh es un medio de disuasión efectivo para evitar los homicidios con As2o3, pero se inventó demasiado tarde para ayudar a Napoleón si es que, en efecto, hubiera sido víctima de envenenamiento intencional con arsénico. Dispositivo para la prueba de Marsh. El ácido sulfúrico se adiciona a zinc metálico y a una disolución que contiene óxido de arsénico(III). El hidró- geno que se produce reac- ciona con As2O3 para producir arsina (AsH3). Al calentarse, la arsina se descompone en arsénico elemental, que tiene una apariencia metálica, y en hidrógeno gaseoso. H2SO4 Granalla de zinc Disolución de As2O3 Anillo metálico brillante Flama de hidrógeno 04_CHAPTER 04.indd 170 12/21/09 12:31:17 PM
- 202. 171 En los inicios de la década de 1990, surgieron dudas acerca de la teoría de conspiración en la muerte de Napoleón debido a que se encontró una muestra del papel tapiz de su estudio que contenía arsenato de cobre (CuHAso4), un pigmento verde que se utilizaba comúnmente en la época de Napo- león. Se ha sugerido que el clima húmedo de Santa Elena promovió el crecimiento de moho en el papel tapiz. Para librarse del arsénico, el moho pudo haberlo convertido en trimetilarsina [(CH3)3As], un compuesto volátil y muy venenoso. La exposición prolongada a estos vapores pudo haber deterio- rado la salud de Napoleón, lo que explicaría la presencia de arsénico en su cuerpo, aunque no haya sido la causa principal de su muerte. Esta interesante teoría se apoya en el hecho de que los invitados asiduos de Napoleón sufrían trastornos gastrointestinales y otros síntomas de envenenamiento con arsénico, pero su salud mejoraba cuando pasaban muchas horas trabajando en el jardín, el principal pasatiempo en la isla. Posiblemente nunca se sabrá si Napoleón murió por envenenamiento intencional o accidental con arsénico, pero este ejercicio de práctica de detectives de la historia aporta un ejemplo fascinante del uso del análisis químico. Éste no sólo se utiliza en la ciencia forense, sino también tiene una función esencial en el intento de abarcar desde la investigación pura hasta las aplicaciones prácticas, como el control de calidad de productos comerciales y el diagnóstico clínico. Indicios químicos 1. El arsénico en el cabello de Napoleón se detectó mediante una técnica llamada activación de neutrones. Cuando el As-75 se bombardea con neutrones de alta energía, se convierte en el isótopo radiactivo As-76. La energía de los rayos γ emitidos por el isótopo radiactivo es carac- terística del arsénico y la intensidad de los rayos determina cuánto arsénico se encuentra presente en la muestra. Con esta técnica se pueden detectar cantidades tan pequeñas como 5 ng (5 × 10–9 g) de arsénico por 1 g de material. a) Escriba los símbolos para los dos isótopos de As, mostrando el número de masa y el número atómico. b) Mencione dos ventajas del análisis del contenido de arsénico por activación de neutrones en lugar del análisis químico. 2. El arsénico no es un elemento esencial para el cuerpo humano. a) De acuerdo con la posición que tiene en la tabla periódica, sugiera la causa de su toxicidad. b) Aparte del cabello, ¿dónde más se podría buscar la acumulación del elemento si se sospecha envenenamiento con arsé- nico? 3. La prueba de Marsh para el arsénico implica los siguientes pasos: a) La generación de hidrógeno gaseoso cuando se añade ácido sulfúrico al zinc. b) La reacción del hidrógeno con óxido de As(III) para producir arsina. c) La transformación de arsina en arsénico por calentamiento. Escriba las ecuaciones que representan estos pasos e identifique el tipo de reacción en cada uno. Mechón del cabello de Napoleón. 04_CHAPTER 04.indd 171 12/21/09 12:31:21 PM
- 203. Un tornado es una columna de aire en rotación violenta que se extiende desde la base de una tormenta hasta la tierra. Los modelos muestran los principales constituyentes de un tornado: moléculas de nitrógeno, oxígeno, agua y dióxido de carbono y átomos de argón. Gases 05_CHAPTER 05.indd 172 12/21/09 12:52:28 PM
- 204. Avance del capítulo • Comenzamos este capítulo con un análisis de las sustancias que existen como gases y sus propiedades generales. (5.1) • Aprenderemos las unidades para expresar la presión de los gases y las características de la presión atmosférica. (5.2) • Después, estudiaremos la relación entre presión, volumen, temperatura y cantidad de un gas con base en las diferentes leyes de los gases. Veremos que estas leyes se pueden resumir mediante la ecuación del gas ideal, que se puede utilizar para calcular la densidad o la masa molar de un gas. (5.3 y 5.4) • Veremos que la ecuación del gas ideal se puede utilizar para estudiar la estequiome- tría que implica a los gases. (5.5) • Aprenderemos que el comportamiento de una mezcla de gases se puede comprender mediante la ley de Dalton de las presiones parciales, la cual es una extensión de la ecuación del gas ideal. (5.6) • Veremos cómo la teoría cinética molecular de los gases, la cual se basa en las pro- piedades de las moléculas individuales, se puede utilizar para describir las propie- dades macroscópicas como la presión y temperatura de un gas. Aprenderemos que esta teoría permite la obtención de una expresión para la rapidez de las moléculas a cierta temperatura y entenderemos fenómenos como la difusión y la efusión de gases. (5.7) • Por último estudiaremos la corrección para el comportamiento no ideal de los gases mediante la ecuación de van der Waals. (5.8) Sumario 5.1 Sustancias que existen como gases 5.2 Presión de un gas 5.3 Leyes de los gases 5.4 Ecuación del gas ideal 5.5 Estequiometría de los gases 5.6 Ley de Dalton de las presiones parciales 5.7 Teoría cinética molecular de los gases 5.8 Desviación del comportamiento ideal En ciertas condiciones de presión y temperatura es posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: sólido, líquido o gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado. Los gases, tema de este capítulo, son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y los sólidos. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cam- bios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado una importante función en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases. 173 05_CHAPTER 05.indd 173 12/21/09 12:52:44 PM
- 205. 174 CAPÍTULO 5 Gases 5.1 Sustancias que existen como gases Vivimos en el fondo de un océano de aire cuya composición porcentual en volumen es aproxi- madamente de 78% de N2, 21% de O2 y 1% de otros gases, entre los que se encuentra el CO2. En la década de 1990, la química de esta mezcla de gases vitales se volvió un tema muy rele- vante debido a los efectos perjudiciales de la contaminación ambiental. En el capítulo 17 se analizarán la química de la atmósfera y los gases contaminantes. El punto central de este capí- tulo será el comportamiento de las sustancias que existen como gases en condiciones atmosfé- ricas normales de presión y temperatura, es decir, a 25°C y 1 atmósfera (atm) de presión. En la figura 5.1 se ilustran los elementos que son gases en condiciones atmosféricas normales. Observe que el hidrógeno, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor y el cloro existen como moléculas diatómicas gaseosas: H2, N2, O2, F2 y Cl2. Un alótropo de oxígeno, ozono (O3), también es un gas a temperatura ambiente. Todos los elementos del grupo 8A, gases nobles, son gases monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Los compuestos iónicos no existen como gases a 25°C y 1 atm, porque los cationes y aniones en un sólido iónico se hallan unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para vencer esas atracciones necesitamos aplicar una gran cantidad de energía, que en la práctica significa calentar demasiado al sólido. En condiciones normales, lo único factible es fundir el sólido, por ejemplo, el NaCl se funde a una temperatura alta: 801°C. Para que hierva, se debe elevar la temperatura a más de 1 000°C. El comportamiento de los compuestos moleculares es más variado; algunos, por ejemplo CO, CO2, HCl, NH3 y CH4 (metano), son gases, pero la mayoría son líquidos o sólidos a la temperatura ambiente. Sin embargo, por calentamiento se convierten en gases con mayor facilidad que los compuestos iónicos. En otras palabras, los compuestos moleculares por lo regular hierven a temperaturas mucho más bajas que los compuestos iónicos. No hay una regla simple que ayude a determinar si cierto compuesto molecular es un gas en condiciones atmos- féricas normales. Para hacer tal aseveración es necesario entender la naturaleza y magnitud de las fuerzas de atracción entre las moléculas, denominadas fuerzas intermoleculares (que se estudian en el capítulo 11). En general, cuanto más fuertes sean esas atracciones, menor la posibilidad de que un compuesto exista como gas a las temperaturas ordinarias. Figura 5.1 Elementos que existen como gases a 25ºC y 1 atm. Los gases nobles (elementos del grupo 8A) son especies monoatómicas; los demás elementos existen como moléculas diatómicas. El ozono (O3) también es un gas. H Li Na K Rb Cs Ca Sr Ba Sc Y La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg Ga In Tl Ge Sn Pb As Sb Bi Se Te Po Br I At Kr Xe Rn Al Si P S Cl Ar B C N O F Ne He Be Mg 1A 2A 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B 3A 4A 5A 6A 7A 8A Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg 05_CHAPTER 05.indd 174 12/21/09 12:52:48 PM
- 206. 1755.2 Presión de un gas De los gases que se indican en la tabla 5.1, sólo el O2 es esencial para la vida. El sulfuro de hidrógeno (H2S) y el cianuro de hidrógeno (HCN) son muy venenosos, en tanto que otros, como el CO, NO2, O3 y SO2 resultan un poco menos tóxicos. Los gases He, Ne y Ar son quí- micamente inertes, es decir, no reaccionan con ninguna otra sustancia. La mayor parte de los gases son incoloros, con excepción del F2, Cl2 y NO2. El color café oscuro del NO2 es visible a veces en el aire contaminado. Todos los gases poseen las siguientes características físicas: • Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. • Se consideran los más compresibles de los estados de la materia. • Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan en forma completa y uniforme. • Tienen densidades mucho menores que los sólidos y líquidos. 5.2 Presión de un gas Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea, que por lo regular desconocemos su existencia, quizá como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos. La presión atmosférica se demuestra fácilmente. Un ejemplo común es al beber un lí- quido con un popote. Al succionar el aire por medio de un popote se reduce la presión en su interior, el vacío creado se llena con el líquido que es empujado hacia la parte superior del popote por la mayor presión atmosférica. Unidades del SI para la presión La presión es una de las propiedades de los gases que se mide con mayor facilidad. Para en- tender cómo se mide la presión de un gas, conviene saber cómo se obtienen las unidades de medición. Para ello, empezaremos con la velocidad y la aceleración. La velocidad se define como el cambio en la distancia en función del tiempo; es decir, * El punto de ebullición del HCN es 26ºC, pero es lo suficientemente bajo para considerarlo como gas en condiciones atmosféricas ordinarias. TABLA 5.1 Algunas sustancias que se encuentran como gases a 25ºC y 1 atm Elementos Compuestos H2 (hidrógeno molecular) HF (fluoruro de hidrógeno) N2 (nitrógeno molecular) HCl (cloruro de hidrógeno) O2 (oxígeno molecular) HBr (bromuro de hidrógeno) O3 (ozono) HI (yoduro de hidrógeno) F2 (flúor molecular) CO (monóxido de carbono) Cl2 (cloro molecular) CO2 (dióxido de carbono) He (helio) NH3 (amoniaco) Ne (neón) NO (óxido nítrico) Ar (argón) NO2 (dióxido de nitrógeno) Kr (kriptón) N2O (óxido nitroso) Xe (xenón) SO2 (dióxido de azufre) Rn (radón) H2S (sulfuro de hidrógeno) HCN (cianuro de hidrógeno)* Un gas es una sustancia que habitualmente se encuentra en estado gaseoso a temperaturas y presiones normales; un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que sea un líquido o sólido a temperatura y presión normales. Por tanto, a 25ºC y 1 atm de presión, se habla de vapor de agua y oxígeno gaseoso. NO2 gaseoso. velocidad longitud recorrida tiempo transcur = rrido 05_CHAPTER 05.indd 175 12/21/09 12:52:54 PM
- 207. 176 CAPÍTULO 5 Gases La unidad SI de velocidad es m/s, aunque también se utiliza cm/s. La aceleración es el cambio de velocidad en función del tiempo, o aceleración cambio de velocidad tiempo trans = ccurrido La aceleración se mide en m/s2 (o cm/s2 ). La segunda ley del movimiento, formulada por Sir Isaac Newton1 a finales del siglo xvii, define otro término, llamado fuerza, del cual se derivan las unidades de presión. De acuerdo con esta ley, fuerza masa aceleración= × En este contexto, la unidad SI de fuerza es el newton (N), donde 1 N = 1 kg m/s2 Por último, la presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área: presión fuerza área = La unidad SI de presión es el pascal (Pa),2 que se define como un newton por metro cuadra- do: 1 Pa = 1 N/m2 Presión atmosférica Los átomos y las moléculas de los gases en la atmósfera, como el resto de la materia, están sujetos a la atracción gravitacional de la Tierra; por consiguiente, la atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la Tierra que en altitudes elevadas. (El aire fuera de la cabi- na presurizada de un avión a 9 km de altura es muy ligero para ser respirado.) De hecho, la densidad del aire disminuye con rapidez al aumentar la longitud de la Tierra. Las mediciones señalan que aproximadamente 50% de la atmósfera se encuentra dentro de 6.4 km de la su- perficie de la Tierra, 90% dentro de 16 km y 99% dentro de 32 km. No sorprende que cuanto más denso sea el aire, mayor es la presión que ejerce. La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmósfera de la Tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. La presión atmosférica, como lo indica su nombre, es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra (figura 5.2). El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas. ¿La presión atmosférica actúa sólo hacia abajo, como se podría inferir a partir de la de- finición? Imagine qué sucedería, entonces, si sostuviera firmemente una hoja de papel por encima de su cabeza (con ambas manos). Quizás esperaría que el papel se doblara debido a la presión de aire sobre éste, pero eso no ocurre. La razón es que el aire, al igual que el agua, es un fluido. La presión ejercida sobre un objeto en un fluido proviene de todas direcciones: de abajo y de arriba, así como de izquierda a derecha. A nivel molecular, la presión del aire se produce debido a choques entre las moléculas del aire contra cualquier superficie con la que entren en contacto. La magnitud de la presión depende de la frecuencia y la fuerza con 1 N es un equivalente aproximado de la fuerza ejercida por la gravedad de la Tierra sobre una manzana. Figura 5.2 Columna de aire extendiéndose del nivel del mar hasta la atmósfera superior. Columna de aire 1 Sir Isaac Newton (1642-1726). Matemático inglés, físico y astrónomo. Newton es considerado por muchos como uno de los dos grandes físicos que el mundo ha conocido (el otro es Albert Einstein). Difícilmente existe una rama de la física para la que Newton no haya realizado una contribución importante. Su obra Principia, publicada en 1687, representa un hito en la historia de la ciencia. 2 Blaise Pascal (1623-1662). Matemático y físico francés. El trabajo de Pascal abarca con amplitud el campo de las matemáticas y la física, pero su especialidad se centró en el área de la hidrodinámica (el estudio del movimiento de los fluidos). También inventó una máquina calculadora. 05_CHAPTER 05.indd 176 12/21/09 12:53:07 PM
- 208. que las moléculas impacten la superficie. Resulta que hay tantas moléculas golpeando el papel por encima como por debajo, de manera que el papel permanece plano. ¿Cómo se mide la presión atmosférica? Probablemente el barómetro sea el instrumento más común para medirla. Un barómetro sencillo consta de un tubo largo de vidrio, cerrado en un extremo y lleno de mercurio. Si el tubo se invierte con cuidado sobre un recipiente con mercurio, de manera que no entre aire en el tubo, parte del mercurio saldrá del tubo hacia el re- cipiente, creando un vacío en el extremo superior (figura 5.3). El peso del mercurio remanente en el tubo se conserva por la presión atmosférica que actúa sobre la superficie del mercu- rio en el recipiente. La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio exactamente de 760 mm (o 76 cm) de altura a 0°C al nivel del mar. En otras palabras, la presión atmosférica estándar es igual a la presión de 760 mmHg, donde mmHg representa la presión ejercida por una columna de mercurio de 1 mm de altura. La uni- dad de mmHg también se llama torr, en honor del científico italiano Evangelista Torricelli,3 quien inventó el barómetro. Así 1 torr = 1 mmHg y 1 atm = 760 mmHg (exactamente) La relación entre atmósferas y pascales (vea el apéndice 2) es 1 atm = 101 325 Pa = 1.01325 × 105 Pa y, dado que 1 000 Pa = 1 kPa (kilopascal) 1 atm = 1.01325 × 102 kPa Los ejemplos 5.1 y 5.2 muestran la conversión de mmHg a atm y kPa. Figura 5.3 Un barómetro para medir la presión atmosférica. Sobre el mercurio en el tubo hay un vacío. (El espacio realmente contiene una muy pequeña cantidad de vapor de mercurio.) La columna de mercurio se mantiene por la presión atmosférica. La presión externa de un avión de propulsión que vuela a gran altitud es considerablemente menor que la presión atmosférica estándar. Por ello, el aire del interior de la cabina debe presurizarse para proteger a los pasajeros. ¿Cuál es la presión (en atm) en la cabina si la lectura del barómetro es de 688 mmHg? Estrategia Debido a que 1 atm = 760 mmHg se necesita el siguiente factor de conversión para obtener la presión en atmósferas 1 atm 760 mmHg Solución La presión en la cabina está dada por Ejercicio de práctica Convierta 749 mmHg en atmósferas. Presión atmosférica 76 cm EjEmpLo 5.1 3 Evangelista Torricelli (1608-1674). Matemático italiano. Supuestamente Torricelli fue la primera persona en reco- nocer la existencia de la presión atmosférica. Problema similar: 5.13. presión 688 mmHg 1 atm 760 mmHg 0.905 atm = × = 1775.2 Presión de un gas 05_CHAPTER 05.indd 177 12/21/09 12:53:16 PM
- 209. 178 CAPÍTULO 5 Gases La presión atmosférica en San Francisco cierto día fue de 732 mmHg. ¿Cuál fue la presión en kPa? Estrategia Se nos pide convertir mmHg en kPa. Debido a que 1 atm = 1.01325 × 105 Pa = 760 mmHg El factor de conversión que necesitamos es 1.01325 10 Pa 760 mmHg 5 × Solución La presión en kPa es Ejercicio de práctica Convierta 295 mmHg en kilopascales. Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la atmósfera. El principio de operación de un manómetro es parecido al de un barómetro. Exis- ten dos tipos de manómetros, que se observan en la figura 5.4. El manómetro de tubo cerrado se utiliza comúnmente para medir presiones menores a la presión atmosférica [figura 5.4a)], en tanto que el manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir presiones iguales o mayores que la presión atmosférica [figura 5.4b)]. Casi todos los barómetros y la mayor parte de los manómetros emplean mercurio como fluido de trabajo, a pesar de que es una sustancia tóxica, al igual que sus vapores. La razón es que el mercurio tiene una densidad muy alta (13.6 g/mL) en comparación con la mayoría de los líquidos. Como la altura de la columna de un líquido es inversamente proporcional a su densidad, esta propiedad permite construir barómetros y manómetros pequeños que se mani- pulan con facilidad. EjEmpLo 5.2 Problema similar: 5.14. h Pgas = Ph a) h Gas Pgas = Ph + Patm Gas b) Vacío Mercurio Figura 5.4 Dos tipos de manómetros utilizados para medir las presiones de los gases. a) La presión del gas es menor que la presión atmosférica. b) La presión del gas es mayor que la presión atmosférica. = ×presión 732 mmHg 1.01325 10 Pa 760 mmHg 9.7 5 × = 66 10 Pa 97.6 kPa 4 × = 05_CHAPTER 05.indd 178 12/21/09 12:53:32 PM
- 210. Revisión de conceptos ¿En dónde sería más fácil beber agua con un popote, en la cima o al pie del monte Everest? 5.3 Leyes de los gases Las leyes de los gases que estudiaremos en este capítulo son producto de incontables experi- mentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de los gases durante varios siglos. Cada una de las generalizaciones en cuanto al comportamiento macroscópico de las sustancias ga- seosas representa una etapa importante en la historia de la ciencia. En conjunto, tales generali- zaciones han tenido un papel muy destacado en el desarrollo de muchas ideas de la química. Relación presión-volumen: ley de Boyle En el siglo xvii, Robert Boyle4 estudió en forma sistemática y cuantitativa el comportamiento de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analizó la relación que existe entre la pre- sión y el volumen de una muestra de un gas. Los datos típicos que Boyle recabó se muestran en la tabla 5.2. Observe que a medida que la presión (P) aumenta a temperatura constante, el volumen (V) de una cantidad determinada de gas disminuye. Compare el primer punto de datos con una presión de 724 mmHg y un volumen de 1.50 (en unidades arbitrarias) con el último punto de datos con una presión de 2 250 mmHg y un volumen de 0.58. Es evidente que existe una relación hacia la izquierda entre presión y volumen de un gas a temperatura constante. A medida que la presión aumenta, el volumen ocupado por el gas disminuye. Por lo contrario, si la presión aplicada disminuye, el volumen ocupado por el gas aumenta. Esta relación se conoce como la ley de Boyle, según la cual la presión de una cantidad fija de un gas a tempe- ratura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. El aparato que Boyle utilizó en este experimento era muy sencillo (figura 5.5). En la figura 5.5a), la presión ejercida sobre el gas es igual a la presión atmosférica y el volumen del gas es de 100 mL. (Observe que la parte superior del tubo se encuentra abierta y por tanto está expuesta a la presión atmosférica.) En la figura 5.5b) se ha añadido más mercurio a fin de duplicar la presión sobre el gas, con lo que el volumen del gas disminuye a 50 mL. Al triplicar la presión sobre el gas su volumen disminuye a un tercio de su valor original [figura 5.5c)]. Podemos escribir una expresión matemática que muestre la relación hacia la izquierda entre la presión y el volumen: 4 Robert Boyle (1627-1691). Químico inglés y filósofo natural. Aunque comúnmente se asocia a Boyle con la ley de los gases que lleva su nombre, él realizó muchas otras contribuciones significativas en química y física. No obstante el hecho de que Boyle a menudo estaba en desacuerdo con los científicos de su época, su obra The Skeptical Chymist (1661) influyó en varias generaciones de químicos. P V α 1 TABLA 5.2 Relaciones típicas entre presión y volumen obtenidas por Boyle P (mmHg) 724 869 951 998 1230 1893 2250 V (unidades arbitrarias) 1.50 1.33 1.22 1.18 0.94 0.61 0.58 PV 1.09 × 103 1.16 × 103 1.16 × 103 1.18 × 103 1.2 × 103 1.2 × 103 1.3 × 103 1795.3 Leyes de los gases La presión aplicada al gas es igual a la presión del gas 05_CHAPTER 05.indd 179 12/21/09 12:53:37 PM
- 211. 180 CAPÍTULO 5 Gases donde el símbolo ∝ significa proporcional a. Se puede cambiar ∝ por el signo de igualdad y escribir P k V = ×1 1 donde k1 es una constante llamada constante de proporcionalidad. La ecuación (5.1a) es una expresión matemática de la ley de Boyle. Podemos reorganizar la ecuación (5.1a) para obte- ner PV = k1 (5.1b) Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presión y el volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constantes es una constante. En el diagrama superior de la figura 5.6 se observa una representación esquemática de la ley de Boyle. La cantidad n es el número de moles del gas y R es una constante, que se definirá en la sección 5.4, donde vere- mos que la constante de proporcionalidad, k1, de la ecuación (5.1) es igual a nRT. El concepto de una cantidad proporcional a otra y el uso de una constante de proporcio- nalidad se explican con la siguiente analogía. El ingreso diario de un cine depende tanto del precio de los boletos (en dólares por boleto) como del número de boletos vendidos. Si supo- nemos que el cine cobra por todos los boletos el mismo precio, escribimos ingreso = (dólar/boleto) × número de boletos vendidos Como el número de boletos vendidos varía diariamente se dice que el ingreso en un día deter- minado es proporcional al número de boletos vendidos: Ingreso ∝ número de boletos vendidos = C × número de boletos vendidos donde C, la constante de proporcionalidad, es el precio por boleto. Figura 5.5 Aparato para estudiar la relación entre la presión y el volumen de un gas. a) Los niveles del mercurio son iguales y la presión del gas es igual a la presión atmosférica (760 mmHg). El volumen del gas es de 100 mL. b) Al duplicar la presión mediante la adición de más mercurio, el volumen del gas se reduce a 50 mL. c) Al triplicar la presión, el volumen del gas disminuye a un tercio del valor original. La temperatura y cantidad del gas se mantienen constantes. (5.1a) a) b) c) Gas Hg 100mL 50mL 760mmHg 33mL 1520mmHg 05_CHAPTER 05.indd 180 12/21/09 12:53:42 PM
- 212. Calentamiento o enfriamiento de un gas a una presión constante Calentamiento o enfriamiento de un gas a un volumen constante Incremento o disminución del volumen de un gas a una temperatura constante Dependencia del volumen con la cantidad de un gas a una temperatura y presión constantes Temperatura más baja (El volumen disminuye) Temperatura más alta P PP P PP P PP PPP Ley de Charles V = ( ) T es constante Ley de Charles (El volumen aumenta) Temperatura más baja (La presión disminuye) Temperatura más alta (La presión aumenta) nR P nR P El volumen disminuye (La presión aumenta) Extracción de gas Cilindro de gas (El volumen disminuye) El volumen aumenta Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Boyle P = (nRT) nRT es constante (La presión disminuye) 1 V Ley de Avogadro P = ( ) T es constante nR V nR V Adición de moléculas de gas (El volumen aumenta) V = ( ) n es constanteRT P RT P Válvula Figura 5.6 Ilustraciones esquemáticas de la ley de Boyle, ley de Charles y ley de Avogadro. 1815.3 Leyes de los gases 05_CHAPTER 05.indd 181 12/21/09 12:59:02 PM
- 213. 182 CAPÍTULO 5 Gases En la figura 5.7 se muestran dos formas convencionales de expresión gráfica de los des- cubrimientos de Boyle. La figura 5.7a) es una gráfica de la ecuación PV = k1; la figura 5.7b) es una gráfica de la ecuación equivalente P = k1 × 1/V. Observe que esta última es una ecuación lineal de la forma y = mx + b, donde b = 0 y m = k1. Aunque los valores individuales de presión y volumen pueden variar mucho para una muestra dada de un gas, siempre que la temperatura permanezca constante y la cantidad de gas no cambie, P multiplicada por V siempre será igual a la misma constante. Por consiguiente, para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a temperatura cons- tante, tenemos P1V1 = k1 = P2V2 o P1V1 = P2V2 (5.2) donde V1 y V2 son los volúmenes sometidos a las presiones P1 y P2, respectivamente. Relación temperatura-volumen: ley de Charles y de Gay-Lussac La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca constante. Pero su- ponga que cambia la temperatura. ¿Cómo afectará el cambio de la temperatura al volumen y la presión de un gas? Veamos por principio de cuentas el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Los primeros investigadores que estudiaron esta relación fueron los cien- tíficos franceses Jacques Charles5 y Joseph Gay-Lussac.6 Sus estudios demostraron que, a una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se con- trae al enfriarse (figura 5.8). Las relaciones cuantitativas implicadas en estos cambios de tem- peratura y volumen del gas resultan ser notablemente congruentes. Por ejemplo, observamos un fenómeno interesante cuando estudiamos la relación entre temperatura y volumen a varias presiones. A cualquier presión dada, la gráfica de volumen en relación con la temperatura es una línea recta. Al extender la recta al volumen cero, encontramos que la intersección en el eje de temperatura tiene un valor de –273.15°C. A cualquier otra presión obtenemos una recta diferente para la gráfica de volumen y temperatura, pero alcanzamos la misma intersección de –273.15°C para la temperatura correspondiente al volumen cero (figura 5.9). (En la práctica, Figura 5.7 Representación gráfica de la variación del volumen de un gas en relación con la presión ejercida sobre él, a temperatura constante. a) P contra V. Observe que el volumen del gas se duplica a medida que la presión se reduce a la mitad. b) P contra 1/V. La pendiente de la línea es igual a k1. b) P a) 4 L 0.6 atm 0.3 atm P 2 L 1–– V V Temperatura baja Temperatura alta Tubo capilar Mercurio Gas Figura 5.8 Variación del volumen de una muestra de un gas con la temperatura, a presión constante. La presión ejercida sobre el gas es la suma de la presión atmosférica y la presión debida al peso del mercurio. 5 Jacques Alexandre Cesar Charles (1746-1823). Físico francés. Fue un conferencista privilegiado, inventor de apara- tos científicos y el primero en utilizar hidrógeno para inflar globos. 6 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850). Químico y físico francés. Al igual que Charles, Gay Lussac fue un apa- sionado de los globos. Una vez ascendió a una altitud de 20 000 pies para recolectar muestras de aire con fines de investigación. 05_CHAPTER 05.indd 182 12/21/09 1:00:17 PM
- 214. podemos medir el volumen de un gas sólo en un intervalo limitado de temperatura, ya que todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formar líquidos.) En 1848, Lord Kelvin7 comprendió el significado de dicho fenómeno. Identificó la tem- peratura de –273.15°C como el cero absoluto, teóricamente la temperatura más baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de partida estableció entonces una escala de tempe- ratura absoluta, conocida ahora como escala de temperatura Kelvin (vea la sección 1.7). En la escala Kelvin, un kelvin (K) es igual en magnitud a un grado Celsius. La única diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la de Celsius es la posición del cero. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan del siguiente modo: Figura 5.9 Variación del volumen de una muestra de gas con la temperatura, a presión constante. Cada línea representa la variación a cierta presión. Las presiones aumentan desde P1 hasta P4. Todos los gases al final se condensan (se vuelven líquidos) si se enfrían a temperaturas lo suficientemente bajas; las partes sólidas de las líneas representan la región de temperatura por arriba del punto de condensación. Cuando estas líneas se extrapolan o se extienden (las partes punteadas), todas coinciden en el punto que representa el volumen cero a una temperatura de –273.15ºC. –300 –200 –100 0 100 200 10 V(mL) 0 20 30 40 50 P1 P2 P3 P4 –273.15°C 300 400 t (°C) La conversión entre °C y K se encuentra en la página 20. En la mayor parte de los cálculos de este texto utilizaremos 273 en lugar de 273.15 para relacionar K y °C. Por convenio, uti- lizamos T para denotar la temperatura absoluta (kelvin) y t para indicar la temperatura en la escala Celsius. La dependencia del volumen de un gas con la temperatura, se da por V ∝ T V = k2T o donde k2 es la constante de proporcionalidad. La ecuación (5.3) se conoce como ley de Char- les y de Gay-Lussac, o simplemente ley de Charles, la cual establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la tempe- ratura absoluta del gas. La ley de Charles también se ilustra en la figura 5.6. Observamos que el factor de proporcionalidad, k2, en la ecuación (5.3) es igual a nR/P. Escala Kelvin Escala Celsius Cero absoluto 0 K –273.15°C Punto de congelación del agua 273.15 K 0°C Punto de ebullición del agua 373.15 K 100°C En condiciones experimentales especiales, los científicos se han podido aproximar al cero absoluto dentro de una pequeña fracción de un kelvin. V T k= 2 (5.3) Recuerde que la temperatura debe estar en kelvins en los cálculos de la ley de los gases. 7 William Thomson, Lord Kelvin (1824-1907). Matemático y físico escocés. Kelvin realizó un importante trabajo en muchas ramas de la física. 1835.3 Leyes de los gases 05_CHAPTER 05.indd 183 12/21/09 1:00:26 PM
- 215. 184 CAPÍTULO 5 Gases Tal como hicimos para la relación presión-volumen a temperatura constante, podemos comparar dos condiciones de volumen-temperatura para una muestra dada de un gas a presión constante. De la ecuación (5.3) podemos escribir V T k V T 1 1 2 2 2 = = o V T V T 1 1 2 2 = (5.4) donde V1 y V2 son los volúmenes de los gases a las temperaturas T1 y T2 (ambas en kelvins), respectivamente. Otra forma de la ley de Charles muestra que para una cantidad de gas a volumen constan- te, la presión del gas es proporcional a la temperatura o P T P k T P T k α = = 3 3 (5.5) En la figura 5.6 vemos que k3 = nR/V. Con la ecuación (5.5) tenemos o P T k P T P T P T 1 1 3 2 2 1 1 2 2 = = = (5.6) donde P1 y P2 son las presiones del gas a temperaturas T1 y T2, respectivamente. Relación entre volumen y cantidad: ley de Avogadro El trabajo del científico italiano Amedeo Avogadro complementó los estudios de Boyle, Char- les y Gay-Lussac. En 1811 publicó una hipótesis en donde estableció que a la misma tem- peratura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes, es decir V nα V k n= 4 (5.7) donde n representa el número de moles y k4 es la constante de proporcionalidad. La ecuación (5.7) es la expresión matemática de la ley de Avogadro, la cual establece que a presión y tem- peratura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. En la figura 5.6 se observa que k4 = RT/P. De acuerdo con la ley de Avogadro, cuando dos gases reaccionan entre sí, los volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos mediante una relación sencilla (un hecho demostrado antes por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares: 3H ( ) N ( ) NH ( )2 2 3 3 mol 1 mo g g g+ → 2 ll 2 mol El nombre de Avogadro se citó por primera vez en la sección 3.2. ∝ 05_CHAPTER 05.indd 184 12/21/09 1:00:44 PM
- 216. Dado que a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales al número de moles de los gases presentes, ahora podemos escribir 3H ( ) N ( ) NH ( )2 2 3 3 volúmenes g g g+ → 2 1 volumen 2 volúmenes La proporción de volumen de hidrógeno molecular respecto del nitrógeno molecular es de 3:1, y la del amoniaco (el producto) respecto del hidrógeno molecular y del nitrógeno molecular (los reactivos) es de 2:4 o 1:2 (figura 5.10). Los ejemplos de la sección 5.4 ilustran las leyes de los gases. 5.4 Ecuación del gas ideal A continuación presentamos un resumen de las leyes de los gases que hemos analizado hasta el momento: Ley de Boyle: V ∝ 1 P (a n y T constantes) Ley de Charles: V ∝ T (a n y P constantes) Ley de Avogadro: V ∝ n (a P y T constantes) Podemos combinar las tres expresiones a una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases: o V nT P V R nT P PV nRT α = = (5.8) donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuación (5.8), conocida como ecuación del gas ideal, explica la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es insignificante en compara- ción con el volumen del recipiente que lo contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las discrepancias en el comportamiento de los gases reales en márgenes razonables de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos. Por tanto, podemos usar con seguridad la ecuación del gas ideal para resolver muchos problemas de gases. 3H2(g) 3 moléculas 3 moles 3 volúmenes + + + + N2(g) 1 molécula 1 mol 1 volumen 2NH3(g) 2 moléculas 2 moles 2 volúmenes + Figura 5.10 Relación del volumen de gases en una reacción química. La proporción del volumen del hidrógeno molecular con respecto al nitrógeno molecular es de 3:1, y la del amoniaco (el producto) respecto del hidrógeno molecular y el nitrógeno molecular combinados (los reactivos) es de 2:4 o 1:2. Recuerde que la ecuación del gas ideal, a diferencia de las leyes de los gases que se analizaron en la sección 5.3, se aplica a los sistemas que no experimentan cambios en presión, volumen, temperatura y cantidad de un gas. 1855.4 Ecuación del gas ideal ∝ 05_CHAPTER 05.indd 185 12/21/09 1:01:11 PM
- 217. 186 CAPÍTULO 5 Gases Antes que apliquemos la ecuación del gas ideal a un sistema real debemos calcular R, la constante de los gases. A 0°C (273.15 K) y 1 atm de presión, muchos gases reales se compor- tan como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto, como se ilustra en la figura 5.11. Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE. Con base en la ecuación (5.8) podemos escribir R PV nT = = = (1 atm)(22.414 L) (1 mol)(273.15 K) 0.. . 082057 0 082057 L atm K mol L atm/K mol ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ Los puntos entre L y atm, y entre K y mol, recuerdan que tanto L como atm están en el nume- rador, y que K y mol están en el denominador. Para la mayoría de los cálculos redondearemos el valor de R a tres cifras significativas (0.0821 L · atm/K · mol), y utilizaremos 22.41 L para el volumen molar de un gas a TPE. En el ejemplo 5.3 se indica que si conocemos la cantidad, el volumen y la temperatura de un gas podemos calcular su presión al utilizar la ecuación del gas ideal. A menos que se esta- blezca lo contrario, suponemos que las temperaturas dadas en °C en los cálculos son exactas, así que no afectan el número de cifras significativas. Figura 5.11 Comparación entre el volumen molar a TPE (el cual es aproximadamente de 22.4 L) y una pelota de baloncesto. La constante de un gas se puede expresar en diferentes unidades (vea el apéndice 2). SF6 El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo. Calcule la presión (en atm) ejercida por 1.82 moles del gas en un recipiente de acero de 5.43 L de volumen a 69.5°C. Estrategia Este problema ofrece información acerca de la cantidad del gas, de su volumen y temperatura. ¿El gas está experimentando un cambio en alguna de sus propiedades? ¿Qué ecuación debemos utilizar para encontrar la presión? ¿Qué unidad de temperatura debemos utilizar? (continúa) EjEmpLo 5.3 05_CHAPTER 05.indd 186 12/21/09 1:01:21 PM
- 218. Dado que el volumen molar de un gas ocupa 22.41 L a TPE podemos calcular el volumen de un gas en condiciones de TPE sin utilizar la ecuación del gas ideal. Solución Debido a que no ocurren cambios en las propiedades del gas podemos utilizar la ecuación del gas ideal para calcular la presión. Con la ecuación (5.8) reorganizada, escribimos Ejercicio de práctica Calcule el volumen (en litros) ocupado por 2.12 moles de óxido nítrico (NO) a 6.54 atm y 76ºC. Problema similar: 5.32. P nRT V = = ⋅ ⋅ +(1.82 mol)(0.0821 L atm/K mol)(69.5 2273) K 5.43 L atm= 9 42. Calcule el volumen (en litros) que ocupan 7.40 g de NH3 a TPE. Estrategia ¿Cuál es el volumen de un mol de un gas ideal a TPE? ¿Cuántos moles hay en 7.40 g de NH3? Solución Si aceptamos que 1 mol de un gas ideal ocupa 22.41 L a TPE y mediante la masa molar del NH3 (17.03 g), escribimos la secuencia de conversiones como gramos de NH moles de NH3 3 litros de NH a TPE3�→ �→ por lo que el volumen de NH3 está dado por Con frecuencia sucede en química, en particular en los cálculos relacionados con las leyes de los gases, que un problema se puede resolver de varias formas. En este caso, el problema también se puede resolver al convertir primero 7.40 g de NH3 al número de moles de NH3, y después aplicar la ecuación del gas ideal (V = nRT/P). Inténtelo. Verificación Puesto que 7.40 g de NH3 es menor que su masa molar es de esperar que el volumen sea menor que 22.41 L a TPE. Por tanto, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica ¿Cuál es el volumen (en litros) que ocupan 49.8 g de HCl a TPE? EjEmpLo 5.4 Revisión de conceptos Suponiendo un comportamiento ideal, ¿cuál de los siguientes gases tendrá el mayor volumen a TPE? a) 0.82 moles de He. b) 24 g de N2. c) 5.0 × 1023 moléculas de Cl2. NH3 Problema similar: 5.40. V = × ×7.40 g NH 1 mol NH 17.03 g NH 22.41 L 1 m 3 3 3 ool NH3 9 74 L= . 1875.4 Ecuación del gas ideal 05_CHAPTER 05.indd 187 12/21/09 1:01:39 PM
- 219. 188 CAPÍTULO 5 Gases La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implican cambios en P, V, T y n de una muestra de gas. Por tanto, si conocemos tres variables podemos calcular la cuarta mediante la ecuación. Sin embargo, a veces necesitamos trabajar con cambios de pre- sión, volumen y temperatura, o incluso, de cantidad del gas. Cuando cambian las condiciones, debemos emplear una forma modificada de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta las condiciones iniciales y finales. Esta ecuación la obtenemos del modo siguiente, con base en la ecuación (5.8), R PV n T = 1 1 1 1 (antes del cambio) y (después del cambio) 2 2 R P V n T = 2 2 Por tanto (5.9) PV n T P V n T 1 1 1 1 2 2 = 2 2 Resulta interesante observar que todas las leyes de gases analizadas en la sección 5.3 se pue- den derivar de la ecuación (5.9). Si n1 = n2, como normalmente ocurre, porque la cantidad de gas por lo general no cambia, la ecuación en tal caso se reduce a (5.10) PV T P V T 1 1 1 2 2 = 2 Las aplicaciones de la ecuación (5.9) son el tema de los ejemplos 5.5, 5.6 y 5.7. Los subíndices 1 y 2 denotan los estados inicial y final del gas, respectivamente. Un globo inflado con un volumen de 0.55 L de helio a nivel del mar (1.0 atm) se deja elevar a una altura de 6.5 km, donde la presión es de casi 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece constante, ¿cuál será el volumen final del globo? Estrategia La cantidad del gas dentro del globo y su temperatura permanecen constantes, pero tanto la presión como el volumen cambian. ¿Cuál de las leyes de los gases se necesita? Solución Comenzamos con la ecuación (5.9) PV n T P V n T 1 1 1 1 2 2 = 2 2 Debido a que n1 = n2 y T1 = T2, P1V1 = P2V2 que es la ley de Boyle [vea la ecuación (5.2)]. Se tabula la información que se tiene: Condiciones iniciales Condiciones finales P1 = 1.0 atm P2 = 0.40 atm V1 = 0.55 L V2 = ? Por tanto, (continúa) EjEmpLo 5.5 Globo inflado con helio, para investigaciones científicas. V V P P 2 1 1 2 1 4 = × = × = 0.55 L 1.0 atm 0.40 atm L. 05_CHAPTER 05.indd 188 12/21/09 1:01:52 PM
- 220. Verificación Cuando la presión que se aplica al globo se reduce (a temperatura constante), el helio gaseoso se expande y el volumen del globo aumenta. El volumen final es mayor que el inicial, de modo que la respuesta resulta razonable. Ejercicio de práctica Una muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg. Calcule la presión del gas (en mmHg) si el volumen se reduce a temperatura constante a 154 mL. Problema similar: 5.19. Los focos eléctricos por lo general están llenos con argón. El argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la vaporización del filamento del tungsteno. Cierto foco que contiene argón a 1.20 atm y 18ºC se calienta a 85ºC a volumen constante. Calcule su presión final (en atm). Estrategia La temperatura y presión del argón cambian, pero la cantidad y el volumen del gas permanecen constantes. ¿Qué ecuación utilizaría para encontrar la presión final? ¿Qué unidad de temperatura debe emplear? Solución Debido a que n1 = n2 y V1 = V2, la ecuación (5.9) se torna P T P T 1 1 2 2 = que es la ley de Charles [vea la ecuación (5.6)]. Después escribimos Condiciones iniciales Condiciones finales P1 = 1.20 atm P2 = ? T1 = (18 + 273) K = 291 K T2 = (85 + 273) K = 358 K La presión final está dada por Verificación A volumen constante, la presión de una cantidad dada de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Por tanto, en este caso es razonable el aumento de la presión. Ejercicio de práctica Una muestra de oxígeno gaseoso sometida a una presión inicial de 0.97 atm se enfría de 21ºC a –68ºC a volumen constante. ¿Cuál es su presión final (en atm)? EjEmpLo 5.6 P P T T 2 1 2 1 = × = × = 1.20 atm 358 K 291 K 1.48 atm Recuerde convertir ºC a K cuando resuelva problemas referentes a las leyes de los gases. Una consecuencia práctica de esta relación es que la presión de los neumáticos de los automóviles debe revisarse sólo cuando éstos se hallen en condiciones de temperatura normal. Después de un largo viaje (en especial durante el verano), los neumáticos se calientan demasiado, y la presión del aire en su interior se eleva. Problema similar: 5.36. Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y presión son de 8ºC y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es de 25ºC y la presión de 1.0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja (en mL) si su volumen inicial era de 2.1 mL. (continúa) EjEmpLo 5.7 1895.4 Ecuación del gas ideal 05_CHAPTER 05.indd 189 12/21/09 1:02:02 PM
- 221. 190 CAPÍTULO 5 Gases Cálculos de densidad Si reacomodamos la ecuación del gas ideal podemos calcular la densidad de un gas: n V P RT = Podemos utilizar cualquier unidad apropiada para el volumen (o presión) mientras se usen las mismas unidades en ambos lados de la ecuación. Problema similar: 5.35. Estrategia En la solución de este tipo de problemas, donde se da una gran cantidad de información, algunas veces es útil elaborar un diagrama de la situación, como se muestra aquí: ¿Qué unidad de temperatura se debe utilizar en este cálculo? Solución De acuerdo con la ecuación (5.9) PV n T P V n T 1 1 1 1 2 2 = 2 2 Suponemos que la cantidad de aire en la burbuja permanece constante, es decir, n1 = n2 de manera que PV T P V T 1 1 1 2 2 = 2 que es la ecuación (5.10). La información proporcionada se resume: Condiciones iniciales Condiciones finales P1 = 6.4 atm P2 = 1.0 atm V1 = 2.1 mL V2 = ? T1 = (8 + 273) K = 281 K T2 = (25 + 273) K = 298 Cuando se reorganiza la ecuación (5.10) resulta Verificación Vemos que para obtener el volumen final debemos multiplicar el volumen inicial por una relación de presiones (P1/P2) y una proporción de temperaturas (T2 / T1). Recuerde que el volumen es inversamente proporcional a la presión y el volumen es directamente proporcional a la temperatura. Debido a que la presión disminuye y la temperatura aumenta al elevarse la burbuja, esperamos que el volumen de la burbuja aumente. De hecho, aquí el cambio en la presión tiene una función mayor en el cambio del volumen. Ejercicio de práctica Un gas que inicialmente tiene un volumen de 4.0 L a 1.2 atm y 66°C experimenta un cambio de manera que su volumen y temperatura finales se convierten en 1.7 L y 42°C. ¿Cuál es su presión final? Suponga que el número de moles no ha cambiado. V V P P T T 2 1 1 2 2 1 = × × = × ×2.1 mL 6.4 atm 1.0 atm 298K 2881K 14 mL= 05_CHAPTER 05.indd 190 12/21/09 1:02:08 PM
- 222. El número de moles del gas, n, está dado por n m = m donde m es la masa del gas en gramos y m es su masa molar. Por tanto, m V P RTm = Dado que la densidad, d, es la masa por unidad de volumen, podemos escribir (5.11)d m V P RT = = m A diferencia de las moléculas de la materia condensada (es decir, líquidos y sólidos), las molé- culas gaseosas están separadas por longitudes que son amplias en comparación con su tamaño. En consecuencia, la densidad de los gases es muy baja en condiciones atmosféricas. Por esta razón, la densidad de los gases se expresa comúnmente en gramos por litro (g/L) en vez de gramos por mililitro (g/mL), como lo muestra el ejemplo 5.8. CO2 Como propiedad intensiva, la densidad es independiente de la cantidad de sustancia. Por tanto, podemos utilizar cualquier cantidad conveniente como apoyo para la resolución del problema. Calcule la densidad del dióxido de carbono (CO2) en gramos por litro (g/L) a 0.990 atm y 55ºC. Estrategia Necesitamos la ecuación (5.11) para calcular la densidad de los gases. ¿El problema proporciona suficiente información? ¿Qué unidad de temperatura se debe utilizar? Solución Para utilizar la ecuación (5.11) convertimos la temperatura en kelvins (T = 273 + 55 = 328 K) y usamos 44.01 g para la masa molar del CO2: Por otro lado, podemos encontrar la densidad mediante la siguiente ecuación densidad masa volumen = Suponiendo que tenemos 1 mol de CO2, la masa sería de 44.01 g. El volumen del gas se puede obtener a partir de la ecuación del gas ideal V nRT P = = ⋅ ⋅(1 mol)(0.0821 L atm/K mol)(328 K) 0.9990 atm 27.2 L= Por tanto, la densidad del CO2 está dada por (continúa) EjEmpLo 5.8 d P RT = = ⋅ m (0.990 atm) (44.01 g/mol) (0.0821 L atmm/K mol) (328 K) g/L ⋅ = 1 62. d = = 44.01 g 27.2 L 1.62 g/L 1915.4 Ecuación del gas ideal 05_CHAPTER 05.indd 191 12/21/09 1:02:21 PM
- 223. 192 CAPÍTULO 5 Gases Masa molar de una sustancia gaseosa De lo que se ha dicho hasta aquí, quizá tenga la impresión de que la masa molar de una sus- tancia se encuentra examinando su fórmula y al sumar las masas molares de los átomos que la componen. Sin embargo, este procedimiento sólo funciona si se conoce la fórmula real de la sustancia. En la práctica, los químicos con frecuencia trabajan con sustancias de compo- sición desconocida o sólo parcialmente definida. No obstante, si la sustancia desconocida es un gas, se puede encontrar su masa molar gracias a la ecuación del gas ideal. Todo lo que se necesita es determinar el valor experimental de la densidad (o los datos de masa y volumen) del gas a una presión y temperatura conocidas. Al reorganizar la ecuación (5.11) obtenemos (5.12)m = dRT P En un experimento típico, un bulbo de volumen conocido se llena con la sustancia ga- seosa en estudio. Se registran la temperatura y presión de la muestra de gas y se determina la masa total del bulbo más la muestra de gas (figura 5.12). Luego se evacua (vacía) el bulbo y se pesa otra vez. La diferencia en masa es la masa del gas. La densidad del gas es igual a su masa dividida entre el volumen del bulbo. Una vez conocida la densidad del gas, podemos calcular la masa molar de la sustancia utilizando la ecuación (5.12). Por supuesto, un espectrómetro de masas sería el instrumento ideal para determinar la masa molar, pero no todos los químicos cuentan con este equipo. En el ejemplo 5.9 se señala el método de la densidad para determinar la masa molar. Comentario La densidad del gas expresada en gramos por mililitro sería 1.62 × 10–3 g/mL, el cual es un número muy pequeño. En contraste, la densidad del agua es de 1.0 g/mL y la del oro es de 19.3 g/cm3 . Ejercicio de práctica ¿Cuál es la densidad (en g/L) del hexafluoruro de uranio (UF6) a 779 mmHg y 62ºC? Problema similar: 5.48. Figura 5.12 Aparato para medir la densidad de un gas. Un bulbo de volumen conocido se llena con el gas bajo estudio a cierta temperatura y presión. Primero se pesa el bulbo, y después se vacía (evacua) y se vuelve a pesar. La diferencia en las masas proporciona la masa del gas. Si conocemos el volumen del bulbo, podemos calcular la densidad del gas. En condiciones atmosféricas, 100 mL de aire pesan alrededor de 0.12 g, una cantidad fácilmente cuantificable. Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno, y encuentra que su densidad es de 7.71 g/L a 36°C y 2.88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular. Estrategia Debido a que las ecuaciones (5.11) y (5.12) representan diferente organización una de otra, podemos calcular la masa molar de un gas si conocemos su densidad, temperatura y presión. La fórmula molecular del compuesto debe ser congruente con su masa molar. ¿Qué unidad de temperatura debemos utilizar? Solución A partir de la ecuación (5.12) (continúa) EjEmpLo 5.9 Tenga presente que mediante este procedimiento es posible determinar la masa molar de un compuesto gaseoso sin conocer su fórmula química. m = = ⋅ ⋅ + dRT P (7.71 g/L)(0.0821 L atm/K mol)(36 2733) K 2.88 atm 67.9 g/mol= 05_CHAPTER 05.indd 192 12/21/09 1:02:34 PM
- 224. Puesto que la ecuación (5.12) se deriva de la ecuación del gas ideal podemos calcular la masa molar de una sustancia gaseosa al usar la ecuación del gas ideal, como se observa en el ejemplo 5.10. Por otro lado, podemos encontrar la masa molar mediante la siguiente ecuación masa molar del compuesto masa del compuesto = mmoles del compuesto Con base en la densidad proporcionada sabemos que hay 7.71 g del gas en 1 L. El número de moles del gas en este volumen lo podemos obtener de la ecuación del gas ideal n PV RT = = ⋅ ⋅ (2.88 atm)(1.00 L) (0.0821 L atm/K moll)(309 K) 0.1135 mol= Por tanto, la masa molar está dada por Podemos determinar la fórmula molecular del compuesto mediante prueba y error, utilizando sólo los datos conocidos de las masas molares de cloro (35.45 g) y oxígeno (16.00 g). Sabemos que un compuesto que contenga un átomo de Cl y un átomo de O tendría una masa molar de 51.45 g, que es muy baja, en tanto que la masa molar de un compuesto formado por dos átomos de Cl y un átomo de O sería de 86.90 g, que es demasiado elevada. Por consiguiente, el compuesto debe contener un átomo de Cl y dos de oxígeno, es decir, tendría la fórmula , cuya masa molar es de 67.45 g. Ejercicio de práctica La densidad de un compuesto orgánico gaseoso es de 3.38 g/L a 40°C y 1.97 atm. ¿Cuál es su masa molar? m = = = masa número de moles 7.71 g 0.1135 mol 67.9 g/mol ClO2 ClO2 Ejemplos similares: 5.43, 5.47 Si2F6 El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que contiene 33.0% de silicio y 67.0% de flúor en masa. A 35ºC, 0.210 L del compuesto ejercen una presión de 1.70 atm. Si la masa de 0.210 L del gas fue de 2.38 g calcule la fórmula molecular del compuesto. Estrategia El problema se puede dividir en dos partes. En primer lugar, se pide la fórmula empírica del compuesto a partir del porcentaje en masa de Si y F. En segundo, la información proporcionada permite realizar el cálculo de la masa molar del compuesto y por tanto determinar su fórmula molecular. ¿Cuál es la relación entre la masa molar empírica y la masa molar calculada a partir de la fórmula molecular? Solución Seguimos el procedimiento del ejemplo 3.9 (página 90) para calcular la fórmula empírica suponiendo que tenemos 100 g de compuesto; así, los porcentajes se convierten en gramos. El número de moles de Si y F está dado por nSi g Si 1 mol Si 28.09 g Si 1.17 mol S= × =33 0. ii g F 1 mol F 19.00 g F 3.53 mol FFn = × =67 0. (continúa) EjEmpLo 5.10 1935.4 Ecuación del gas ideal 05_CHAPTER 05.indd 193 12/21/09 1:02:43 PM
- 225. 194 CAPÍTULO 5 Gases 5.5 Estequiometría de los gases En el capítulo 3 utilizamos relaciones entre cantidades (en moles) y masas (en gramos) de reactivos y productos para resolver problemas de estequiometría. Cuando los reactivos, los productos, o ambos son gases, también podemos emplear las relaciones entre cantidades (mo- les, n) y volumen (V) para resolver problemas de este tipo (figura 5.13). En los ejemplos 5.11, 5.12 y 5.13 se muestra cómo se utilizan las leyes de los gases en estos cálculos. Problema similar: 5.49. La clave para resolver problemas de estequiometría está en la razón molar, sin importar el estado físico de los reactivos y los productos. La reacción del carburo de calcio (CaC2) con agua produce acetileno (C2H2), un gas inflamable. Problema similar: 5.26. Por tanto, la fórmula empírica es Si1.17F3.53. Al dividir entre el subíndice más pequeño (1.17), obtenemos SiF3. Para calcular la masa molar del compuesto, en primer lugar necesitamos calcular el número de moles contenidos en 2.38 g de compuesto. Con base en la ecuación de gas ideal n PV RT = = ⋅ ⋅ (1.70 atm)(0.210 L) (0.0821 L atm/K mol)(308 K) = 0.0141 mol Debido a que hay 2.38 g del compuesto en 0.0141 moles, la masa en 1 mol, o la masa molar está dada por m = = 2.38 g 0.0141 mol 169 g/mol La masa molar de la fórmula empírica SiF3 es 85.09 g. Recuerde que la proporción (masa molar/masa molar empírica) siempre es un entero (169/85.09 ≈ 2). Por consiguiente, la fórmula molecular del compuesto debe ser (SiF3)2, o . Ejercicio de práctica Un compuesto gaseoso está formado por 78.14% de boro y 21.86% de hidrógeno. A 27ºC, 74.3 mL del gas ejercen una presión de 1.12 atm. Si la masa del gas fue de 0.0934 g, ¿cuál es su fórmula molecular? Si2F6 Calcule el volumen de O2 (en litros) requerido para la combustión completa de 7.64 L de acetileno (C2H2) a la misma temperatura y presión: 2C H 5O 4CO 2H O2 2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( )g g g l+ +�→ Estrategia Observe que la temperatura y presión del O2 y C2H2 son las mismas. ¿Qué ley de los gases necesitamos para relacionar el volumen de los gases con los moles de los gases? Solución De acuerdo con la ley de Avogadro, a la misma temperatura y presión, el número de moles de los gases está directamente relacionado con su volumen. Con base en la ecuación, tenemos 5 moles O2 ] 2 moles C2H2; por tanto, también podemos escribir 5 L O2 ] 2 L C2H2. El volumen de O2 que reaccionará con 7.64 L C2H2 está dado por (continúa) EjEmpLo 5.11 volumen de O 7.64 L C H 5 L O 2 L C H 19 2 2 2 2 2 2 = × = ..1 L 05_CHAPTER 05.indd 194 12/21/09 1:02:50 PM
- 226. Cantidad de reactivos (gramos o volumen) Moles de reactivo Moles de producto Cantidad de producto (gramos o volumen) Figura 5.13 Cálculos estequiométricos que implican gases. Una bolsa de aire puede proteger al conductor en un choque automovilístico. La azida de sodio (NaN3) se usa en bolsas de aire en algunos automóviles. El impacto de una colisión desencadena la descomposición de la NaN3 de la siguiente manera: 2NaN3(s) ⎯→ 2Na(s) + 3N2(g) El nitrógeno gaseoso producido infla rápidamente la bolsa que se encuentra entre el conductor y el parabrisas. Calcule el volumen de N2 generado a 80ºC y 823 mmHg por la descomposición de 60.0 g de NaN3. Estrategia En la ecuación balanceada vemos que 2 moles de NaN3 ] 3 moles N2, de manera que el factor de conversión entre NaN3 y N2 es 3 mol N 2 mol NaN 2 3 Debido a que se proporciona la masa de NaN3 podemos calcular el número de moles de NaN3 y por tanto el número de moles de N2 producidos. Por último, podemos calcular el volumen de N2 mediante la ecuación del gas ideal. Solución En primer lugar calculamos el número de moles de N2 producido por 60.0 g de NaN3 mediante la siguiente secuencia de conversiones gramos de NaN moles de NaN moles3 3�→ �→ dde N2 de manera que moles de N 60.0 g NaN 1 mol NaN 65.02 g N 2 3 3 = × aaN 3 mol N 2 mol NaN 1.38 mol N 3 2 3 2 × = El volumen de 1.38 moles de N2 se obtiene mediante la ecuación del gas ideal: Ejercicio de práctica La ecuación para la degradación metabólica de la glucosa (C6H12O6) es la misma que la ecuación para la combustión de glucosa en aire: C H 6O 6CO 6H O6 12 6 2 2 2O ( ) ( ) ( ) ( )s g g l+ +�→ Calcule el volumen de CO2 producido a 37ºC y 1.00 atm cuando se consumen 5.60 g de glucosa en la reacción. EjEmpLo 5.12 Ejercicio de práctica Suponiendo que no hay cambios en la temperatura y presión, calcule el volumen de O2 (en litros) necesario para la combustión completa de 14.9 L de butano (C4H10): 2C H 13O 8CO 10H O4 10 2 2 2( ) ( ) ( ) (g g g l+ + ))�→ Problema similar: 5.60. V nRT P = = (823/760)atm 36.9 L= (1.38 mol)(0.0821 L ⋅ atm/K mol)(80 + 273 K) 1955.5 Estequiometría de los gases 05_CHAPTER 05.indd 195 12/21/09 1:03:13 PM
- 227. 196 CAPÍTULO 5 Gases El hidróxido de litio en disolución acuosa se emplea para purificar el aire de las naves espaciales y de los submarinos, ya que absorbe dióxido de carbono de acuerdo con la ecuación 2LiOH CO Li CO H O2 2 3 2( ) ( ) ( ) ( )ac g ac l+ +�→ La presión de dióxido de carbono en una cabina que tiene un volumen de 2.4 × 105 L es de 7.9 × 10–3 atm a 312 K. Se introduce en la cabina una disolución de hidróxido de litio (LiOH) de volumen insignificante. Al final, la presión de CO2 se reduce a 1.2 × 10–4 atm. ¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman por este proceso? Estrategia ¿Cómo calculamos el número de moles de CO2 que ha reaccionado ante un descenso de presión de CO2? A partir de la ecuación del gas ideal escribimos n P= × V RT ¢ ≤ A T y V constantes, el cambio en la presión de CO2, ∆P, corresponde al cambio en el número de moles de CO2, ∆n. Por tanto, = ×�n �P V RT ¢ ≤ ¿Cuál es el factor de conversión entre CO2 y Li2CO3? Solución El descenso en la presión de CO2 es de (7.9 × 10–3 atm) − (1.2 × 10–4 atm) o 7.8 × 10−3 atm. Por tanto, el número de moles de CO2 que ha reaccionado está dado por = × × × �n 7 8 10 3 . – atm 2.4 10 L 5 moles= 73 (0.0821 L ⋅ atm/K ⋅ mol)(312 K) De la ecuación observamos que 1 mol de CO2 ] 1 mol de Li2CO3, de modo que la cantidad de Li2CO3 formada es también de 73 moles. Entonces, con la masa molar de Li2CO3 (73.89 g) calculamos su masa: Ejercicio de práctica Una muestra de 2.14 L de cloruro de hidrógeno gaseoso a 2.61 atm y 28°C se disuelve completamente en 668 mL de agua para formar una disolución de ácido clorhídrico. Calcule la molaridad de la disolución del ácido. Se supone que no cambia el volumen. EjEmpLo 5.13 El aire en los submarinos sumergidos y en las naves espaciales necesita purificarse continuamente. Problema similar: 5.96. 5.6 Ley de Dalton de las presiones parciales Hasta ahora nos hemos concentrado en el comportamiento de sustancias gaseosas puras, pero en los experimentos a menudo se utilizan mezclas de gases. Por ejemplo, para el estudio de la contaminación del aire nos puede interesar la relación de presión, volumen y temperatura de una muestra de aire, que contiene varios gases. En éste y todos los casos que implican mezclas de gases, la presión total del gas se relaciona con las presiones parciales, es decir, las presio- nes de los componentes gaseosos individuales de la mezcla. En 1801, Dalton formuló una ley, masa de Li CO formado 73 mol Li CO 73.89 2 3 2 3= × gg Li CO 1 mol Li CO 10 g Li CO 2 3 2 3 3 2 3= ×5 4. 05_CHAPTER 05.indd 196 12/21/09 1:03:30 PM
- 228. que actualmente se conoce como ley de Dalton de las presiones parciales, la cual estable- ce que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. En la figura 5.14 se ilustra esta ley. Considere el caso en el que dos gases, A y B, están en un recipiente de volumen V. La presión ejercida por el gas A, de acuerdo con la ecuación del gas ideal, es P n RT V A A = donde nA es el número de moles de A presente. Del mismo modo, la presión ejercida por el gas B es P n RT V B B = En una mezcla de gases A y B, la presión total PT es el resultado de las colisiones de ambos tipos de moléculas, A y B, con las paredes del recipiente. Por tanto, de acuerdo con la ley de Dalton, P P P n RT V n RT V RT V n n nRT V T A B A B A B = + = + = + = ( ) donde n, el número total de moles de los gases presentes, está dado por n = nA + nB, y PA y PB son las presiones parciales de los gases A y B, respectivamente. Así, para una mezcla de gases, la PT depende sólo del número total de moles de gas presente, no de la naturale- za de las moléculas del gas. El volumen y la temperatura son constantes P1 P2 + PT = P1 + P2 Combinación de gases Figura 5.14 Ilustración esquemática de la ley de Dalton de las presiones parciales. 1975.6 Ley de Dalton de las presiones parciales 05_CHAPTER 05.indd 197 12/21/09 1:04:19 PM
- 229. 198 CAPÍTULO 5 Gases En general, la presión total de una mezcla de gases está dada por P P P PT = + + +1 2 3 donde P1, P2, P3, . . . son las presiones parciales de los componentes 1, 2, 3, . . . Para darse cuenta cómo está relacionada cada presión parcial con la presión total, considere de nuevo el caso de la mezcla de dos gases A y B. Dividiendo PA entre PT, obtenemos P P n RT V n n RT V n n n X A T A A B A A B A = + = + = / ( ) / donde XA se denomina la fracción molar del gas A. La fracción molar es una cantidad adi- mensional que expresa la relación del número de moles de un componente con el número de moles de todos los componentes presentes. En general, la fracción molar del componente i en una mezcla está dado por (5.13)X n n i i = T donde ni y nT son el número de moles del componente i y el número total de moles presentes, respectivamente. La fracción molar siempre es más pequeña que 1. Ahora podemos expresar la presión parcial de A como PA = XAPT De manera similar, PB = XBPT Observe que la suma de las fracciones molares de una mezcla de gases debe ser igual a la unidad. Si sólo dos componentes están presentes, entonces X X n n n n n n A B A A B B A B + = + + + =1 Si un sistema contiene más de dos gases, la presión parcial del componente i se relaciona con la presión total por Pi = XiPT (5.14) ¿Cómo se determinan las presiones parciales? Un manómetro únicamente mide la presión total de una mezcla gaseosa. Para obtener las presiones parciales, necesitamos conocer las fracciones molares de los componentes, lo cual podría implicar elaborados análisis químicos. El método más directo para medir las presiones parciales es usar un espectrómetro de masas. Las intensidades relativas de las señales de un espectro de masas son directamente proporcio- nales a las cantidades y por tanto a las fracciones molares de los gases presentes. Con los valores de las fracciones molares y de la presión total podemos calcular las pre- siones parciales de los componentes individuales, como se muestra en el ejemplo 5.14. En la sección Química en acción de la página 202 se muestra una aplicación hacia la derecha de la ley de Dalton de las presiones parciales, en el buceo. Para las mezclas de gases, la suma de las presiones parciales debe ser igual a la presión total y la suma de las fracciones molares debe ser igual a 1. 05_CHAPTER 05.indd 198 12/21/09 1:04:35 PM
- 230. Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de neón (Ne), 0.74 moles de argón (Ar) y 2.15 moles de xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2.00 atm a cierta temperatura. Estrategia ¿Cuál es la relación entre la presión parcial de un gas y la presión total de los gases? ¿Cómo calculamos la fracción molar de un gas? Solución De acuerdo con la ecuación (5.14), la presión parcial de Ne (PNe) es igual al producto de su fracción molar (XNe) por la presión total (PT) PNe = XNePT dada se necesita encontrar se desea calcular Mediante la ecuación (5.13) calculamos la fracción molar de Ne como sigue: X n n n n Ne Ne Ne Ar Xe 4.46 mol 4.46 mol 0.74 mo = + + = + ll 2.15 mol+ = 0 607. Por tanto, De igual manera, y Verificación Asegúrese de que la suma de las presiones parciales sea igual a la presión total dada, es decir (1.21 + 0.20 + 0.586) atm = 2.00 atm. Ejercicio de práctica Una muestra de gas natural contiene 8.24 moles de metano (CH4), 0.421 moles de etano (C2H6) y 0.116 moles de propano (C3H8). Si la presión total de los gases es de 1.37 atm, ¿cuáles son las presiones parciales de los gases? EjEmpLo 5.14 La ley de Dalton de las presiones parciales es útil para calcular volúmenes de gases reco- lectados en agua. Por ejemplo, cuando se calienta el clorato de potasio (KClO3) se descom- pone en KCl y O2: 2KClO ( ) 2KCl( ) 3O ( )3 2s s g → + El oxígeno gaseoso formado se puede recolectar en agua, como se muestra en la figura 5.15. Al principio, la botella invertida está completamente llena de agua. Cuando se forma oxíge- no gaseoso, las burbujas del gas suben a la superficie y desplazan el agua de la botella. Este Problema similar: 5.63. Cuando se obtiene gas sobre agua, la presión total (gas más vapor de agua) es igual a la presión atmosférica. P X PNe Ne T 2.00 atm 1.21 atm = = × = 0 607. P X PAr Ar T 2.00 atm 0.20 atm = = × = 0 10. P X PXe Xe T 2.00 atm 0.586 atm = = × = 0 293. 1995.6 Ley de Dalton de las presiones parciales 05_CHAPTER 05.indd 199 12/21/09 1:04:42 PM
- 231. 200 CAPÍTULO 5 Gases método de recolección de un gas se basa en la suposición de que el gas no reacciona con agua y que no se disuelve apreciablemente en ella. Estas suposiciones son válidas para el oxígeno gaseoso, pero no para gases como NH3, el cual se disuelve fácilmente en agua. Sin embargo, el oxígeno recolectado de esa manera no está puro porque en la botella también se encuentra presente vapor de agua. La presión total del gas es igual a la suma de las presiones ejercidas por el oxígeno gaseoso y el vapor de agua: PT = PO2 + PH2O Como consecuencia, para calcular la cantidad de O2 formado debemos tomar en cuenta la presión causada por el vapor de agua. En la tabla 5.3 se muestra la presión del vapor de agua a distintas temperaturas. Tales datos se representan gráficamente en la figura 5.16. En el ejemplo 5.15 se aprecia cómo utilizar la ley de Dalton para calcular la cantidad de un gas recolectado en agua. Figura 5.15 Aparato para recolectar un gas en agua. El oxígeno generado mediante el calentamiento del clorato de potasio (KClO3) en presencia de una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (MnO2), el cual acelera la reacción, se hace burbujear en el agua y se recoge en una botella como se muestra. El oxígeno gaseoso desplaza el agua que originalmente estaba presente en la botella hacia la tina. KClO3 y MnO2 Botella llena con agua lista para ser colocada Botella llenándose con oxígeno gaseoso Botella llena de oxígeno en contenedores plásticos gaseoso más vapor de agua presión del vapor Temperatura de agua (°C) (mmHg) 0 4.58 5 6.54 10 9.21 15 12.79 20 17.54 25 23.76 30 31.82 35 42.18 40 55.32 45 71.88 50 92.51 55 118.04 60 149.38 65 187.54 70 233.7 75 289.1 80 355.1 85 433.6 90 525.76 95 633.90 100 760.00 presión del vapor de agua a diferentes temperaturas TABLA 5.3 El oxígeno gaseoso formado por la descomposición de clorato de potasio se recolecta en la forma que se muestra en la figura 5.15. El volumen de oxígeno recolectado a 24ºC y una presión atmosférica de 762 mmHg es de 128 mL. Calcule la masa (en gramos) del oxígeno gaseoso obtenido. La presión del vapor de agua a 24ºC es de 22.4 mmHg. Estrategia Para encontrar la masa de O2 que se genera debemos calcular en primer lugar la presión parcial del O2 en la mezcla. ¿Cuál ley de los gases es aplicable? ¿Cómo convertimos la presión del O2 gaseoso en masa de O2 en gramos? (continúa) EjEmpLo 5.15 05_CHAPTER 05.indd 200 12/21/09 1:05:58 PM
- 232. Revisión de conceptos Cada una de las esferas de color representa una molécula diferente de gas. Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2.6 atm. Solución Con base en la ley de Dalton de las presiones parciales sabemos que P P PT O H O2 2 = + Por tanto, P P PO T H O2 2 mmHg mmHg 740 mmHg = − = − = 762 22 4. A partir de la ecuación del gas ideal tenemos PV nRT m RT= = m donde m y m son la masa de O2 recolectada y la masa molar del O2, respectivamente. La ecuación reorganizada es la siguiente Verificación La densidad del oxígeno gaseoso es (0.164 g/0.128 L), o 1.28 g/L, lo cual es un valor razonable para los gases en condiciones atmosféricas (vea el ejemplo 5.8). Ejercicio de práctica El hidrógeno gaseoso que se forma en la reacción del calcio metálico con agua se recolecta en un dispositivo como el de la figura 5.15. El volumen del gas recolectado a 30ºC y a una presión de 988 mmHg es de 641 mL. ¿Cuál es la masa (en gramos) del hidrógeno gaseoso obtenido? La presión del vapor de agua a 30ºC es de 31.82 mmHg. Figura 5.16 Presión del vapor de agua como función de la temperatura. Observe que en el punto de ebullición del agua (100ºC) la presión es de 760 mmHg, la cual es exactamente igual a 1 atm. P(mmHg) 200 400 760 800 600 20 40 80 t (°C) 60 1000 Problema similar: 5.68. 5.7 Teoría cinética molecular de los gases Las leyes de los gases ayudan a predecir el comportamiento de los gases, pero no explican lo que sucede a nivel molecular y qué ocasiona los cambios que observamos en el mundo ma- croscópico. Por ejemplo, ¿por qué un gas se expande al calentarlo? m PV RT = = m g= 0 164. (740/760)atm(0.128 L)(32.00 g/mol) (0.0821 L ⋅ atm/K ⋅ mol)(273 + 24) K 2015.7 Teoría cinética molecular de los gases 05_CHAPTER 05.indd 201 12/21/09 1:06:21 PM
- 233. 202 q u í m i c a en acción El buceo y las leyes de los gases El buceo es un deporte emocionante, y gracias en parte a las leyes de los gases, también es una actividad segura para individuos entrenados que gozan de buena salud. (“Scuba” es el acrónimo en inglés del término self-contained underwater breathing apparatus, que significa equipo independiente de respiración submarina.) El desarrollo de los lineamientos para un regreso seguro a la superficie después de una inmersión y la determinación de la mezcla apropiada de gases para evitar un estado potencialmente fatal durante el buceo, son dos aplicacio- nes de las leyes de los gases a este popular pasatiempo. Una inmersión normal puede variar de 40 a 65 pies, pero las inmersiones a 90 pies no son poco comunes. Debido a que la densidad del agua de mar es ligeramente más alta que la del agua dulce (aproximadamente 1.03 g/mL, en comparación con 1.00 g/mL) la presión ejercida por una columna de 33 pies de agua marina es equivalente a una presión de 1 atm. A medida que aumenta la profundidad, también lo hace la presión, así que a una profundidad de 66 pies la presión del agua será de 2 atm, y así sucesivamente. ¿Qué sucede si un buzo asciende a la superficie desde una profundidad de unos 20 pies con demasiada rapidez sin respi- rar? La disminución total de la presión para este cambio de la profundidad sería de (20 pies/33 pies) × 1 atm o 0.6 atm. Para el momento en que el buzo llegara a la superficie, el volumen de aire atrapado en los pulmones se habría incrementado por un factor de (1 + 0.6) atm/1 atm, o 1.6 veces. Esta repentina expan- sión de aire podría romper fatalmente las membranas de los pul- mones. Otra grave posibilidad de riesgo sería que se presentara una embolia por aire. Mientras el aire se va expandiendo en los pulmones, es obligado a entrar en pequeños vasos sanguíneos llamados capilares. La presencia de burbujas de aire en estos vasos bloquea el flujo sanguíneo normal hacia el cerebro. Como resultado, el buzo podría perder la conciencia antes de llegar a la superficie. La única terapia para la embolia por aire es la recompresión. En este doloroso proceso se coloca a la víctima en una cámara llena de aire comprimido. Aquí, se presionan lentamente las burbujas en la sangre durante el curso de varias horas al día hasta que alcanzan un tamaño inocuo. Para evitar estas desagradables complicaciones, los buzos saben que deben ascender lentamente, realizando pausas en ciertos puntos para dar a sus cuerpos la oportunidad de ajustarse a la disminución de la presión. El siguiente ejemplo es una aplicación hacia la derecha de la ley de Dalton. El oxígeno gaseoso es esencial para la supervi- vencia, así que es difícil creer que un exceso de oxígeno podría ser dañino. No obstante, se ha comprobado la toxicidad del ex- ceso de oxígeno. Por ejemplo, los bebés recién nacidos coloca- dos en cámaras de oxígeno muchas veces presentan daños en el tejido retiniano, lo que puede causar ceguera parcial o total. Nuestro cuerpo funciona mejor cuando el oxígeno gaseoso tiene una presión parcial de alrededor de 0.20 atm, como en el aire que respiramos. La presión parcial del oxígeno está dada por P X P n n n PO O T O O N T2 2 2 2 2 = = + En el siglo xix, varios físicos, entre los que destacan Ludwig Boltzmann8 y James Clerk Maxwell,9 encontraron que las propiedades físicas de los gases se explican en términos del movimiento de moléculas individuales, el cual es una forma de energía, que aquí definimos como la capacidad para realizar un trabajo o producir un cambio. En mecánica, el trabajo se define como la fuerza multiplicada por la longitud. Como la energía se puede medir como trabajo escribimos energía = trabajo realizado = fuerza × longitud El joule (J)10 es la unidad del SI de energía 1 J = 1 kg m2 /s2 = 1 N m 8 Ludwig Eduard Boltzmann (1844-1906). Físico austriaco. Aunque Boltzmann fue uno de los más grandes físicos teóricos de todos los tiempos, su trabajo no fue reconocido por los demás científicos de su época. Sufrió problemas de salud y grandes depresiones, hasta su suicidio en 1906. 9 James Clerk Maxwell (1831-1879). Físico escocés. Maxwell fue uno de los grandes físicos teóricos del siglo xix; su trabajo abarcó muchas áreas de la física, incluyendo la teoría cinética de los gases, la termodinámica, la electricidad y el magnetismo. 10 James Prescott Joule (1818-1889). Físico inglés. En su juventud, Joule fue asesorado por John Dalton. Es más famoso por su determinación del equivalente mecánico del calor, es decir, la conversión entre la energía mecánica y la energía térmica. 05_CHAPTER 05.indd 202 12/21/09 1:06:26 PM
- 234. 203 donde PT es la presión total. Sin embargo, debido a que el vo- lumen es directamente proporcional al número de moles de gas presente (a temperatura y presión constantes), podemos escribir P V V V PO O O N T2 2 2 2 = + Por tanto, la composición del aire es 20% de oxígeno gaseoso y 80% de nitrógeno gaseoso por volumen. Cuando un buzo se sumerge, la presión del agua sobre él es mayor que la presión atmosférica. La presencia del aire en el interior de las cavidades del cuerpo (por ejemplo, pulmones y senos nasales) debe ser la misma que la presión del agua circundante; de otra manera se colapsarían. Una válvula especial ajusta de manera automá- tica la presión del aire almacenado en un tanque de buceo para asegurar que en todo momento la presión del aire sea igual a la presión del agua. Por ejemplo, a una profundidad en que la presión total es de 2.0 atm, el contenido de oxígeno en el aire se debe reducir a 10% en volumen para mantener la misma presión parcial de 0.20 atm; es decir, P V V V V V V O O O N O O N 2 2 2 2 2 2 2 0.2 0 atm 2.0 atm= = + × + = 00.20 atm 2.0 atm o= 0 10 10. % Aunque el nitrógeno gaseoso parece ser la elección obvia para mezclar con el oxígeno gaseoso, presenta un importante problema. Cuando la presión parcial del nitrógeno gaseoso excede 1 atm, una cantidad suficiente de gas se disuelve en la sangre para provocar un estado conocido como narcosis por ni- trógeno. Los efectos en el buzo recuerdan los asociados por la intoxicación alcohólica. Los buzos que han sufrido de la narco- sis por nitrógeno se comportan de manera extraña, como bailar en el fondo del mar y perseguir tiburones. Por esta razón, mu- chas veces se utiliza helio para diluir el oxígeno gaseoso. El he- lio, por ser un gas inerte, es mucho menos soluble en la sangre que el nitrógeno y no produce efectos narcóticos. Buzos. De modo alternativo, es posible expresar la energía en kilojoules (kJ): 1 kJ = 1 000 J Como veremos en el capítulo 6 existen numerosos tipos de energía. La energía cinética (EC) es el tipo de energía que manifiesta un objeto en movimiento, o energía de movimiento. Los descubrimientos de Maxwell, Boltzmann y otros produjeron numerosas generaliza- ciones acerca del comportamiento de los gases que desde entonces se conocen como la teoría cinética molecular de los gases, o simplemente la teoría cinética de los gases. Dicha teoría se centra en las siguientes suposiciones: 1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como “puntos”, es de- cir, poseen masa pero tienen un volumen insignificante. 2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas, o sea, la energía se transfiere de una molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece inalte- rada. 3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión. La teoría cinética de los gases considera las moléculas como esferas duras sin estructura interna. 05_CHAPTER 05.indd 203 12/21/09 1:06:32 PM
- 235. 204 CAPÍTULO 5 Gases 4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio. La energía cinética promedio de una molécula está dada por: KE = 1 2 2 mu donde m es la masa de la molécula y u es su rapidez. La barra horizontal denota un valor promedio. La cantidad u u u u N N2 1 2 2 2 2 = + + +se denomina rapidez cuadrática media; es el promedio del cua- drado de las velocidades de todas las moléculas: u u u u N N2 1 2 2 2 2 = + + + donde N es el número de moléculas. La suposición 4 permite escribir KE α α T mu T1 2 2 Por tanto, KE = =1 2 2 mu CT (5.15) donde C es la constante de proporcionalidad y T es la temperatura absoluta. De acuerdo con la teoría cinética molecular, la presión de un gas es el resultado de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente que lo contiene. Depende de la fre- cuencia de las colisiones por unidad de área y de la “fuerza” con la que las moléculas golpeen las paredes. La teoría también proporciona una interpretación molecular de la temperatura. Según la ecuación (5.15), la temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía ci- nética promedio de las moléculas. En otras palabras, la temperatura absoluta es un índice del movimiento aleatorio de las moléculas: a mayor temperatura, mayor energía de las moléculas. Como el movimiento molecular aleatorio se relaciona con la temperatura de un gas, algunas veces se hace referencia a éste como movimiento térmico. Aplicación de las leyes de los gases Aunque la teoría cinética de los gases se basa en un modelo bastante simple, los detalles ma- temáticos implicados son muy complejos. Sin embargo, sobre una base cualitativa es posible utilizar la teoría para explicar las propiedades generales de las sustancias en el estado gaseoso. Los siguientes ejemplos ilustran las circunstancias en las que es útil esta teoría. • Compresibilidad de los gases. Como las moléculas en la fase gaseosa se encuentran se- paradas por grandes distancias (suposición 1), los gases se pueden comprimir fácilmente para ocupar un volumen menor. • Ley de Boyle. La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus molé- culas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La rapidez de colisión, o el número de colisiones moleculares con las paredes, por segundo, es proporcional a la densidad nu- mérica (es decir, el número de moléculas por unidad de volumen) del gas. Al disminuir el volumen de cierta cantidad de gas aumenta su densidad numérica y, por tanto, su rapidez de colisión. Por esta causa, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presión aumenta y viceversa. • Ley de Charles. Puesto que la energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposición 4), al elevar la tempe- ratura aumenta la energía cinética promedio. Por consiguiente, las moléculas chocarán más a menudo contra las paredes del recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, ∝ ∝ 05_CHAPTER 05.indd 204 12/21/09 1:06:37 PM
- 236. aumentando entonces la presión. El volumen del gas se expandirá hasta que la presión del gas esté equilibrada por la presión externa constante (vea la figura 5.8). • Ley de Avogadro. Se ha demostrado que la presión de un gas es directamente propor- cional a la densidad y a la temperatura del gas. Como la masa del gas es directamente proporcional al número de moles (n) del gas, la densidad se expresa como n/V. Por tanto P n V Tα Para dos gases, 1 y 2, escribimos P n T V C n T V P n T V C n T V 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 α α = = donde C es la constante de proporcionalidad. Por tanto, para dos gases sometidos a las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura (es decir, cuando P1 = P2, T1 = T2 y V1 = V2), se cumple que n1 = n2, que es una expresión matemática de la ley de Avoga- dro. • Ley de Dalton de las presiones parciales. Si las moléculas no se atraen o repelen entre sí (suposición 3), entonces la presión ejercida por un tipo de molécula no se afectará por la presencia de otro gas. Como consecuencia, la presión total estará dada por la suma de las presiones individuales de los gases. Distribución de las velocidades moleculares La teoría cinética de los gases permite investigar el movimiento molecular con mayor detalle. Suponga que tenemos muchas moléculas de gas, por ejemplo 1 mol, en un recipiente. Mien- tras la temperatura se mantenga constante, la energía cinética promedio y la rapidez cuadrática media permanecerán inalteradas con el paso del tiempo. Como es de esperar, el movimiento de las moléculas resulta totalmente aleatorio e impredecible. En un momento dado, ¿cuántas moléculas estarán en movimiento a una velocidad particular? Para responder a esta pregunta, Maxwell analizó el comportamiento de las moléculas de los gases a distintas temperaturas. En la figura 5.17a) se muestran algunas curvas de distribución de rapidez de Maxwell comunes para el nitrógeno gaseoso a tres temperaturas distintas. A una temperatura dada, la curva de distribución indica el número de moléculas que se mueven a cierta rapidez. El pico de cada curva representa la rapidez más probable, es decir, la velocidad del mayor núme- ro de moléculas. Observe que la velocidad más probable aumenta conforme la temperatura es mayor (el pico se desplaza hacia la derecha). Además, a medida que aumenta la temperatura, la curva empieza a hacerse más plana, lo que indica que un mayor número de moléculas se es- tán moviendo a mayor velocidad. En la figura 5.17b) se muestra la distribución de la velocidad de tres gases, a la misma temperatura. La diferencia en las curvas puede explicarse observando que las moléculas más ligeras se mueven más rápido, en promedio, que las más pesadas. Es posible demostrar la distribución de velocidades moleculares con un aparato como el que se ilustra en la figura 5.18. Un haz de átomos (o moléculas) sale de un horno a una temperatura conocida y pasa a través de un pequeño orificio (para colimar el haz). Dos placas circulares que están montadas en el mismo eje de transmisión se hacen girar por medio de un motor. A la primera placa se le llama “alternador” y la segunda es el detector. El objetivo del alternador es permitir que pequeñas ráfagas de átomos (o moléculas) pasen a través de éste cada vez que la rendija queda alineada con el haz. Entre cada ráfaga, las moléculas que se mueven con mayor rapidez alcanzarán el detector antes que las más lentas. Finalmente, se de- Otra forma de expresar la ley de Avogadro es que a la misma presión y temperatura, volúmenes iguales de gases, sin importar si son los mismos gases o diferentes, contienen igual número de moléculas. 2055.7 Teoría cinética molecular de los gases ∝ ∝ ∝ 05_CHAPTER 05.indd 205 12/21/09 1:06:39 PM
- 237. 206 CAPÍTULO 5 Gases positará una capa en el detector. Como las dos placas giran a la misma rapidez, las moléculas que lleguen en la siguiente ráfaga golpearán la placa del detector casi en el mismo lugar que las moléculas de la ráfaga anterior que tenían la misma velocidad. Con el tiempo, se hará visi- ble el depósito molecular, cuya densidad indica la distribución de las velocidades moleculares a una temperatura determinada. Raíz de la rapidez cuadrática media ¿Qué tan rápido se mueve una molécula, en promedio, a una temperatura T dada? Una forma de estimar la velocidad molecular es mediante el cálculo de la raíz de la rapidez cuadrática media (rms) (urms), que es una velocidad molecular promedio. Uno de los resultados de la teoría cinética de los gases es que la energía cinética total de un mol de cualquier gas es igual a 3 –2 RT. Anteriormente, se vio que la energía cinética promedio de una molécula es 1 –2 mu2 , en- tonces podemos escribir Figura 5.17 a) Distribución de las velocidades del nitrógeno gaseoso a tres diferentes temperaturas. A temperaturas más altas, más molécu- las se mueven a mayores velocidades. b) Distribución de las velocidades para tres gases a 300 K. A una temperatura determinada, las molé- culas más ligeras se mueven con mayor rapidez, en promedio. Existen métodos comparables para calcular la rapidez “promedio” de las moléculas, cuya raíz de la rapidez cuadrática media es una. Figura 5.18 a) Aparato para estudiar la distribución de la velocidad molecular a cierta temperatura. La bomba de vacío provoca que las moléculas viajen de izquierda a derecha como se muestra. b) La distribución del depósito en el detector indica el intervalo de las velocidades moleculares, y la densidad del depósito es proporcional a la fracción de moléculas que se mueven a diferentes velocidades. N mu RTA ( )1 2 2 3 2 = b) Númerodemoléculas Númerodemoléculas 100 K Cl2 (70.90 g/mol) T = 300 KN2 (28.02 g/mol) N2 (28.02 g/mol) He (4.003 g/mol) 300 K 700 K 2500500 1000 Rapidez molecular (m/s) 1500500 1000 1500 2000 a) Rapidez molecular (m/s) Moléculas lentas Detector Moléculas rápidas Moléculas promedio A la bomba de vacío Motor Detector Horno Alternador con rendija giratoria a) b) 05_CHAPTER 05.indd 206 12/21/09 1:06:56 PM
- 238. donde NA es el número de Avogadro y m es la masa de una molécula sencilla. Como NAm = m, la ecuación anterior se puede reoganizar para obtener u RT2 3 = } Tomando la raíz cuadrada de ambos lados de la ecuación se obtiene (5.16)u u RT2 3 = =rms } La ecuación (5.16) muestra que la raíz de la rapidez cuadrática media de un gas aumenta con la raíz cuadrada de su temperatura (en kelvins). Como } aparece en el denominador, la con- secuencia es que cuanto más pesado sea un gas, más lentamente se moverán sus moléculas. Si R se sustituye por el valor 8.314 J/K · mol (vea el apéndice 2) y la masa molar se convierte en kg/mol, entonces el valor de urms se obtendrá en metros por segundo (m/s). Este procedimiento se ilustra en el ejemplo 5.16. Calcule la raíz de la rapidez cuadrática media de los átomos de helio y de las moléculas de nitrógeno en m/s a 25ºC. Estrategia Necesitamos la ecuación (5.16) para calcular la raíz de la rapidez cuadrática media. ¿Qué unidades debemos utilizar para R y } de manera que urms se pueda expresar en m/s? Solución Para calcular urms, las unidades de R deben ser 8.314 J/K ⋅ mol, y debido a que 1 J = 1 kg m2 /s2 , la masa molar debe estar en kg/mol. La masa molar del He es de 4.003 g/mol, o 4.003 × 10–3 kg/mol. De la ecuación (5.16), u RT rms J/K mol)(298 K) = = ⋅ × 3 3 8 314 4 003 10 3 m ( . . – kkg/mol J/kg= ×1 86 10 6 . Utilizando el factor de conversión, 1 J = 1 kg m2 /s2 obtenemos El procedimiento es el mismo para N2, cuya masa molar es de 28.02 g/mol, o 2.802 × 10–2 kg/mol, y se escribe como (continúa) EjEmpLo 5.16 urms 2 2 2 2 kg m /kg s m /s = × ⋅ = × = 1 86 10 1 86 10 1 6 6 . . .336×10 m/s3 urms –2 J/K mol 298 K 2.802 10 k = × ⋅3 8 314( . )( ) gg/mol m /s m/s 2 2 = × = 2 65 10 515 5 . 2075.7 Teoría cinética molecular de los gases 05_CHAPTER 05.indd 207 12/21/09 1:07:05 PM
- 239. 208 CAPÍTULO 5 Gases Los cálculos del ejemplo 5.16 tienen una relación interesante con la composición de la atmósfera terrestre. La Tierra, a diferencia de Júpiter, por ejemplo, no tiene cantidades apre- ciables de hidrógeno o de helio en su atmósfera. ¿A qué se debe? La Tierra, un planeta más pequeño que Júpiter, tiene una atracción gravitacional más débil por estas moléculas, que son las más ligeras. Un cálculo bastante sencillo demuestra que para escapar del campo gravita- cional de la Tierra, una molécula debe tener una velocidad de escape igual o mayor que 1.1 × 104 m/s. Como la rapidez promedio del helio es considerablemente mayor que la del nitrógeno molecular o el oxígeno molecular, más átomos de helio escaparán de la atmósfera de la Tierra hacia el espacio exterior. Como consecuencia, el helio sólo está presente en pequeñas canti- dades (trazas) en nuestra atmósfera. Por otra parte, Júpiter, con una masa aproximadamente 320 veces mayor que la de la Tierra, retiene en su atmósfera tanto a los gases ligeros como a los pesados. En la sección Química en acción de la página 210 se describe un fenómeno fascinante en el que están implicados gases a temperaturas extremadamente bajas. Difusión y efusión de los gases Ahora analizaremos dos fenómenos basados en el movimiento gaseoso. Difusión de los gases La difusión, es decir, la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas, en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración hacia la derecha del mo- vimiento aleatorio de los gases. A pesar de que las velocidades moleculares son muy grandes, el proceso de difusión toma un tiempo relativamente grande para completarse. Por ejemplo, cuando en un extremo de la mesa del laboratorio se abre una botella de una disolución concen- trada de amoniaco, pasa un tiempo antes de que una persona que esté en el otro extremo de la mesa pueda olerlo. La razón es que una molécula experimenta numerosas colisiones mientras se está moviendo desde un extremo al otro de la mesa, como se muestra en la figura 5.19. Por ello, la difusión de los gases siempre sucede en forma gradual, y no en forma instantánea, como parecen sugerir las velocidades moleculares. Además, puesto que la raíz de la rapidez cuadrática media de un gas ligero es mayor que la de un gas más pesado (vea el ejemplo 5.16), un gas más ligero se difundirá a través de cierto espacio más rápido que un gas más pesado. En la figura 5.20 se ilustra la difusión gaseosa. En 1832, el químico escocés Thomas Graham11 encontró que bajo las mismas condi- ciones de temperatura y presión, las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus masas molares. Este precepto, conocido como la ley de la difusión de Graham, se expresa matemáticamente como (5.17) r r 1 2 2 1 = } } donde r1 y r2 son las velocidades de difusión de los gases 1 y 2, y m1 y m2 son sus masas molares, respectivamente. Verificación Por su menor masa, un átomo de helio, en promedio, se mueve más rápido que una molécula de N2. Una forma rápida de verificar las respuestas es observar que la proporción de los dos valores urms (1.36 × 103 /515 ≈ 2.6) debe ser igual a la raíz cuadrada de las proporciones de las masas molares de N2 con respecto a He, es decir, √28/4 ≈ 2.6. Ejercicio de práctica Calcule la raíz de la rapidez cuadrática media del cloro molecular, en m/s a 20ºC. Problemas similares: 5.77, 5.78. Júpiter: el interior de este colosal planeta está compuesto principalmente por hidrógeno. La difusión siempre procede de una región de una concentración mayor a una donde la concentración es menor. 11 Thomas Graham (1805-1869). Químico escocés. Graham realizó un trabajo importante en ósmosis y caracterizó varios ácidos fosfóricos. Figura 5.19 Recorrido de una sola molécula de gas. Cada cambio de dirección representa un choque contra otra molécula. 05_CHAPTER 05.indd 208 12/21/09 1:07:11 PM
- 240. Efusión de los gases Si bien la difusión es un proceso mediante el cual un gas se mezcla gradualmente con otro, la efusión es el proceso mediante el cual un gas bajo presión se escapa de un compartimiento de un contenedor a otro atravesando por un pequeño orificio. En la figura 5.21 se muestra la efusión de un gas hacia el vacío. Aunque la efusión difiere en naturaleza de la difusión, la rapidez de efusión de un gas tiene la misma forma que la ley de difusión de Graham [vea la ecuación (5.17)]. Un globo de hule lleno de helio se desinfla más rápido que uno lleno de aire debido a que la rapidez de efusión a través de los poros del hule es más rápida para los átomos más ligeros del helio que para las moléculas de aire. Industrialmente, la efusión de un gas se utiliza para separar los isótopos de uranio en las formas de 235 UF6 y 238 UF6 gaseosos. Al some- ter a los gases a muchas etapas de efusión, los científicos pueden lograr el enriquecimiento del isótopo 235 U, que se utilizó en la fabricación de bombas atómicas durante la Segunda Guerra Mundial. En el ejemplo 5.17 se muestra una aplicación de la ley de Graham. Figura 5.20 Demostración de la difusión de los gases. El NH3 gaseoso (en una botella que contiene amoniaco acuoso) se combina con HCl gaseoso (en una botella que contiene ácido clorhídrico) para formar NH4Cl sólido. Debido a que el NH3 es más ligero y por tanto se difunde con más rapidez, el NH4Cl sólido aparece primero junto a la botella de HCl (a la derecha). Gas Vacío Figura 5.21 Efusión de los gases. Las moléculas de los gases se mueven desde una región de alta presión (izquierda) hasta una de baja presión a través de un pequeño orificio. Un gas inflamable compuesto sólo por carbono e hidrógeno se efunde a través de una barrera porosa en 1.50 min. En las mismas condiciones de temperatura y presión, un volumen igual de vapor de bromo tarda 4.73 minutos en efundirse a través de la misma barrera. Calcule la masa molar del gas desconocido y sugiera qué gas podría ser. Estrategia La tasa de difusión es el número de moléculas que atraviesan una barrera porosa en determinado momento. Cuanto más tarden en hacerlo, menor será la tasa. Por tanto, la tasa es inversamente proporcional al tiempo requerido para la difusión. La ecuación (5.17) se puede escribir como r r t t1 2 2 1 2 1/ / /= = } } , donde t1 y t2 son los tiempos de efusión de los gases 1 y 2, respectivamente. Solución A partir de la masa molar del Br2 escribimos 1 50 4 73 . min . min = } 159.8 g/mol donde m es la masa molar del gas desconocido. Al resolver para m tenemos (continúa) EjEmpLo 5.17 m = × = 1 50 4 73 2 . min . min 159.8 g/mol 116.1 g/mol ¢ ≤ 2095.7 Teoría cinética molecular de los gases 05_CHAPTER 05.indd 209 12/21/09 1:07:32 PM
- 241. q u í m i c a en acción Átomos superenfriados ¿Qué le sucede a un gas cuando se enfría hasta cerca del cero absoluto? Hace más de 70 años, Albert Einstein, al abundar sobre un trabajo realizado por el físico indio Satyendra Nath Bose, predijo que a temperaturas extremadamente bajas los áto- mos gaseosos de ciertos elementos se “fusionarían” o “conden- sarían” para formar una sola entidad y una nueva forma de materia. A diferencia de los gases, líquidos y sólidos ordinarios, esta sustancia superenfriada, que se denominó condensado de Bose-Einstein (CBE), no contendría átomos individuales debido a que los átomos originales se encimarían unos sobre otros, sin dejar espacio entre ellos. La hipótesis de Einstein inspiró un esfuerzo internacional para producir el CBE. Pero, como algunas veces sucede en la ciencia, la tecnología necesaria no estaba disponible sino hasta hace muy poco tiempo, y por tanto las investigaciones fueron infructuosas. Los láser, que utilizan un proceso basado en otra de las ideas de Einstein, no se diseñaron específicamente para la investigación del CBE, pero se volvieron un instrumento crítico para la realización de este trabajo. Finalmente, en 1995, los físicos encontraron la evidencia que desde hacía mucho tiempo estaban buscando. Un grupo en la Universidad de Colorado fue el primero en anunciar sus éxitos. Había creado un CBE mediante el enfriamiento de una muestra de átomos de rubidio (Rb) gaseoso a cerca de 1.7 × 10–7 K con la ayuda de una técnica denominada “enfriamiento por láser”, proceso en el cual una luz láser se dirige a un haz de átomos, a fin de golpearlos de frente y desacelerarlos de manera drástica. Los átomos de Rb se enfriaron aún más en una “me- laza óptica” que producía el cruce de seis láser. Los átomos más lentos y fríos se atraparon en un campo magnético, en tanto que los átomos con movimiento rápido, y “mayor temperatura” es- capaban, con lo que se eliminaba más energía del gas. En estas circunstancias, la energía cinética de los átomos atrapados era virtualmente de cero, lo que explica la temperatura extremada- mente baja del gas. En este punto los átomos de Rb formaban el condesado, tal como Einstein lo había pronosticado. A pesar de que este CBE era invisible al ojo humano (medía sólo 5 × 10–3 cm de largo), los científicos pudieron capturar su imagen en una pantalla de computadora al enfocar otro haz de láser sobre él. El láser provocó que el CBE se desintegrara después de unos 15 segundos, tiempo suficiente para registrar su existencia. La figura muestra la distribución de rapidez de Maxwell* de los átomos de Rb a esta temperatura. Los colores indican el número de átomos con la rapidez especificada por los dos ejes horizontales. Las porciones azules y blancas representan los átomos que se han fusionado para formar el CBE. A pocas semanas del descubrimiento por el grupo de la Universidad de Colorado, un grupo de científicos de la Univer- sidad Rice, mediante técnicas similares, pudo producir un CBE con átomos de litio y, en 1998, fue posible que los científicos del Massachusetts Institute of Technology produjeran un CBE con átomos de hidrógeno. Desde entonces se han logrado numero- sos avances para entender las propiedades del CBE en general y los experimentos se han ampliado para abarcar los sistemas moleculares. Se espera que los estudios del CBE aclaren las propiedades atómicas que aún siguen sin ser completamente comprendidas (vea el capítulo 7) y los mecanismos de supercon- ductividad (vea el ensayo de Química en acción referente a este tema en el capítulo 11). Un beneficio adicional podría ser el de- sarrollo de mejores equipos láser. Otras aplicaciones dependerán del estudio adicional que se haga del mismo CBE. No obstante, el descubrimiento de una nueva forma de materia ha sido uno de los logros científicos más importantes del siglo xx. * La distribución de la velocidad difiere de la distribución de la rapidez en que la velocidad tiene tanto magnitud como dirección. Por tanto, la velocidad tiene valores, tanto positivos como negativos, pero la rapidez puede tener sólo valores cero o positivos. Distribución de velocidad de Maxwell de átomos de Rb a aproximadamente 1.7 × 10–7 K. La velocidad aumenta del centro (cero) hacia afuera a lo largo de los dos ejes. El color rojo representa el número más bajo de átomos de Rb y el blanco el más alto. La rapidez promedio en la región blanca es de aproxi- madamente 0.5 mm/s. 05_CHAPTER 05.indd 210 12/21/09 1:07:37 PM
- 242. Revisión de conceptos a) Los átomos de helio en un recipiente cerrado a temperatura ambiente constantemente chocan entre sí y con las paredes del recipiente. ¿Este movimiento “perpetuo” viola la ley de la conservación de la energía? b) El hexafluoruro de uranio (UF6) es un gas mucho más pesado que el hidrógeno; sin embargo, a determinada temperatura, las energías cinéticas promedio de ambos gases son las mismas. Explique. 5.8 Desviación del comportamiento ideal Las leyes de los gases y la teoría cinética molecular suponen que las moléculas en estado ga- seoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sean de atracción o de repulsión. Otra suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño, y por tanto insignificante, en comparación con el del recipiente que las contiene. Un gas que satisface estas dos condiciones se dice que exhibe un comportamiento ideal. Aunque podemos suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no debe- mos esperar que lo hagan en todas las condiciones. Por ejemplo, sin las fuerzas intermolecu- lares, los gases no se condensarían para formar líquidos. La pregunta importante es: ¿en qué condiciones los gases exhibirán un comportamiento no ideal? En la figura 5.22 se muestra la relación gráfica de PV/RT contra P para tres gases reales y un gas ideal a una temperatura dada. Este gráfico aporta una prueba del comportamiento de un gas ideal. De acuerdo con la ecuación del gas ideal (para 1 mol de gas), PV/RT = 1, inde- pendientemente de la presión real del gas. (Cuando n = 1, PV = nRT se convierte en PV = RT, o PV/RT = 1.) Para los gases reales, esto es válido sólo a presiones moderadamente bajas (≤ 5 atm); a medida que aumenta la presión, las desviaciones que ocurren son significativas. Las fuerzas de atracción operan entre las moléculas a longitudes relativamente cortas. A pre- sión atmosférica, las moléculas de un gas están muy separadas y las fuerzas de atracción son insignificantes. A presiones elevadas, aumenta la densidad del gas y las moléculas ahora están más cerca unas de otras. Entonces, las fuerzas intermoleculares pueden ser muy significativas y afectar el movimiento de las moléculas, por lo que el gas no se comportará en forma ideal. Debido a que la masa molar del carbono es de 12.01 g y la del hidrógeno es de 1.008 g, el gas desconocido es el metano (CH4). Ejercicio de práctica Le toma 192 segundos a un gas desconocido efundirse a través de una pared porosa y 84 segundos al mismo volumen de N2 gaseoso efundirse a la misma temperatura y presión. ¿Cuál es la masa molar del gas desconocido? Problemas similares: 5.83, 5.84. Figura 5.22 Gráfico de PV/RT contra P de 1 mol de un gas a 0ºC. Para 1 mol de un gas ideal, PV/RT es igual a 1, sin importar la presión del gas. Para los gases reales se observan algunas des- viaciones del comportamiento ideal a presiones elevadas. A pre- siones muy bajas todos los gases muestran un comportamiento ideal, es decir, sus valores PV/RT convergen en 1 cuando P tiende a cero. PV RT 0 P (atm) 12001000800600400200 2.0 1.0 Gas ideal NH3 H2 CH4 2115.8 Desviación del comportamiento ideal 05_CHAPTER 05.indd 211 12/21/09 1:07:39 PM
- 243. 212 CAPÍTULO 5 Gases Otra manera de observar el comportamiento no ideal de los gases es disminuyendo la temperatura. Con el enfriamiento del gas disminuye la energía cinética promedio de sus mo- léculas, que en cierto sentido priva a éstas del impulso que necesitan para romper su atracción mutua. Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, necesitamos modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis lo realizó por primera vez el físico holandés J. D. van der Waals12 en 1873. Además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel molecular. Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente (figura 5.23), las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el im- pacto de esta molécula contra la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, se relaciona con la presión experimental medida, Preal, por medio de la ecuación Pideal = Preal + an2 V2 factor de corrección presión observada donde a es una constante y n y V son el número de moles y el volumen del gas, respectiva- mente. El factor de corrección para la presión (an2 /V2 ) se entiende de la siguiente manera. Las interacciones intermoleculares que dan lugar al comportamiento no ideal dependen de la fre- cuencia con que se acerquen dos moléculas. El número de tales “encuentros” aumenta con el cuadrado del número de moléculas por unidad de volumen (n2 /V2 ), debido a que la presencia de cada una de las dos moléculas en una región determinada es proporcional a n/V. Por tanto, a es sólo una constante de proporcionalidad. Otra corrección concierne al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un volumen intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en (V – nb), donde n es el número de moles del gas y b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen volvemos a escribir la ecua- ción del gas ideal en la forma siguiente: (5.18) La ecuación (5.18), que relaciona P, V, T y n para un gas no ideal, se conoce como la ecuación de van der Waals. Las constantes de van der Waals, a y b, se eligen para cada gas a fin de obtener la mayor congruencia posible entre la ecuación (5.18) y el comportamiento observado de un gas particular. En la tabla 5.4 se enumeran los valores de a y b para varios gases. El valor de a indica qué tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado. Podemos ver que los átomos de helio son los que tienen las atracciones más débiles, puesto que tiene el valor de a más pe- Figura 5.23 Efecto de las fuerzas intermoleculares sobre la presión ejercida por un gas. La rapidez de una molécula que es movida hacia la pared del recipiente (esfera roja) se reduce por las fuerzas de atracción ejercidas por las moléculas vecinas (esferas grises). En consecuencia, el impacto de esta molécula contra la pared del recipiente no es tan grande como hubiera sido si no existieran fuerzas intermoleculares. En general, la presión medida del gas es más baja que la presión que el gas ejercería si se comportara idealmente. Tenga presente que en la ecuación (5.18), P es la presión del gas medida experimentalmente y V es el volumen del recipiente del gas. 12 Johannes Diderck van der Waals (1837-1923). Físico holandés. Van der Waals recibió el premio Nobel de Física en 1910 por su trabajo sobre las propiedades de gases y líquidos. presión corregida volumen corregido P + an2 V2 (V – nb) = nRT 05_CHAPTER 05.indd 212 12/21/09 1:07:56 PM
- 244. queño. También existe otra correlación entre el tamaño molecular y b. Por lo general, cuanto más grande sea una molécula (o átomo), mayor será b, pero la relación entre b y el tamaño molecular (o atómico) no es tan simple. En el ejemplo 5.18 se compara la presión calculada de un gas mediante la ecuación del gas ideal y la ecuación de van der Waals. a b atm ∙ L2 LGas mol2 mol He 0.034 0.0237 Ne 0.211 0.0171 Ar 1.34 0.0322 Kr 2.32 0.0398 Xe 4.19 0.0266 H2 0.244 0.0266 N2 1.39 0.0391 O2 1.36 0.0318 Cl2 6.49 0.0562 CO2 3.59 0.0427 CH4 2.25 0.0428 CCl4 20.4 0.138 NH3 4.17 0.0371 H2O 5.46 0.0305 Constantes de van der Waals de algunos gases comunes TABLA 5.4 ( () ) Dado que 3.50 moles de NH3 ocupan 5.20 L a 47ºC, calcule la presión del gas (en atm) mediante: a) la ecuación del gas ideal y b) la ecuación de van der Waals. Estrategia Para calcular la presión del NH3 mediante la ecuación del gas ideal procedemos como en el ejemplo 5.3. ¿Qué correcciones se realizan a la presión y al volumen en la ecuación de van der Waals? Solución a) Tenemos los siguientes datos: V T n R = = + = = = 5 20 47 273 0 082 . ( ) . L K 320 K 3.50 mol 11 L atm/K mol⋅ ⋅ Al sustituir estos valores en la ecuación del gas ideal tenemos b) Necesitamos la ecuación (5.18). Es aconsejable calcular primero los factores de corrección para la ecuación (5.18) por separado. Según la tabla 5.4, tenemos a b = ⋅ = 4 17 0 0371 . . atm L /mol L/mol 2 2 de manera que los factores de corrección para la presión y volumen son an V 2 2 5 20 = ( . )L 22 1 89. atm nb (4.17 atm ⋅ L2 /mol2 )(3.50 mol)2 = (3.50 mol)(0.0371 L /mol) = 0.130 L = Por último, al sustituir los valores en la ecuación de van der Waals tenemos Verificación Según lo que ha aprendido acerca del comportamiento no ideal, ¿es razonable que la presión calculada por medio de la ecuación de van der Waals sea más pequeña que la que se obtiene con la ecuación del gas ideal? ¿Por qué? Ejercicio de práctica Con base en los datos de la tabla 5.4 calcule la presión ejercida por 4.37 moles de cloro molecular confinados en un volumen de 2.45 L a 38ºC. Compare la presión con la calculada por medio de la ecuación del gas ideal. EjEmpLo 5.18 P nRT V = = ⋅ ⋅( )( . )(3.50 mol L atm/K mol 3200 0821 KK) 5.20 L 17.7 atm= ( . )( . – . ) ( )(P + =1 89 5 20 0 130atm L L 3.50 mol 0.08821 L atm/K mol K 16.2 atm ⋅ ⋅ = )( )320 P Problema similar: 5.89. 2135.8 Desviación del comportamiento ideal 05_CHAPTER 05.indd 213 12/21/09 1:08:05 PM
- 245. 214 CAPÍTULO 5 Gases P1V1 = P2V2 (5.2) Ley de Boyle. Para calcular cambios de presión o de volumen. V T V T 1 1 2 2 = (5.4) Ley de Charles. Para calcular cambios de temperatura o de volumen. P T k P T P T P T 1 1 3 2 2 1 1 2 2 = = = (5.6) Ley de Charles. Para calcular cambios de temperatura o de presión. V k n= 4 (5.7) Ley de Avogadro. P y T constantes. V nT P V R nT P PV nRT α = = (5.8) Ecuación del gas ideal. PV n T P V n T 1 1 1 1 2 2 = 2 2 (5.9) Para calcular cambios en presión, temperatura, volumen o cantidad de gas. (5.10) PV T P V T 1 1 1 2 2 = 2 Para calcular cambios en presión, temperatura o volumen cuando n es constante. (5.11)d P RT = m Para calcular densidad o masa molar. (5.13) Definición de fracción molar.X n n i i = T Pi = XiPT (5.14) Ley de Dalton de las presiones parciales. Para calcular presiones parciales. KE = =1 2 2 mu CT (5.15) Relacionar la energía cinética promedio de un gas con su temperatura absoluta. u u RT2 3 = =rms } (5.16) Para calcular la rapidez cuadrática media de las moléculas de gas. (5.17) Ley de Graham de la difusión y efusión. r r 1 2 2 1 = } } presión corregida volumen corregido P + an2 V2 (V – nb) = nRT (5.18) Ecuación de van der Waals. Para calcular la presión de un gas no ideal. Ecuaciones básicas Resumen de conceptos 1. A 25ºC y 1 atm, varios elementos y compuestos molecula- res existen en forma de gases. Los compuestos iónicos son sólidos más que gaseosos en condiciones atmosféricas. 2. Los gases ejercen presión porque sus moléculas se mueven libremente y chocan contra cualquier superficie con la que hacen contacto. Las unidades de presión de los gases inclu- yen milímetros de mercurio (mmHg), torr, pascales y at- mósferas. Una atmósfera es igual a 760 mmHg o 760 torr. 3. Las relaciones de presión y volumen de los gases ideales están gobernadas por la ley de Boyle: el volumen es inver- samente proporcional a la presión (a T y n constantes). 4. La ley de Charles y de Gay-Lussac describe las relaciones de temperatura-volumen de los gases ideales: el volumen es directamente proporcional a la temperatura (a P y n cons- tantes). 5. El cero absoluto (–273.15ºC) es la menor temperatura teóri- camente obtenible. La escala de temperatura Kelvin toma como 0 K el cero absoluto. En todos los cálculos de las leyes de los gases, la temperatura se debe expresar en kelvins. 6. La ley de Avogadro describe las relaciones de cantidad y volumen de los gases ideales: volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas (a la misma T y P). 05_CHAPTER 05.indd 214 12/21/09 1:08:26 PM
- 246. 7. La ecuación del gas ideal, PV = nRT, combina las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Esta ecuación describe el com- portamiento del gas ideal. 8. La ley de Dalton de las presiones parciales establece que, en una mezcla de gases, cada gas ejerce igual presión que si estuviera solo y ocupara el mismo volumen. 9. La teoría cinética molecular, una forma matemática de des- cribir el comportamiento de las moléculas de los gases, se basa en las siguientes suposiciones: las moléculas de los gases están separadas por longitudes más grandes que las de sus propias dimensiones, poseen masa pero su volumen es insignificante, están en constante movimiento y con fre- cuencia chocan entre sí. Las moléculas no se atraen ni se repelen entre sí. 10. La curva de distribución de rapidez de Maxwell indica cuántas moléculas de un gas se mueven a las distintas velo- cidades a una temperatura dada. Cuando la temperatura se eleva, mayor número de moléculas se mueven a mayor rapi- dez. 11. En la difusión, dos gases se mezclan gradualmente entre sí. En la efusión, las moléculas del gas atraviesan un pequeño orificio cuando están sometidas a presión. Ambos procesos están regidos por la misma ley matemática, la ley de la difu- sión y efusión de Graham. 12. La ecuación de van der Waals es una modificación de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta el comporta- miento no ideal de los gases reales. Hace correcciones con- siderando que las moléculas de un gas real sí ejercen fuerzas entre ellas y que además tienen volumen. Las constantes de van der Waals se determinan experimentalmente para cada gas. Términos básicos Barómetro, p. 177 Cero absoluto, p. 183 Constante de los gases (R), p. 185 Difusión, p. 208 Ecuación de van der Waals, p. 212 Ecuación del gas ideal, p. 185 Efusión, p. 209 Energía cinética (EC), p. 203 Escala de temperatura absoluta, p. 183 Escala de temperatura Kelvin, p. 183 Fracción molar, p. 198 Gas ideal, p. 185 Joule (J), p. 202 Ley de Avogadro, p. 184 Ley de Boyle, p. 179 Ley de Charles, p. 183 Ley de Charles y de Gay- Lussac, p. 183 Ley de Dalton de las presiones parciales, p. 197 Ley de la difusión de Graham, p. 208 Manómetro, p. 178 Newton (N), p. 176 Pascal (Pa), p. 176 Presión, p. 176 Presión atmosférica, p. 176 Presión atmosférica estándar (1 atm), p. 177 Presiones parciales, p. 196 Raíz de la rapidez cuadrática media (rms) (urms), p. 206 Temperatura y presión estándar (TPE), p. 186 Teoría cinética molecular de los gases, p. 203 Preguntas y problemas Sustancias que existen como gases Preguntas de repaso 5.1 Nombre cinco elementos y compuestos que existan como gases a temperatura ambiente. 5.2 Enumere las características físicas de los gases. Presión de un gas Preguntas de repaso 5.3 Defina la presión y dé sus unidades más comunes. 5.4 Describa cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas. 5.5 ¿Por qué el mercurio es una sustancia más adecuada que el agua para utilizarse en el barómetro? 5.6 Explique por qué la altura de la columna de mercurio en un barómetro es independiente del área de la sección transversal del tubo. ¿Seguiría funcionando el barómetro si el tubo se inclinara a un ángulo de, por ejemplo, 15º (vea la figura 5.3)? 5.7 Explique cómo se puede usar una unidad de longitud (mmHg) como unidad de presión. 5.8 ¿La presión atmosférica en una mina que está a 500 m bajo el nivel del mar será mayor o menor que una atmós- fera? 5.9 ¿Qué diferencia hay entre un gas y un vapor? A 25ºC, ¿cuál de las siguientes sustancias en estado gaseoso se puede llamar apropiadamente gas y cuál deberá conside- rarse vapor: nitrógeno molecular (N2), mercurio? 5.10 Si la longitud máxima a la cual se puede sacar agua de un pozo por medio de una bomba de succión es de 34 pies (10.3 m), ¿cómo es posible obtener agua y petróleo que estén a cientos de pies bajo la superficie de la Tierra? 215Preguntas y problemas 05_CHAPTER 05.indd 215 12/21/09 1:08:28 PM
- 247. 216 CAPÍTULO 5 Gases 5.11 ¿Por qué cuando la lectura de un barómetro cae en una parte del mundo debe aumentar en cualquier otro lado? 5.12 ¿Por qué los astronautas deben usar trajes protectores cuando están en la superficie de la Luna? Problemas 5.13 Convierta 562 mmHg a atm. 5.14 La presión atmosférica en la cima del Monte McKinley es de 606 mmHg en cierto día. ¿Cuál es la presión en atm y en kPa? Las leyes de los gases Preguntas de repaso 5.15 Enuncie las siguientes leyes de los gases en forma escrita y también con ecuaciones: leyes de Boyle, Charles y Avo- gadro. Indique, en cada caso, las condiciones en las que se aplica cada ley y exprese las unidades para cada término en la ecuación. 5.16 Explique por qué se expande un globo de helio cuando se eleva en el aire. Suponga que la temperatura permanece constante. Problemas 5.17 Una muestra gaseosa de una sustancia se enfría a presión constante. ¿Cuál de los siguientes diagramas representa mejor la situación si la temperatura final es a) superior al punto de ebullición de la sustancia y b) inferior al punto de ebullición pero por encima del punto de congelación de la sustancia? d)a) b) c) 5.18 Considere la siguiente muestra gaseosa en un cilindro al que se le ha adaptado un pistón móvil. En un principio hay n moles de gas a temperatura T, presión P y volumen V. Elija el cilindro que represente correctamente el gas des- pués de cada uno de los siguientes cambios. 1) La presión sobre el pistón se triplica a n y T constantes. 2) La tempe- ratura se duplica a n y P constantes. 3) Se agregan n moles de otro gas a T y P constantes. 4) T se reduce a la mitad y la presión sobre el pistón se reduce a la cuarta parte de su valor original. a) b) c) 5.19 Un gas que ocupa un volumen de 725 mL a una presión de 0.970 atm se deja expandir a temperatura constante hasta alcanzar una presión de 0.541 atm. ¿Cuál es su volumen final? 5.20 Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una presión de 5.3 atm a 46ºC. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte (0.10) de su valor inicial a la misma temperatura? 5.21 El volumen de un gas es de 5.80 L, medido a 1.00 atm ¿Cuál es la presión del gas en mmHg si el volumen cam- bia a 9.65 L? (La temperatura permanece constante.) 5.22 Una muestra de aire ocupa un volumen de 3.8 L cuando la presión es de 1.2 atm. a) ¿Qué volumen ocuparía a 6.6 atm? b) ¿Cuál es la presión requerida para comprimirlo a 0.075 L? (La temperatura se mantiene constante.) 5.23 Un volumen de 36.4 L de metano gaseoso se calienta de 25 a 88ºC a presión constante. ¿Cuál es el volumen final del gas? 5.24 En condiciones de presión constante, una muestra de hi- drógeno gaseoso con un volumen inicial de 9.6 L a 88ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3.4 L. ¿Cuál es su temperatura final? 5.25 El amoniaco se quema en oxígeno gaseoso formando óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtienen de un volumen de amoniaco a la misma temperatura y presión? 5.26 El cloro y el flúor moleculares se combinan para formar un producto gaseoso. En las mismas condiciones de pre- sión y temperatura se encuentra que un volumen de Cl2 reacciona con tres volúmenes de F2 para obtener dos volú- menes del producto. ¿Cuál es la fórmula del producto? La ecuación del gas ideal Preguntas de repaso 5.27 Enumere las características de un gas ideal. Escriba la ecuación del gas ideal y enúnciela en forma verbal. Ex- prese las unidades para cada término en la ecuación. 5.28 Utilice la ecuación (5.9) para derivar todas las leyes de los gases. 5.29 ¿Cuáles son los valores de temperatura y presión estánda- res (TPE)? ¿Cuál es el significado de TPE con respecto al volumen de 1 mol de un gas ideal? 5.30 ¿Por qué la densidad de un gas es mucho menor que la de un líquido o un sólido en condiciones atmosféricas? ¿Qué unidades se usan normalmente para expresar la densidad de los gases? 05_CHAPTER 05.indd 216 12/21/09 1:08:43 PM
- 248. Problemas 5.31 Una muestra de nitrógeno gaseoso contenido en un reci- piente con un volumen de 2.3 L a una temperatura de 32ºC, ejerce una presión de 4.7 atm. Calcule el número de moles presentes en el gas. 5.32 Dado que 6.9 moles del gas monóxido de carbono están presentes en un recipiente con un volumen de 30.4 L, ¿cuál es la presión del gas (en atm) si la temperatura es de 62ºC? 5.33 ¿Qué volumen ocuparán 5.6 moles de hexafluoruro de azufre (SF6) gaseoso si la temperatura y presión del gas son de 128ºC y 9.4 atm? 5.34 Cierta cantidad de un gas está contenido en un recipiente de vidrio a 25ºC y a una presión de 0.800 atm. Suponga que el recipiente soporta una presión máxima de 2.00 atm. ¿Cuánto se puede elevar la temperatura del gas sin que se rompa el recipiente? 5.35 Un globo lleno de gas que tiene un volumen de 2.50 L a 1.2 atm y 25ºC se eleva en la estratosfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la presión son de –23ºC y 3.00 × 10–3 atm, respectivamente. Calcule el volumen final del globo. 5.36 La temperatura de 2.5 L de un gas, inicialmente a TPE, se eleva a 250ºC a volumen constante. Calcule la presión fi- nal del gas en atm. 5.37 La presión de 6.0 L de un gas ideal en un recipiente flexi- ble se reduce a un tercio de su presión original, y su tem- peratura absoluta disminuye a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas? 5.38 Un gas liberado durante la fermentación de glucosa (en la manufactura de vino) tiene un volumen de 0.78 L a 20.1ºC y 1.00 atm. ¿Cuál es el volumen del gas a la temperatura de fermentación de 36.5ºC y 1.00 atm de presión? 5.39 Un gas ideal originalmente a 0.85 atm y 66°C se expande hasta que su volumen final, presión y temperatura son de 94 mL, 0.60 atm y 45ºC, respectivamente. ¿Cuál era su volumen inicial? 5.40 Calcule el volumen (en litros) de 88.4 g de CO2 a TPE. 5.41 Un gas a 772 mmHg y 35.0ºC ocupa un volumen de 6.85 L. Calcule su volumen a TPE. 5.42 El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0.050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que tiene un volumen de 4.6 L a 30ºC. Calcule la presión interior del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en CO2 gaseoso. 5.43 A TPE, 0.280 L de un gas pesa 0.400 g. Calcule la masa molar del gas. 5.44 A 741 torr y 44ºC, 7.10 g de un gas ocupan un volumen de 5.40 L. ¿Cuál es la masa molar del gas? 5.45 Las moléculas de ozono en la estratosfera absorben una buena parte de la radiación solar nociva. La temperatura y presión típicas del ozono en la estratosfera son de 250 K y 1.0 × 10–3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 1.0 L de aire en estas condicio- nes? 5.46 Suponiendo que el aire contiene 78% de N2, 21% de O2 y 1% de Ar, todos en volumen, ¿cuántas moléculas de cada tipo de gas están presentes en 1.0 L de aire a TPE? 5.47 Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de un gas a 1.00 atm y 27.0ºC. a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro. b) ¿Cuál es la masa molar del gas? 5.48 Calcule la densidad del bromuro de hidrógeno (HBr) ga- seoso en gramos por litro a 733 mmHg y 46ºC. 5.49 Cierto anestésico contiene 64.9% de C, 13.5% de H y 21.6% de O en masa. A 120ºC y 750 mmHg, 1.00 L del compuesto gaseoso pesa 2.30 g. ¿Cuál es la fórmula mole- cular del compuesto? 5.50 Un compuesto tiene la fórmula empírica SF4. A 20ºC, 0.100 g del compuesto gaseoso ocupan un volumen de 22.1 mL y ejercen una presión de 1.02 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas? Estequiometría de los gases Problemas 5.51 Considere la formación de dióxido de nitrógeno a partir de óxido nítrico y oxígeno 2NO O NO2( ) ( ) ( )g g g+ →2 2 Si 9.0 L de NO reaccionan con un exceso de O2 a TPE, ¿cuál es el volumen en litros de NO2 producido? 5.52 El metano, principal componente del gas natural, se utiliza para calentar y cocinar. El proceso de combustión es CH O CO H O4 2 2( ) ( ) ( ) ( )g g g l+ + →2 22 Si 15.0 moles de CH4 reaccionan, ¿cuál es el volumen producido de CO2 (en litros) a 23.0ºC y 0.985 atm? 5.53 Cuando el carbón se quema, el azufre presente en él se convierte en dióxido de azufre (SO2), responsable del fe- nómeno de lluvia ácida. S s g g( ) ( ) ( )+ →O SO2 2 Si 2.54 kg de S reaccionan con oxígeno, calcule el volu- men de SO2 gaseoso (en mL) formado a 30.5ºC y 1.12 atm. 5.54 En la fermentación del alcohol, la levadura convierte la glucosa en etanol y dióxido de carbono: C H O 2C H OH CO6 12 6 2 5 2( ) ( ) ( )s l g → + 2 Si reaccionan 5.97 g de glucosa y se recolectan 1.44 L de CO2 gaseoso, a 293 K y 0.984 atm, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? 5.55 Un compuesto de P y F se analizó de la siguiente manera: Se calentaron 0.2324 g del compuesto en un recipiente de 378 cm3 transformándolo todo en gas, el cual tuvo una presión de 97.3 mmHg a 77°C. En seguida, el gas se mez- cló con una disolución de cloruro de calcio y todo el F se transformó en 0.2631 g de CaF2. Determine la fórmula molecular del compuesto. 217Preguntas y problemas 05_CHAPTER 05.indd 217 12/21/09 1:08:47 PM
- 249. 218 CAPÍTULO 5 Gases 5.56 Una cantidad de 0.225 g de un metal M (masa molar = 27.0 g/mol) liberó 0.303 L de hidrógeno molecular (me- dido a 17ºC y 741 mmHg) al reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico. Deduzca a partir de estos datos la ecua- ción correspondiente y escriba las fórmulas del óxido y del sulfato de M. 5.57 ¿Qué masa de NH4Cl sólido se formó cuando se mezcla- ron 73.0 g de NH3 con una masa igual de HCl? ¿Cuál es el volumen del gas remanente, medido a 14.0ºC y 752 mmHg? ¿De qué gas se trata? 5.58 Al disolver 3.00 g de una muestra impura de carbonato de calcio en ácido clorhídrico se formaron 0.656 L de dióxido de carbono (medido a 20.0ºC y 792 mmHg). Calcule el porcentaje en masa del carbonato de calcio en la muestra. Plantee las suposiciones. 5.59 Calcule la masa en gramos de cloruro de hidrógeno que se forma cuando 5.6 L de hidrógeno molecular, medido a TPE, reacciona con un exceso de cloro molecular ga- seoso. 5.60 El etanol (C2H5OH) se quema en el aire: C H OH O CO H O2 5 2 22( ) ( ) ( ) ( )l g g l+ + → Haga el balanceo de la ecuación y determine el volumen de aire en litros a 35.0ºC y 790 mmHg que se requieren para quemar 227 g de etanol. Suponga que el aire contiene 21.0% de O2 en volumen. Ley de Dalton de las presiones parciales Preguntas de repaso 5.61 Enuncie la ley de Dalton de las presiones parciales y ex- plique qué es la fracción molar. ¿La fracción molar tiene unidades? 5.62 Una muestra de aire sólo contiene nitrógeno y oxígeno gaseosos, cuyas presiones parciales son de 0.80 atm y 0.20 atm, respectivamente. Calcule la presión total y las frac- ciones molares de los gases. Problemas 5.63 Una mezcla de gases contiene 0.31 moles de CH4, 0.25 moles de C2H6 y 0.29 moles de C3H8. La presión total es de 1.50 atm. Calcule las presiones parciales de los gases. 5.64 Un matraz de 2.5 L a 15ºC contiene una mezcla de N2, He y Ne a presiones parciales de 0.32 atm para N2, 0.15 atm para He y 0.42 atm para Ne. a) Calcule la presión total de la mezcla. b) Calcule el volumen en litros a TPE que ocu- parán el He y el Ne si el N2 se elimina selectivamente. 5.65 El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente com- posición en volumen: N2, 78.08%; O2, 20.94%;Ar, 0.93%; CO2, 0.05%. La presión atmosférica es de 1.00 atm. Calcule: a) la presión parcial de cada gas en atm y b) la concentración de cada gas en moles por litro a 0°C. (Su- gerencia: Como el volumen es proporcional al número de moles presentes, las fracciones molares de los gases se pueden expresar como relaciones de volúmenes a la misma temperatura y presión.) 5.66 Una mezcla de helio y neón gaseosos se recolectó sobre agua a 28.0ºC y 745 mmHg. Si la presión parcial del helio es de 368 mmHg, ¿cuál es la presión parcial del neón? (La presión de vapor de agua a 28ºC = 28.3 mmHg.) 5.67 Un trozo de sodio metálico reacciona completamente con agua del modo siguiente: 2Na 2H O 2NaOH H2 2( ) ( ) ( ) ( )s l ac g+ + → El hidrógeno gaseoso generado se recoge sobre agua a 25.0ºC. El volumen del gas es de 246 mL medido a 1.00 atm. Calcule el número de gramos de sodio consumidos en la reacción (la presión de vapor de agua a 25°C = 0.0313 atm). 5.68 Una muestra de zinc metálico reacciona completamente con un exceso de ácido clorhídrico: Zn 2HCl ZnCl H2 2( ) ( ) ( ) ( )s ac ac g+ + → El hidrógeno gaseoso generado se recoge sobre agua a 25.0ºC por medio de un dispositivo semejante al que se muestra en la figura 5.15. El volumen del gas es de 7.80 L y la presión es de 0.980 atm. Calcule la cantidad de zinc metálico (en gramos) consumido en la reacción (presión de vapor de agua a 25ºC = 23.8 mmHg). 5.69 El helio se mezcla con oxígeno gaseoso para bucear a grandes profundidades en el mar. Calcule el porcentaje en volumen de oxígeno gaseoso en la mezcla si un buzo tiene que sumergirse a una profundidad en la que la presión to- tal es de 4.2 atm. La presión parcial del oxígeno se man- tiene a 0.20 atm a esta profundidad. 5.70 Una muestra de amoniaco gaseoso (NH3) se descompone completamente en nitrógeno e hidrógeno gaseosos sobre lecho de hierro caliente. Si la presión total es de 866 mmHg calcule las presiones parciales de N2 y H2. 5.71 Considere los tres recipientes de gases que se muestran a continuación. Todos ellos tienen el mismo volumen y es- tán a la misma temperatura. a) ¿Qué recipiente tiene la menor fracción molar del gas A (esfera azul)? b) ¿Qué recipiente tiene la máxima presión parcial del gas B (es- fera verde)? i) ii) iii) 5.72 El volumen del recuadro derecho es el doble que el del izquierdo. Ambos contienen átomos de helio (rojos) y mo- léculas de hidrógeno (verdes) a la misma temperatura. a) ¿Qué recuadro tiene una presión total mayor? b) ¿Qué re- cuadro tiene una presión parcial de helio menor? 05_CHAPTER 05.indd 218 12/21/09 1:08:59 PM
- 250. Teoría cinética molecular de los gases Preguntas de repaso 5.73 ¿Cuáles son los supuestos básicos de la teoría cinética molecular de los gases? ¿Cómo explica esta teoría la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro y la ley de Dalton de las presiones parciales? 5.74 ¿Qué expresa la curva de distribución de rapidez de Max- well? ¿Tal teoría funcionaría para una muestra de 200 mo- léculas? Explique. 5.75 ¿Cuál de los siguientes enunciados es correcto? a) El calor se produce por el choque entre las moléculas de los gases. b) Cuando un gas se calienta, las moléculas chocan entre sí con más frecuencia. 5.76 ¿Cuál es la diferencia entre difusión y efusión de un gas? Enuncie la ley de Graham y defina los términos en la ecua- ción (5.17). Problemas 5.77 Compare los valores de las raíces de la rapidez cuadrática media del O2 y del UF6 a 65ºC. 5.78 La temperatura en la estratosfera es de –23ºC. Calcule las raíces de la rapidez cuadrática media de las moléculas de N2, O2 y O3 en esta región. 5.79 La longitud promedio que recorre una molécula entre co- lisiones sucesivas se conoce como la trayectoria libre pro- medio. Para una cantidad dada de un gas, ¿en qué forma depende la trayectoria libre promedio de: a) la densidad, b) la temperatura a volumen constante, c) la presión a tem- peratura constante, d) el volumen a temperatura constante y e) el tamaño de los átomos? 5.80 A cierta temperatura, las velocidades de seis moléculas gaseosas en un recipiente son de 2.0 m/s, 2.2 m/s, 2.6 m/s, 2.7 m/s, 3.3 m/s y 3.5 m/s. Calcule la raíz de la rapidez cuadrática media y la rapidez promedio de las moléculas. Estos dos valores promedio están muy cercanos, pero el valor de la raíz de la rapidez cuadrática media siempre es mayor. ¿Por qué? 5.81 Con base en su conocimiento de la teoría cinética de los gases, derive la ley de Graham [ecuación (5.17)]. 5.82 El isótopo 235 U experimenta una fisión cuando se le bom- bardea con neutrones. No obstante, su abundancia natural es de sólo 0.72%. Para separarlo del isótopo más abun- dante 238 U, primero se convierte el uranio en UF6, el cual se vaporiza fácilmente a una temperatura por encima de la ambiente. La mezcla de 235 UF6 y 238 UF6 gaseosos se so- mete a muchas etapas de efusión. Calcule el factor de se- paración, es decir, el enriquecimiento de 235 U en relación con 238 U después de una etapa de efusión. 5.83 Un gas que se libera de la fermentación de la glucosa se efundirá a través de una barrera porosa en 15.0 min. Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, le toma 12.0 min a un volumen igual de N2 efundirse a través de la misma barrera. Calcule la masa molar del gas y sugiera qué gas podría ser. 5.84 El níquel forma un compuesto gaseoso de fórmula Ni(CO)x. ¿Cuál es el valor de x dado el hecho de que en las mismas condiciones de temperatura y presión, el metano (CH4) se efunde 3.3 veces más rápido que el compuesto? Desviación del comportamiento ideal Preguntas de repaso 5.85 Mencione dos evidencias que muestren que los gases no se comportan en forma ideal en todas las condiciones. 5.86 ¿En cuáles de las siguientes condiciones se esperaría que un gas se comportara en forma casi ideal? a) Temperatura elevada y presión baja, b) temperatura y presión elevadas, c) baja temperatura y presión elevada, d) temperatura y presión bajas. 5.87 Escriba la ecuación de van der Waals para un gas real. Explique los términos que corrigen la presión y el volu- men. 5.88 a) Un gas real se introduce en un matraz de volumen V. El volumen corregido del gas ¿es mayor o menor que V? b) El amoniaco tiene un valor de a mayor que el del neón (vea la tabla 5.4). ¿Qué concluye acerca de la fuerza rela- tiva de las fuerzas de atracción entre las moléculas de amoniaco y entre los átomos de neón? Problemas 5.89 Con la utilización de los datos de la tabla 5.4 calcule la presión ejercida por 2.50 moles de CO2 confinados en un volumen de 5.00 L a 450 K. Compare la presión con la que predice la ecuación del gas ideal. 5.90 A 27ºC, 10.0 moles de un gas contenido en un recipiente de 1.50 L ejercen una presión de 130 atm, ¿es éste un gas ideal? Problemas adicionales 5.91 Discuta los siguientes fenómenos en términos de las leyes de los gases: a) el aumento en la presión de la llanta de un automóvil en un día caluroso, b) la “explosión” de una bolsa de papel inflada, c) la expansión de un globo climá- tico al elevarse en el aire, d) el fuerte sonido que hace un foco al romperse. 5.92 En las mismas condiciones de temperatura y presión, ¿cuál de los siguientes gases se comportará más ideal- mente: Ne, N2 o CH4? Explique. 5.93 La nitroglicerina, un compuesto explosivo, se descom- pone de acuerdo con la ecuación 4C H (NO ) 12 3 5 3 3 ( )s → CCO 10H O 6N O2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( )g g g g+ + + 219Preguntas y problemas 05_CHAPTER 05.indd 219 12/21/09 1:09:09 PM
- 251. 220 CAPÍTULO 5 Gases Calcule el volumen total de los gases recolectados a 1.2 atm y 25ºC a partir de 2.6 × 102 g de nitroglicerina. ¿Cuá- les son las presiones parciales de los gases en estas condi- ciones? 5.94 La fórmula empírica de un compuesto es CH. A 200ºC, 0.145 g de este compuesto ocupan un volumen de 97.2 mL a una presión de 0.74 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 5.95 Cuando se calienta el nitrito de amonio (NH4NO2), éste se descompone para formar nitrógeno gaseoso. Esta propie- dad se utiliza para inflar algunas pelotas de tenis. a) Es- criba una ecuación balanceada para la reacción. b) Calcule la cantidad (en gramos) de NH4NO2 necesaria para inflar una pelota de tenis a un volumen de 86.2 mL a 1.20 atm y 22ºC. 5.96 El porcentaje en masa de bicarbonato (HCO3 – ) en una ta- bleta de Alka-Seltzer es de 32.5%. Calcule el volumen (en mL) de CO2 generado a 37°C y 1.00 atm cuando una per- sona ingiere una tableta de 3.29 g. (Sugerencia: La reac- ción ocurre entre el HCO3 – y el HCl del estómago.) 5.97 El punto de ebullición del nitrógeno líquido es de –196°C. Con sólo esta información, ¿cree que el nitrógeno es un gas ideal? 5.98 En el proceso metalúrgico de refinamiento de níquel, el metal primero se combina con monóxido de carbono para formar tetracarbonilo níquel, el cual es un gas a 43ºC: Ni 4CO Ni(CO)4( ) ( ) ( )s g g+ → Esta reacción separa el níquel de otras impurezas sólidas. a) A partir de 86.4 g de Ni, calcule la presión de Ni(CO)4 en un recipiente con un volumen de 4.00 L. (Suponga que la reacción anterior es completa.) b) A temperaturas por arriba de 43ºC, la presión del gas aumenta mucho más rá- pido que lo que predice la ecuación del gas ideal. Expli- que. 5.99 La presión parcial del dióxido de carbono varía con las estaciones. ¿Esperaría que la presión parcial en el hemis- ferio norte fuera mayor en el verano o en el invierno? Explique. 5.100 Una persona adulta sana exhala alrededor de 5.0 × 102 mL de una mezcla gaseosa en cada respiración. Calcule el número de moléculas presentes en este volumen a 37ºC y 1.1 atm. Enumere los componentes principales de esta mezcla gaseosa. 5.101 Al bicarbonato de sodio (NaHCO3) se le llama polvo para hornear, ya que cuando se calienta libera dióxido de car- bono gaseoso, el responsable de que se inflen las galletas, las donas y el pan. a) Calcule el volumen (en litros) de CO2 producido al calentar 5.0 g de NaHCO3 a 180ºC y 1.3 atm. b) El bicarbonato de amonio (NH4HCO3) también se ha utilizado para el mismo fin. Sugiera una ventaja y des- ventaja al usar NH4HCO3 en lugar de NaHCO3 para hor- near. 5.102 Un barómetro que tiene un área de sección transversal de 1.00 cm2 , a nivel del mar mide una presión de 76.0 cm de mercurio. La presión ejercida por esta columna de mer- curio es igual a la que ejerce todo el aire en 1 cm2 de la superficie de la Tierra. Si la densidad del mercurio es de 13.6 g/mL y el radio promedio de la Tierra es de 6 371 km, calcule la masa total de la atmósfera de la Tierra en kilo- gramos. (Sugerencia: El área superficial de una esfera es 4πr2 , donde r es el radio de la esfera.) 5.103 Algunos productos comerciales que se usan para destapar cañerías contienen una mezcla de hidróxido de sodio y polvo de aluminio. Cuando la mezcla se vierte en un dre- naje tapado, ocurre la siguiente reacción 2NaOH 2Al H O2( ) ( ) ( )ac s l+ + →6 2NaAl(OH) H4 2( ) (ac g+ 3 )) El calor generado en esta reacción ayuda a derretir los sólidos, como la grasa, que obstruyen la cañería, y el hi- drógeno gaseoso liberado remueve los sólidos que tapan el drenaje. Calcule el volumen de H2 formado a 23ºC y 1.00 atm si 3.12 g de Al se tratan con un exceso de NaOH. 5.104 El volumen de una muestra de HCl gaseoso puro fue de 189 mL a 25ºC y 108 mmHg. Se disolvió completamente en unos 60 mL de agua y se valoró con una disolución de NaOH. Se requirieron 15.7 mL de esta disolución para neutralizar el HCl. Calcule la molaridad de la disolución de NaOH. 5.105 El propano (C3H8) se quema en oxígeno para producir dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua. a) Escriba la ecuación balanceada de la reacción. b) Calcule el número de litros de dióxido de carbono medidos a TPE que se formarían a partir de 7.45 g de propano. 5.106 Considere el siguiente aparato. Calcule las presiones par- ciales de helio y de neón después de abrir la válvula. La temperatura permanece constante a 16ºC. 5.107 El óxido nítrico (NO) reacciona con el oxígeno molecular como sigue: 2NO O 2NO2 2( ) ( ) ( )g g g+ → En un principio, el NO y el O2 están separados como se muestra a continuación. Cuando se abre la válvula, la re- acción ocurre rápida y completamente. Determine qué ga- ses permanecen al final y calcule sus presiones parciales. Suponga que la temperatura permanece constante a 25ºC. He Ne 1.2 L 0.63 atm 3.4 L 2.8 atm 4.00 L a 0.500 atm 2.00 L a 1.00 atm NO O2 05_CHAPTER 05.indd 220 12/21/09 1:09:16 PM
- 252. 5.108 Considere el aparato que se muestra a continuación. Cuando una pequeña cantidad de agua se introduce en el matraz oprimiendo el bulbo del gotero, el agua sube rápi- damente por el tubo de vidrio. Explique esta observación. (Sugerencia: El cloruro de hidrógeno gaseoso es soluble en agua.) 5.109 Describa cómo mediría, por medios físicos o químicos, las presiones parciales de una mezcla de gases de la siguiente composición: a) CO2 y H2, b) He y N2. 5.110 Cierto hidrato tiene la fórmula MgSO4 · xH2O. Se calienta en un horno una cantidad de 54.2 g del compuesto con el fin de secarlo. Calcule x si el vapor generado ejerce una presión de 24.8 atm en un recipiente de 2.00 L a 120ºC. 5.111 Una mezcla de Na2CO3 y MgCO3 con una masa de 7.63 g se trata con un exceso de ácido clorhídrico. El CO2 ga- seoso que se genera ocupa un volumen de 1.67 La 1.24 atm y 26ºC. A partir de estos datos calcule la composición porcentual en masa de Na2CO3 en la mezcla. 5.112 El siguiente aparato se utiliza para medir la rapidez ató- mica y molecular. Suponga que un haz de átomos de un metal se dirige hacia un cilindro rotatorio al vacío. Un pequeño orificio en el cilindro permite que los átomos hagan colisión en el área blanco. Como el cilindro está girando, los átomos que viajan a distintas velocidades chocarán en diferentes posiciones del blanco. Con el tiempo se depositará una capa del metal en el área blanco, y la variación en su espesor corresponderá a la distribu- ción de rapidez de Maxwell. En un experimento se encon- tró que a 850ºC, algunos átomos de bismuto (Bi) chocaron en el blanco en un punto situado a 2.80 cm de la mancha opuesta a la abertura. El diámetro del cilindro es de 15.0 cm y gira a 130 revoluciones por segundo. a) Calcule la rapidez (m/s) a la cual se mueve el blanco. (Sugerencia: La circunferencia de un círculo está dada por 2πr, donde r es el radio.) b) Calcule el tiempo (en segundos) que to- ma al blanco viajar 2.80 cm. c) Determine la rapidez de los átomos de Bi. Compare los resultados del inciso c) con los obtenidos para la urms del Bi a 850ºC. Explique la diferencia. 5.113 Si 10.00 g de agua se introducen en un matraz vacío con un volumen de 2.500 L a 65ºC, calcule la masa de agua evaporada. (Sugerencia: Suponga que el volumen del agua líquida remanente es insignificante; la presión del vapor de agua a 65ºC es de 187.5 mmHg.) 5.114 El oxígeno comprimido se vende en el comercio en cilin- dros metálicos. Si un cilindro de 120 L se llena con oxí- geno a una presión de 132 atm a 22ºC, ¿cuál es la masa (en gramos) de O2 presente? ¿Cuántos litros de este gas a 1.00 atm y 22ºC produciría el cilindro? (Suponga un comporta- miento ideal del gas.) 5.115 Cuando se cuecen huevos duros, a veces se rompe el cas- carón debido a su rápida expansión térmica a temperaturas elevadas. Sugiera otra causa. 5.116 Se sabe que el etileno gaseoso (C2H4) que despiden las frutas es el responsable de que maduren. Con esta infor- mación, explique por qué una penca de plátanos madura más rápido en una bolsa de papel cerrada que en un fru- tero. 5.117 Anualmente se utilizan alrededor de 8.0 × 106 toneladas de urea [(NH2)2CO] como fertilizante. La urea se prepara a partir de dióxido de carbono y amoniaco (los productos son urea y vapor de agua), a 200°C en condiciones de presión elevada. Calcule el volumen necesario de amo- niaco (en litros) medido a 150 atm para preparar 1.0 tone- ladas de urea. 5.118 Algunos bolígrafos tienen un pequeño orificio en el cuerpo de la pluma. ¿Para qué sirve? 5.119 Las leyes de los gases son de vital importancia para los buzos. La presión ejercida por 33 pies de agua del mar equivale a 1 atm de presión. a) Un buzo asciende rápida- mente a la superficie del agua de una profundidad de 36 pies sin sacar el aire de sus pulmones. ¿En qué factor au- mentará el volumen de sus pulmones durante el ascenso? Suponga que la temperatura es constante. b) La presión parcial de oxígeno en el aire es de 0.20 atm aproximada- mente. (El aire tiene 20% de oxígeno en volumen.) En el buceo profundo, la composición del aire que respira el buzo debe cambiarse para mantener esta presión parcial. ¿Cuál debe ser el contenido de oxígeno (en porcentaje por volumen) cuando la presión total ejercida sobre el buzo es de 4.0 atm? (A temperatura y presión constantes, el volu- men de un gas es directamente proporcional al número de moles de los gases.) (Sugerencia: Vea Química en acción de la página 202.) H2O H2O Bulbo de goma HCl gaseoso Cilindro giratorio Orificio Átomos de Bi Objetivo 221Preguntas y problemas 05_CHAPTER 05.indd 221 12/21/09 1:09:24 PM
- 253. 222 CAPÍTULO 5 Gases 5.120 El óxido nitroso (N2O) se puede obtener por la descompo- sición térmica del nitrato de amonio (NH4NO3). a) Escriba una ecuación balanceada de la reacción. b) En cierto expe- rimento, un estudiante obtiene 0.340 L de gas a 718 mmHg y 24ºC. Si el gas pesa 0.580 g, calcule el valor de la cons- tante de los gases. 5.121 Se etiquetan dos recipientes A y B. El recipiente A con- tiene gas NH3 a 70ºC y el B contiene gas Ne a la misma temperatura. Si la energía cinética promedio del NH3 es de 7.1 × 10–21 J/molécula, calcule la rapidez cuadrática me- dia de los átomos de Ne en m2 /s2 . 5.122 ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene el mayor valor de a: CH4, F2, C6H6 o Ne? 5.123 El siguiente es un procedimiento simple, aunque rudimen- tario, para medir la masa molar de un gas. Un líquido con una masa de 0.0184 g se introduce en una jeringa, como la que se muestra abajo, inyectándolo a través de la punta de hule con una aguja hipodérmica. La jeringa se transfiere a un baño que tiene una temperatura de 45ºC para evaporar el líquido. El volumen final del vapor (medido por el des- plazamiento del émbolo hacia la punta) es de 5.58 mL y la presión atmosférica es de 760 mmHg. Dado que la fór- mula empírica del compuesto es CH2 determine la masa molar del compuesto. 5 4 3 2 1 Punta de goma 5.124 En 1995, un hombre se asfixió cuando caminaba por una mina abandonada en Inglaterra. En ese momento hubo una caída brusca de la presión atmosférica debido a un cambio climático. Sugiera cuál pudo ser la causa de la muerte. 5.125 Los óxidos ácidos, como el dióxido de carbono, reaccio- nan con óxidos básicos como el óxido de calcio (CaO) y el óxido de bario (BaO) para formar sales (carbonatos metá- licos). a) Escriba las ecuaciones que representen estas dos reacciones. b) Una estudiante coloca una mezcla de BaO y CaO que tiene una masa de 4.88 g en un matraz de 1.46 L que contiene dióxido de carbono gaseoso a 35ºC y 746 mmHg. Después de que la reacción se completó, encuen- tra que la presión del CO2 se redujo a 252 mmHg. Calcule la composición porcentual en masa de la mezcla. Consi- dere que los volúmenes de los sólidos son insignificantes. 5.126 a) ¿Qué volumen de aire a 1.0 atm y 22ºC se necesita para llenar un neumático de bicicleta de 0.98 L a una presión de 5.0 atm a la misma temperatura? (Observe que 5.0 atm es la presión manométrica, que es la diferencia entre la presión en el neumático y la presión atmosférica. La pre- sión del neumático antes de inflarlo era de 1.0 atm.) b) ¿Cuál es la presión total en el neumático cuando el manó- metro marca 5.0 atm? c) El neumático se infla llenando el cilindro de una bomba manual con aire a 1.0 atm y luego, por compresión del gas en el cilindro, se agrega todo el aire de la bomba al aire en el neumático. Si el volumen de la bomba es 33% del volumen del neumático, ¿cuál es la presión manométrica en el neumático después de tres bombeos completos? Suponga que la temperatura es cons- tante. 5.127 El motor de un automóvil de carreras produce monóxido de carbono (CO), un gas tóxico, a una rapidez de unos 188 g de CO por hora. Un auto se deja encendido en un esta- cionamiento mal ventilado que tiene 6.0 m de largo, 4.0 m de ancho y 2.2 m de altura a 20ºC. a) Calcule la rapidez de producción de CO en moles por minuto. b) ¿Cuánto tiempo tomaría acumular una concentración letal de CO de 1 000 ppmv (partes por millón en volumen)? 5.128 El espacio interestelar contiene principalmente átomos de hidrógeno a una concentración aproximada de 1 átomo/ cm3 . a) Calcule la presión de los átomos de H. b) Calcule el volumen (en litros) que contiene 1.0 g de átomos de H. La temperatura es de 3 K. 5.129 En la cima del monte Everest, la presión atmosférica es de 210 mmHg y la densidad del aire es de 0.426 kg/m3 . a) Dado que la masa molar del aire es de 29.0 g/mol, calcule la temperatura del aire. b) Suponiendo que no cambia la composición del aire, calcule la disminución porcentual del oxígeno gaseoso desde el nivel del mar hasta la cima de esta montaña. 5.130 La humedad relativa se define como la relación (expresada como porcentaje) entre la presión parcial del vapor de agua en el aire y la presión del vapor en equilibrio (vea la tabla 5.3) a una temperatura dada. En un día de verano en Carolina del Norte, la presión parcial del vapor de agua en el aire es de 3.9 × 103 Pa a 30ºC. Calcule la humedad relativa. 5.131 En las mismas condiciones de presión y temperatura, ¿por qué un litro de aire húmedo pesa menos que un litro de aire seco? En el pronóstico meteorológico, la llegada de un frente de onda de baja presión comúnmente signi- fica lluvia pertinaz. Explique por qué. 5.132 El aire que entra a los pulmones termina en finos sacos llamados alveolos. Desde aquí el oxígeno se difunde hacia la sangre. El radio promedio del alveolo es de 0.0050 cm y el aire en su interior contiene 14% de oxígeno. Supo- niendo que la presión dentro del alveolo es de 1.0 atm y la temperatura es de 37ºC, calcule el número de moléculas de oxígeno en uno de los alveolos. (Sugerencia: El volu- men de una esfera de radio r es de 4 –3 πr3 .) 5.133 Un estudiante rompe un termómetro y se derrama la ma- yor parte del mercurio (Hg) sobre el piso del laboratorio, cuyas medidas son de 15.2 m de largo, 6.6 m de ancho y 2.4 m de altura. a) Calcule la masa de vapor de mercurio (en gramos) en la habitación a una temperatura de 20ºC. La presión del vapor de mercurio a 20ºC es de 1.7 × 10–6 atm. b) ¿La concentración de vapor de mercurio sobrepasa la norma de la calidad del aire de 0.050 mgHg/m3 ? c) Una manera de limpiar pequeñas cantidades de mercurio de- rramado consiste en rociar polvo de azufre sobre el metal. Sugiera una razón física y química para esta acción. 05_CHAPTER 05.indd 222 12/21/09 1:09:30 PM
- 254. 5.134 El nitrógeno forma varios óxidos gaseosos. Uno de ellos tiene una densidad de 1.33 g/L medida a 764 mmHg y 150ºC. Escriba la fórmula del compuesto. 5.135 El dióxido de nitrógeno (NO2) no se puede obtener en forma pura en la fase gaseosa porque existe como una mezcla de NO2 y N2O4. A 25ºC y 0.98 atm, la densidad de esta mezcla gaseosa es de 2.7 g/L. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas? 5.136 La sección Química en acción de la página 210 describe el enfriamiento de vapor de rubidio a 1.7 × 10–7 K. Calcule la raíz de la rapidez cuadrática media y la energía cinética promedio de un átomo de Rb a esta temperatura. 5.137 El hidruro de litio reacciona con agua como sigue: LiH H O LiOH H2 2( ) ( ) ( ) ( )s l ac g+ + → Durante la Segunda Guerra Mundial, los pilotos de Esta- dos Unidos llevaban tabletas de LiH. En el caso de un inesperado accidente en el mar, las tabletas de LiH reac- cionarían con el agua del mar y se llenarían sus chalecos y botes salvavidas con hidrógeno gaseoso. ¿Cuántos gramos de LiH se necesitarían para llenar un salvavidas de 4.1 L a 0.97 atm y 12ºC? 5.138 La atmósfera de Marte está compuesta principalmente de dióxido de carbono. La temperatura de la superficie tiene 220 K y la presión atmosférica unos 6.0 mmHg. Tomando estos valores como “TPE marcianas”, calcule el volumen molar en litros de un gas ideal en Marte. 5.139 La atmósfera de Venus está compuesta de 96.5% de CO2, 3.5% de N2 y 0.015% de SO2 en volumen. Su presión at- mosférica estándar es de 9.0 × 106 Pa. Calcule las presio- nes parciales de los gases en pascales. 5.140 Una estudiante intenta determinar el volumen de un bulbo como el que se muestra en la página 192, y éstos son sus resultados: masa del bulbo llenado con aire seco a 23ºC y 744 mmHg = 91.6843 g; masa del bulbo al vacío = 91.4715 g. Suponga que la composición del aire es de 78% de N2, 21% de O2 y 1% de argón. ¿Cuál es el volu- men (en mililitros) del bulbo? (Sugerencia: Primero cal- cule la masa molar promedio del aire, como se muestra en el problema 3.142.) 5.141 Aplique sus conocimientos de la teoría cinética de los ga- ses a las siguientes situaciones. a) Dos matraces de volú- menes V1 y V2 (donde V2 > V1) contienen el mismo número de átomos de helio a igual temperatura. i) Compare las raíces de la rapidez cuadrática media (rms) y las energías cinéticas promedio de los átomos de helio (He) en los matraces. ii) Compare la frecuencia y la fuerza con las cuales chocan los átomos de He con las paredes de los recipientes. b) En dos matraces que tienen el mismo volu- men se coloca un número igual de átomos de He a las temperaturas T1 y T2 (donde T2 > T1). i) Compare las raíces de la rapidez cuadrática media de los átomos en los dos matraces. ii) Compare la frecuencia y la fuerza con las cuales chocan los átomos de He con las paredes de los recipientes. c) Un mismo número de átomos de He y de neón (Ne) se colocan en dos matraces de igual volumen, y la temperatura de ambos gases es de 74ºC. Discuta la vali- dez de los siguientes enunciados: i) La raíz de la rapidez cuadrática media del He es igual a la del Ne. ii) Las ener- gías cinéticas promedio de los dos gases son las mismas. iii) La raíz de la rapidez cuadrática media de cada átomo de He es 1.47 × 103 m/s. 5.142 Se ha dicho que en cada respiración tomamos, en prome- dio, moléculas que una vez fueron exhaladas por Wolf- gang Amadeus Mozart (1756-1791). Los siguientes cálculos demuestran la validez de este enunciado. a) Cal- cule el número total de moléculas en la atmósfera. (Suge- rencia: Utilice el resultado del problema 5.102 y use el valor de 29.0 g/mol para la masa molar del aire.) b) Supo- niendo que el volumen de aire de cada respiración (inha- lado o exhalado) es de 500 mL, calcule el número de moléculas exhaladas en cada respiración a 37ºC, que es la temperatura corporal. c) Si Mozart vivió exactamente 35 años, ¿cuántas moléculas exhaló en este periodo? (Una persona promedio respira 12 veces por minuto.) d) Cal- cule la fracción de moléculas en la atmósfera que fueron exhaladas por Mozart. ¿Cuántas moléculas de Mozart res- piraríamos con cada inhalación de aire? e) Enuncie tres suposiciones importantes en estos cálculos. 5.143 ¿A qué temperatura los átomos de He tendrán el mismo valor de urms que las moléculas de N2 a 25ºC? 5.144 Calcule la longitud (en nanómetros) entre las moléculas de vapor de agua a 100ºC y 1.0 atm. Suponga un compor- tamiento ideal. Repita el cálculo para el agua líquida a 100ºC, si la densidad del agua a esa temperatura es de 0.96 g/cm3 . Comente los resultados obtenidos. (Suponga que las moléculas de agua son esferas con un diámetro de 0.3 nm.) (Sugerencia: Calcule primero la densidad de las mo- léculas de agua. Luego, convierta esta densidad a densidad lineal, es decir, el número de moléculas en una direc- ción.) 5.145 ¿Cuál de los gases nobles no tiene un comportamiento ideal en ninguna circunstancia? ¿Por qué? 5.146 Una relación conocida como la fórmula barométrica es útil para estimar el cambio en la presión atmosférica con respecto a la altitud. La fórmula está dada por P = P0e–g}h/RT , donde P y P0 son las presiones a la altura h y a nivel del mar, respectivamente, g es la aceleración debida a la gravedad (9.8 m/s2 ), } es el promedio de la masa molar del aire (29.0 g/mol), y R es la constante de los ga- ses. Calcule la presión atmosférica en atm a una altura de 5.0 km, suponiendo que la temperatura sea constante a 5ºC y P0 = 1.0 atm. 5.147 Una muestra de 5.72 g de grafito se calentó con 68.4 g de O2 en un matraz de 8.00 L. La reacción que se produjo fue C g g( ) ( )grafito O CO ( )2 2+ → Después de que la reacción se completó, la temperatura en el matraz fue de 182ºC. ¿Cuál era la presión total al inte- rior del matraz? 223Preguntas y problemas 05_CHAPTER 05.indd 223 12/21/09 1:09:37 PM
- 255. 224 CAPÍTULO 5 Gases 5.148 Una mezcla equimolar de H2 y D2 se efunde a través de un orificio (pequeño agujero) a cierta temperatura. Calcule la composición (en fracciones molares) del gas que atraviesa el orificio. La masa molar de D2 es de 2.014 g/mol. 5.149 Una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y carbonato de magnesio (MgCO3) con 6.26 g de masa reacciona com- pletamente con el ácido clorhídrico (HCl) para generar 1.73 litros de CO2 a 48ºC y 1.12 atm. Calcule los porcen- tajes en masa de CaCO3 y MgCO3 en la mezcla. 5.150 Una muestra de 6.11 g de una aleación de Cu-Zn reac- ciona con ácido HCl para producir hidrógeno gaseoso. Si el hidrógeno gaseoso tiene un volumen de 1.26 L a 22ºC y 728 mmHg, ¿cuál es el porcentaje de Zn en la aleación? (Sugerencia: El Cu no reacciona con HCl.) 5.151 Un supervisor de almacén midió los contenidos de un re- cipiente de acetona de 25 galones parcialmente lleno un día en que la temperatura era de 18.0ºC y la presión at- mosférica era de 750 mmHg, y encontró que quedaban 15.4 galones del disolvente. Después de sellar firmemente el recipiente, un asistente lo tiró mientras lo estaba trans- portando hacia el laboratorio orgánico. El recipiente se abolló y su volumen interno descendió a 20.4 galones. ¿Cuál será la presión total al interior del recipiente des- pués del accidente? La presión del vapor de la acetona a 18.0ºC es de 400 mmHg. (Sugerencia: En el momento en que el recipiente se selló, su presión interna, que es igual a la suma de las presiones del aire y la acetona, era la misma que la presión atmosférica.) Problemas especiales 5.152 En 2.00 min, 29.7 mL de He se efundieron a través de un pequeño orificio. En las mismas condiciones de presión y temperatura, 10.0 mL de una mezcla de CO y CO2 se efunden a través del orificio en la misma cantidad de tiempo. Calcule la composición porcentual en volumen de la mezcla. 5.153 Con respecto a la figura 5.22, explique lo siguiente: a) ¿Por qué a bajas presiones las curvas caen debajo de la lí- nea horizontal designada como gas ideal y después por qué a altas presiones se elevan por encima de la línea ho- rizontal? b) ¿Por qué todas las curvas convergen en 1 a presiones muy bajas? c) Cada curva cruza la línea hori- zontal denominada gas ideal. ¿Esto significa que en ese punto el gas se comporta de manera ideal? 5.154 Una mezcla de metano (CH4) y etano (C2H6) se almacena en un contenedor a 294 mmHg. Los gases se queman en el aire para formar CO2 y H2O. Si la presión del CO2 es de 356 mmHg medida a la misma temperatura y volumen que la mezcla original, calcule las fracciones molares de los gases. 5.155 Utilice la teoría cinética de los gases para explicar por qué el aire caliente se eleva. 5.156 Una forma de entender el aspecto físico de b en la ecua- ción de van der Waals es calcular el “volumen excluido”. Suponga que la longitud de mayor acercamiento entre dos átomos similares es la suma de sus radios (2r). a) Calcule el volumen alrededor de cada átomo al interior del cual el centro del otro átomo no puede penetrar. b) De su resultado en a), calcule el volumen excluido para 1 mol de átomos, el cual es la constante b. ¿Cómo se compara este volumen con la suma de volúmenes de 1 mol de los átomos? 5.157 Una muestra de 5.00 moles de NH3 gaseoso se mantiene en un contenedor de 1.92 L a 300 K. Si se supone que la ecuación de van der Waals da la respuesta correcta para la presión del gas calcule el error porcentual que se co- mete al utilizar la ecuación del gas ideal para calcular la presión. 5.158 La raíz de la rapidez cuadrática media de cierto óxido ga- seoso es de 493 m/s a 20ºC. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 5.159 Con respecto a la figura 5.17 vemos que el máximo de cada diagrama de distribución de rapidez se denomina la rapidez más probable (ump) debido a que es la rapidez que posee el mayor número de moléculas. Está dado por u RTmp 2 /= m . a) Compare ump con urms para el nitró- geno a 25ºC. b) El siguiente diagrama muestra las curvas de distribución de rapidez de Maxwell para un gas ideal a dos diferentes temperaturas T1 y T2. Calcule el valor de T2. 0 T1 = 300 K T2 = ? Númerodemoléculas Rapidez molecular (m/s) 500 1000 1500 2000 05_CHAPTER 05.indd 224 12/21/09 1:09:44 PM
- 256. 5.160 Una reacción gaseosa tiene lugar a un volumen y presión constantes en el cilindro mostrado. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones describe mejor la reacción? La temperatura inicial (T1) es el doble de la temperatura final (T2). a b c d ) ) ) ) A B C AB C D A B C D A + → → + + → + ++ → +B 2C D 5.161 Un hidrocarburo gaseoso (con átomos C y H) en un reci- piente de 20.2 litros de capacidad a 350 K y 6.63 atm reacciona con un exceso de oxígeno para formar 205.1 g de CO2 y 168.0 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo? 5.162 Tres matraces que contienen gases A (rojo) y B (verde) se muestran aquí. i) Si la presión en a) es de 4.0 atm, ¿cuáles son las presiones en b) y c)? ii) Calcule la presión total y la parcial de cada gas después de abrir las válvulas. Los volúmenes de a) y c) son 4.0 L y el de b) es de 2.0 L. La temperatura es la constante en todo el proceso. 5.163 El superóxido de potasio (KO2) es una fuente útil de oxí- geno empleada en equipo respiratorio. El aire exhalado contiene humedad, que reacciona con el KO2 para produ- cir oxígeno gaseoso. (Los demás productos son el hi- dróxido de potasio y el peróxido de hidrógeno.) a) Escriba una ecuación de la reacción. b) Calcule la presión a la cual el oxígeno gaseoso almacenado a 20ºC tendría la misma densidad que el oxígeno gaseoso proveniente del KO2. La densidad del KO2 a 20ºC es de 2.15 g/cm3 . Comente sus resultados. T2T1 a) b) c) Respuestas a los ejercicios de práctica 5.1 0.986 atm. 5.2 39.3 kPa. 5.3 9.29 L. 5.4 30.6 L. 5.5 4.46 × 103 mmHg. 5.6 0.68 atm. 5.7 2.6 atm. 5.8 13.1 g/L. 5.9 44.1 g/ mol. 5.10 B2H6. 5.11 96.9 L. 5.12 4.75 L. 5.13 0.338 M. 5.14 CH4: 1.29 atm; C2H6: 0.0657 atm; C3H8: 0.0181 atm. 5.15 0.0653 g. 5.16 321 m/s. 5.17 146 g/mol. 5.18 30.0 atm; 45.5 atm utili- zando la ecuación de un gas ideal. 225Respuestas a los ejercicios de práctica 05_CHAPTER 05.indd 225 12/21/09 1:10:12 PM
- 257. 226 m i s t e r i o d e l a química Sin oxígeno* En septiembre de 1991, cuatro hombres y cuatro mujeres entraron a la burbuja de vidrio más grande del mundo, conocida como Biosfera II, para probar la idea de que los humanos podrían diseñar y construir un ecosistema totalmente integrado, un modelo para hacer una futura colonia en otro planeta. Biosfera II (la Tierra se considera la Biosfera I) era un mundo completo en miniatura de 3 acres: con una selva, una sabana, un pantano, un desierto y una granja para trabajar, que se proyectó para ser autosuficiente. Este experimento único se prolongó durante dos o tres años, pero poco después surgieron indicios de que el proyecto peligraba. Al poco tiempo de que la burbuja se selló, los sensores dentro del inmueble mostraron que la concentración de oxígeno en la atmósfera de Biosfera II había caído de su nivel inicial de 21% (en volumen), mientras que la cantidad de dióxido de carbono había aumentado desde un nivel de 0.035% (en volumen), o 350 ppm (partes por millón). En forma alarmante, el nivel de oxígeno continuó cayendo a una rapidez de casi 0.5% por mes y el nivel de dióxido de carbono se mantuvo en aumento, forzando al equipo a encender los limpiadores químicos eléctricos, similares a los de los submarinos, para eliminar parte del exceso de CO2. En forma gradual, el nivel de CO2 se estabilizó alrededor de 4 000 ppm, que es elevado, pero no peligroso. Sin embargo, la pérdida de oxígeno no cesó. Por enero de 1993, luego de 16 meses de experimento, la concentración de oxígeno había caído a 14%, equi- valente a la concentración de O2 en el aire a una altitud de 4 360 metros (14 300 pies). El equipo empezó a tener problemas para realizar tareas normales. Por su seguridad, fue necesario bombear oxígeno puro en Biosfera II. Con todas las plantas presentes en Biosfera II, la producción de oxígeno debería haber sido mayor como consecuencia de la fotosíntesis. ¿Por qué descendió la concentración de oxígeno a un nivel tan bajo? Una pequeña parte de la pérdida se atribuyó al singular clima nublado que retardó el crecimiento de las plantas. La posibilidad de que el hierro del suelo había reaccionado con el oxígeno para formar óxido de hierro(III), o herrumbre, se descartó por falta de evidencia, al igual que por otras explica- ciones. La hipótesis más factible fue que los microbios (microorganismos) utilizaron el oxígeno para metabolizar el exceso de materia orgánica que se había añadido al suelo para favorecer el crecimiento de las plantas. Finalmente, ésta terminó siendo la causa. La identificación de la causa del agotamiento de oxígeno llevó a otra pregunta. El metabolismo produce dióxido de carbono. Según la cantidad de oxígeno consumido por los microbios, el nivel de CO2 debería ser de 40 000 ppm, 10 veces más de lo que se midió. ¿Qué sucedió con el exceso de gas? Después de descartar que hubiera habido una fuga al mundo exterior y reacciones entre el CO2 y compuestos del suelo y del agua, los científicos descubrieron que ¡el concreto del interior de Biosfera II había consumido grandes cantidades de CO2! El concreto es una mezcla de arena y grava que se juntan con un agente que es una mezcla de hidratos de silicato de calcio e hidróxido de calcio. El hidróxido de calcio es el ingrediente clave en el misterio del CO2. El dióxido de carbono se filtra en la estructura porosa del concreto, entonces reacciona con el hidróxido de calcio para formar carbonato de calcio y agua: Ca(OH) CO CaCO H O2 3 22 ( ) ( ) ( ) ( )s g s l+ + → * Adaptación autorizada de “Biosphere II: Out of Oxygen”, por Joe Alper, CHEM MATTERS, febrero, 1995, p. 8. Derechos registrados 1995 American Chemical Society. 05_CHAPTER 05.indd 226 12/21/09 1:10:17 PM
- 258. 227 En condiciones normales, esta reacción se produce lentamente, pero las concentraciones de CO2 en Biosfera II eran demasiado elevadas, así que la reacción se produjo mucho más rápido. De hecho, en sólo dos años, el CaCO3 se había acumulado a una profundidad de más de 2 cm en el concreto de Biosfera II. Unos 10 000 m2 de concreto expuesto habían ocultado una cantidad de 500 000 a 1 500 000 moles de CO2. El agua producida en la reacción entre el Ca(OH)2 y el CO2 ocasionó otro problema: el CO2 también reacciona con agua para formar ácido carbónico (H2CO3), y los iones de hidrógeno produci- dos por el ácido promueven la corrosión de las barras de hierro reforzado del concreto, debilitando su estructura. Esta situación se controló adecuadamente al pintar toda la superficie de concreto con una capa impermeable. Al mismo tiempo, el agotamiento del oxígeno (y también el aumento del dióxido de carbono) se hizo más lento, quizá porque ahora había menos materia orgánica en los suelos y también porque la nueva iluminación en las áreas de agricultura había estimulado la fotosíntesis. El proyecto finalizó prematuramente, y en 1996 las instalaciones fueron transformadas en un centro de educación e inves- tigación. A partir de 2007 Biosfera II está administrada por la Universidad de Arizona. El experimento de Biosfera II es un proyecto interesante del cual se puede aprender bastante acerca de la Tierra y sus habitantes. Aparte de todo, ha mostrado qué tan complejos son los ecosis- temas de la Tierra y qué difícil es recrear a la naturaleza, incluso en pequeña escala. Indicios químicos 1. ¿Qué disolución usaría en un limpiador químico para remover el dióxido de carbono? 2. La fotosíntesis convierte el dióxido de carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno gaseoso, en tanto que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua. Utilizando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos escriba las ecuaciones para estos dos procesos. 3. ¿Por qué la difusión del O2 de Biosfera II al mundo exterior no se consideró como una posible causa del agotamiento de oxígeno? 4. El ácido carbónico es un ácido diprótico. Escriba las ecuaciones para las etapas de ionización del ácido en agua. 5. ¿Cuáles son los factores que se deben considerar en la elección de un planeta en el cual se pudiera construir una estructura como la de Biosfera II? Vegetación en Biosfera II. 05_CHAPTER 05.indd 227 12/21/09 1:10:21 PM
- 259. Incendio forestal: una reacción exotérmica indeseable. Los mode- los muestran algunos productos de la combustión simple: monóxido de carbono, dióxido de carbono, agua y óxido nítrico. El último repre- senta los compuestos nitrogenados. Termoquímica 06_Chapter 6.indd 228 12/21/09 2:34:45 PM
- 260. 6.1 Naturaleza y tipos de energía 6.2 Cambios de energía en las reacciones químicas 6.3 Introducción a la termodinámica 6.4 Entalpía de las reacciones químicas 6.5 Calorimetría 6.6 Entalpía estándar de formación y de reacción 6.7 Calor de disolución y de dilución 229 Avance del capítulo • Iniciamos este capítulo con el estudio de la naturaleza y diferentes tipos de energía, los cuales, en principio, son convertibles entre sí. (6.1) • Después, ampliaremos nuestro vocabulario referente al estudio de la termoquímica, la cual es el estudio del cambio de calor en las reacciones químicas. Observaremos que la vasta mayoría de las reacciones son endotérmicas (absorben calor) o exotér- micas (liberan calor). (6.2) • Aprenderemos que la termoquímica es una parte de un tema más amplio conocido como primera ley de la termodinámica, la cual está basada en la ley de la conserva- ción de la energía. Veremos que el cambio en la energía interna se puede expresar en términos de cambios en el calor y el trabajo realizado por un sistema. (6.3) • Conoceremos un nuevo tipo de energía, denominada entalpía, cuyo cambio se aplica a procesos realizados bajo condiciones de presión constante. (6.4) • Conoceremos las formas para medir el calor en una reacción o calorimetría, en condiciones de volumen constante y presión constante, y el significado de calor espe- cífico y capacidad calorífica, cantidades que se utilizan en el trabajo experimental. (6.5) • Una vez conocidas las entalpías estándar de formación de reactivos y productos podremos calcular la entalpía de una reacción. Analizaremos formas de determinar estas cantidades, ya sea mediante el método directo a partir de los elementos o mediante el método indirecto, el cual está basado en la ley de Hess de la sumatoria de calor. (6.6) • Por último, estudiaremos los cambios de calor cuando un soluto se disuelve en un disolvente (calor de disolución) y cuando una disolución se diluye (calor de dilu- ción). (6.7) Todas las reacciones químicas obedecen a dos leyes fundamentales: la ley de la conservación de la masa y la ley de la conservación de la energía. En el capítulo 3 estudiamos las relaciones de masa entre reactivos y productos; en el presente capítulo analizaremos los cambios energéticos que acompañan a las reacciones químicas. Sumario 06_Chapter 6.indd 229 12/21/09 2:34:53 PM
- 261. 230 CAPíTULO 6 Termoquímica 6.1 Naturaleza y tipos de energía A pesar de que representa un concepto muy abstracto, “energía” es un término bastante uti- lizado. Por ejemplo, cuando nos sentimos cansados, solemos decir que no tenemos energía; es común que leamos sobre la búsqueda de alternativas a fuentes de energía no renovables. A diferencia de la materia, la energía se reconoce por sus efectos. No puede verse, tocarse, olerse o pesarse. La energía generalmente se define como la capacidad para efectuar un trabajo. En el capítulo 5 definimos trabajo como “fuerza × longitud”, pero más adelante veremos que hay otros tipos de trabajo. Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo (es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una longitud), pero no todas ellas tienen la misma importan- cia para la química. Por ejemplo, es posible aprovechar la energía contenida en las olas para realizar un trabajo útil, pero es mínima la relación entre la química y las olas. Los químicos definen trabajo como el cambio directo de energía que resulta de un proceso. La energía ciné- tica, energía producida por un objeto en movimiento, es una de las formas de energía que para los químicos tiene gran interés. Otras son la energía radiante, la energía térmica, la energía química y la energía potencial. La energía radiante, o energía solar, proviene del Sol y es la principal fuente de energía de la Tierra. La energía solar calienta la atmósfera y la superficie terrestre, estimula el creci- miento de la vegetación a través de un proceso conocido como fotosíntesis, e influye sobre los patrones globales del clima. La energía térmica es la energía asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. En general, la energía térmica se calcula a partir de mediciones de temperatura. Cuanto más vigoroso sea el movimiento de los átomos y de las moléculas en una muestra de materia, estará más caliente y su energía térmica será mayor. Sin embargo, es necesario dis- tinguir con claridad entre energía térmica y temperatura. Una taza de café a 70°C tiene mayor temperatura que una tina llena con agua caliente a 40°C, pero en la tina se almacena mucha más energía térmica porque tiene un volumen y una masa mucho mayor que la taza de café, y por tanto más moléculas de agua y mayor movimiento molecular. La energía química es una forma de energía que se almacena en las unidades estructura- les de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo de los átomos que cons- tituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte en otras formas de energía. La energía potencial es la energía disponible en función de la posición de un objeto. Por ejemplo, debido a su altitud, una piedra en la cima de una colina tiene mayor energía potencial y al caer en el agua salpicará más que una piedra semejante que se encuentre en la parte baja de la colina. La energía química se considera como un tipo de energía poten- cial porque se relaciona con la posición relativa y el arreglo de los átomos en una sustancia determinada. Todas las formas de energía se pueden convertir (al menos en principio) unas en otras. Cuando estamos bajo la luz solar sentimos calor, porque en la piel la energía radiante se convierte en energía térmica. Cuando hacemos ejercicio, la energía química almacenada en el cuerpo se utiliza para producir energía cinética. Cuando una pelota empieza a rodar cues- ta abajo, su energía potencial se transforma en energía cinética. Sin duda, existen muchos otros ejemplos. Los científicos han concluido que, aun cuando la energía se presenta en di- ferentes formas interconvertibles entre sí, ésta no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de igual magnitud), y viceversa. Este principio se resume en la ley de la conservación de la energía: la energía total del universo permanece constante. En el capítulo 5 se introdujo el concepto de la energía cinética (página 203). A medida que el agua cae de la presa, su energía potencial se convierte en energía cinética. Esta energía se utiliza para generar electricidad y se denomina energía hidroeléctrica. 06_Chapter 6.indd 230 12/21/09 2:34:53 PM
- 262. 2316.2 Cambios de energía en las reacciones químicas 6.2 Cambios de energía en las reacciones químicas A menudo los cambios de energía que ocurren durante las reacciones químicas tienen tanto interés práctico como las relaciones de masa estudiadas en el capítulo 3. Por ejemplo, las reac- ciones de combustión que utilizan combustibles, como el gas natural y el petróleo, se llevan a cabo en la vida diaria más por la energía térmica que liberan que por sus productos, que son agua y dióxido de carbono. Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, por lo general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Con frecuencia hablamos del “flujo de calor” desde un objeto caliente hacia uno frío. A pesar de que el término “calor” por sí mismo implica transferencia de energía, en general habla- mos de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios de energía que ocurren durante un proceso. La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas. Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas, primero necesi- tamos definir el sistema o la parte específica del universo que nos interesa. Para los químicos, los sistemas por lo general incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios quími- cos y físicos. Por ejemplo, suponga un experimento de neutralización ácido-base, en el que el sistema es un recipiente que contiene 50 mL de HCl al cual se agregan 50 mL de NaOH. Los alrededores son el resto del universo externo al sistema. Hay tres tipos de sistemas. Un sistema abierto puede intercambiar masa y energía, ge- neralmente en forma de calor, con sus alrededores. Por ejemplo, imagine un sistema abierto formado por una cantidad de agua en un recipiente abierto, como se muestra en la figura 6.1a). Si cerramos el recipiente, como se muestra en la figura 6.1b), de tal manera que el vapor de agua no se escape o condense en el recipiente, creamos un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente total- mente aislado podemos construir un sistema aislado, que impide la transferencia de masa o energía, como se muestra en la figura 6.1c). La combustión de hidrógeno gaseoso con oxígeno es una de las muchas reacciones quí- micas que liberan una gran cantidad de energía (figura 6.2): 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l) + energía En un proceso, cuando se absorbe o se libera calor, la energía se conserva, pero hay un intercambio de ésta entre el sistema y su entorno. Esta foto infrarroja muestra dónde hay fugas de energía (calor) dentro de una casa. Cuanto más rojo sea el color, mayor es la energía que se está perdiendo. Figura 6.1 Tres sistemas repre- sentados por agua en un reci- piente: a) un sistema abierto, el cual permite el intercambio tanto de energía como de masa con los alrededores; b) un sistema cerrado, que permite el intercam- bio de energía pero no de masa, y c) un sistema aislado, el cual no permite el intercambio de energía ni de masa (aquí el matraz está encerrado por una cubierta al vacío). a) b) c) Vapor de agua CalorCalor 06_Chapter 6.indd 231 12/21/09 2:34:56 PM
- 263. 232 CAPíTULO 6 Termoquímica En este caso, la mezcla de reacción (las moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua) se considera como el sistema, y el resto del universo como los alrededores. Debido a que la energía no se crea ni se destruye, cualquier pérdida de energía en el sistema la deben ganar los alrededores. Así, el calor generado por el proceso de combustión se transfiere del sistema a sus alrede- dores. Esta reacción es un ejemplo de un proceso exotérmico, que es cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere energía térmica hacia los alrededores. En la figura 6.3a) se muestra el cambio de energía de la combustión del hidrógeno gaseoso. Consideremos ahora otra reacción, la descomposición del óxido de mercurio(II) (HgO) a altas temperaturas: energía + 2HgO(s) ⎯→ 2Hg(l) + O2(g) Esta reacción es un ejemplo de un proceso endotérmico, en el cual los alrededores deben suministrar calor al sistema (es decir, al HgO) [figura 6.3b)]. En la figura 6.3 se puede observar que en las reacciones exotérmicas, la energía total de los productos es menor que la energía total de los reactivos. La diferencia es el calor suminis- trado por el sistema a los alrededores. En las reacciones endotérmicas ocurre exactamente lo contrario. Aquí, la diferencia entre la energía de los productos y la energía de los reactivos es igual al calor suministrado por los alrededores al sistema. Figura 6.2 El desastre del Hindenburg. Un espectacular incendio destruyó al Hindenburg, aeronave alemana llena con hidrógeno gaseoso, en Lakehurst, Nueva Jersey, en 1937. El prefijo exo- proviene del vocablo griego que significa “fuera”; endo- significa “dentro”. Figura 6.3 a) Proceso exotér- mico. b) Proceso endotérmico. Las partes a) y b) no están dibujadas en la misma escala, es decir, el calor liberado en la formación de H2O a partir de H2 y O2 no es igual al calor que se absorbe en la descomposición del HgO. Al calentar el HgO se descompone para producir Hg y O2. 2HgO(s) b) Energía 2Hg(l) + O2(g) 2H2O(l) a) Energía 2H2(g) + O2(g) Exotérmica: calor liberado por el sistema hacia los alrededores Endotérmica: calor absorbido por el sistema de los alrededores 06_Chapter 6.indd 232 12/21/09 2:35:01 PM
- 264. 2336.3 Introducción a la termodinámica 6.3 Introducción a la termodinámica La termoquímica es parte de un amplio tema llamado termodinámica, que es el estudio cien- tífico de la conversión del calor y otras formas de energía. Las leyes de la termodinámica proporcionan guías útiles para entender la energética y la dirección de los procesos. En esta sección analizaremos la primera ley de la termodinámica, que es particularmente importante para el estudio de la termoquímica. En el capítulo 18 continuaremos con el estudio de la ter- modinámica. En la termodinámica examinamos los cambios en el estado de un sistema, que se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes, por ejemplo, composi- ción, energía, temperatura, presión y volumen. Se dice que la energía, la presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado, es decir, propiedades determinadas por el estado del sistema, sin importar cómo se haya alcanzado esa condición. En otras palabras, cuando cam- bia el estado de un sistema, la magnitud del cambio de cualquier función de estado depende únicamente del estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio. El estado de cierta cantidad de un gas se especifica por su volumen, su presión y su temperatura. Considere un gas a 2 atm, 300 K y 1 L (estado inicial). Ahora suponga que se realiza un proceso a temperatura constante, en donde la presión del gas disminuye a 1 atm. De acuerdo con la ley de Boyle, su volumen debe haber aumentado a 2 L. Entonces, el estado final corresponde a 1 atm, 300 K y 2 L. El cambio de volumen (∆V) es ∆V = Vf – Vi = 2L – 1L = 1L donde Vi y Vf representan el volumen inicial y final, respectivamente. No importa cómo lle- gamos al estado final (por ejemplo, la presión del gas puede aumentar al principio y luego disminuir a 1 atm), el cambio del volumen es siempre de 1 L. Por tanto, el volumen de un gas es una función de estado. De manera similar podemos demostrar que también la presión y la temperatura son funciones de estado. La energía es otra función de estado. Con la energía potencial como ejemplo, encontra- mos que el aumento neto de la energía potencial gravitacional, cuando se parte de un mismo punto para escalar una montaña, siempre es el mismo, independientemente de la forma como se llegue (figura 6.4). Primera ley de la termodinámica La primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de conservación de la energía, establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir.1 ¿Cómo sabemos que es así? Sería imposible probar la validez de la primera ley de la termodinámica si tuviéramos que determinar el contenido total de energía del universo. In- Revisión de conceptos Clasifique cada uno de los siguientes incisos como sistema abierto, cerrado o aislado. a) Leche guardada en un termo cerrado. b) Un estudiante leyendo en su dormitorio. c) El aire dentro de una pelota de tenis. 1 Vea la nota al pie de la página 43 (capítulo 2) para un análisis de la relación entre energía y masa en las reac- ciones químicas. Los cambios en las funciones de estado no dependen de la trayectoria que los produjo, únicamente del estado inicial y final. La letra griega delta ∆ simboliza cambio. Este símbolo en el texto se refiere a final – inicial. Recuerde que un objeto posee energía potencial en virtud de su posición o composición química. 06_Chapter 6.indd 233 12/21/09 2:35:01 PM
- 265. 234 CAPíTULO 6 Termoquímica cluso, sería muy difícil determinar el contenido total de energía de 1 g de hierro. Por fortuna, podemos demostrar la validez de la primera ley midiendo sólo el cambio de la energía interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio en la energía interna ∆E está dado por ∆E = Ef – Ei donde Ei y Ef representan la energía interna del sistema en el estado inicial y el estado final, respectivamente. La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía po- tencial. El componente de energía cinética consiste en los diversos tipos de movimiento mole- cular y en el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. La energía potencial está determinada por las fuerzas de atracción entre los electrones y los núcleos, por las fuerzas de repulsión que existen entre los electrones y entre los núcleos de moléculas individuales, así como por la interacción entre las moléculas. Es imposible medir con exactitud todas estas contribuciones, de manera que no podemos calcular con certeza la energía total de un sistema. Por otra parte, sí podemos determinar en forma experimental los cambios de energía. Considere la reacción entre 1 mol de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso para producir 1 mol de dióxido de azufre: S(s) + O2(g) ⎯→ SO2(g) En este caso, el sistema se compone de las moléculas de los reactivos S y O2 (estado inicial), así como de las moléculas del producto SO2 (estado final). Aunque no conocemos el contenido de energía interna de las moléculas de los reactivos ni de las moléculas del produc- to, podemos medir con exactitud el cambio en el contenido de energía ∆E, dado por ∆E = E(producto) – E(reactivos) = contenido de energía de 1 mol SO2(g) – contenido de energía de [1 mol S(s) + 1 mol O2(g)] Esta reacción desprende calor. Por tanto, la energía del producto es menor que la de los reac- tivos, y ∆E es negativo. Si la liberación de calor en la reacción anterior significa que una parte de la energía quími- ca contenida en las moléculas se convierte en energía térmica, concluimos que la transferencia de energía desde el sistema a los alrededores no cambia la energía total del universo. Es decir, la suma de los cambios de energía debe ser igual a cero: ∆Esist + ∆Ealred = 0 o ∆Esist = –∆Ealred Figura 6.4 La ganancia de energía potencial gravitacional que se presenta cuando una per- sona escala de la base a la cima de una montaña es independiente de la ruta que se tome. Azufre quemándose en el aire para formar SO2. 06_Chapter 6.indd 234 12/21/09 2:35:03 PM
- 266. 2356.3 Introducción a la termodinámica donde los subíndices “sist” y “alred” se refieren al sistema y los alrededores, respectivamente. Así, si un sistema experimenta un cambio de energía ∆Esist, el resto del universo, o los alre- dedores, deben experimentar un cambio de energía de igual magnitud pero de signo opuesto (–∆Ealred); la energía ganada en algún lugar se debe haber perdido en algún otro sitio. Además, debido a que la energía puede cambiar de una forma a otra, la energía perdida por un sistema puede haberla ganado otro sistema en una forma diferente. Por ejemplo, la energía que se pierde por la combustión del petróleo en una planta de energía puede llegar a las casas en forma de energía eléctrica, calor, luz, entre otras. En química, generalmente estudiamos los cambios asociados al sistema (como un matraz con reactivos y productos) y no a los alrededores. Por tanto, una forma más útil para la primera ley es ∆E = q + w (6.1) (Omitimos el subíndice “sist” para simplificar la expresión.) La ecuación (6.1) establece que el cambio en la energía interna ∆E de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo w realizado sobre (o por) el sistema. El convenio de signos para q y w es el siguiente: q es positivo para un proceso endotérmico y negativo para un proceso exotérmico, y w es positivo para el trabajo realizado por los alrededores sobre el sistema, y negativo para el trabajo ejecutado por el sistema sobre los alrededores. Podemos pensar en la primera ley de la termodinámica como un balance de energía, de manera muy similar al balance financiero de dinero guardado en un banco que realiza transacciones de tipo de cambio. Puede sacar o depositar dinero en cualquiera de dos diferentes monedas (igual que el cambio de energía debido al intercambio de calor y el trabajo realizado). No obstante, el valor de la cuenta bancaria depende sólo de la cantidad neta de dinero sobrante después de estas transacciones, no de la moneda que se utilizó. La ecuación (6.1) quizá parezca abstracta, pero en realidad es muy lógica. Si un sistema pierde calor hacia los alrededores o realiza un trabajo sobre los alrededores, es de esperar que su energía interna disminuya, pues ambos son procesos que consumen energía. Por esta razón, tanto q como w son negativos. Por lo contrario, si se agrega calor a un sistema o se realiza un trabajo sobre él, entonces la energía interna del sistema aumentaría. En este caso, tanto q como w son positivos. En la tabla 6.1 se resumen los convenios para los signos de q y de w. Trabajo y calor Ahora estudiaremos la naturaleza del trabajo y del calor con mayor detalle. Trabajo Ya hemos visto que el trabajo se define como una fuerza F multiplicada por una longitud d: w = F × d (6.2) En termodinámica, el trabajo tiene un significado mucho más amplio que incluye trabajo me- cánico (por ejemplo, una grúa que levanta una barra de acero), trabajo eléctrico (una batería Utilizamos letras minúsculas (como w y q) para representar cantidades termodinámicas que no son funciones de estado. Por convenio, algunas veces omitimos la palabra “interna” cuando analizamos la energía de un sistema. TABLA 6.1 Convenio de signos para trabajo y calor Proceso Signo Trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores – Trabajo realizado sobre el sistema por los alrededores + Calor absorbido por el sistema de los alrededores (proceso endotérmico) + Calor absorbido por los alrededores del sistema (proceso exotérmico) – 06_Chapter 6.indd 235 12/21/09 2:35:03 PM
- 267. 236 CAPíTULO 6 Termoquímica que suministra electrones a la bombilla de una linterna), trabajo de superficie (cuando explota una burbuja de jabón). En esta sección nos enfocaremos al trabajo mecánico; en el capítulo 19 estudiaremos la naturaleza del trabajo eléctrico. Una manera de ejemplificar el trabajo mecánico se logra mediante el estudio de la expan- sión o compresión de un gas. Muchos procesos químicos y biológicos implican cambios en el volumen de gases. La inhalación y exhalación de aire implica la expansión y contracción de pequeñas bolsas que se conocen como alveolos pulmonares. Otro ejemplo es el motor de combustión interna de los automóviles. La sucesiva expansión y compresión de los cilindros debido a la combustión de la mezcla de gasolina y aire proporciona energía al vehículo. En la figura 6.5 se muestra un gas en un cilindro cerrado con un pistón móvil que no pesa y no provoca fricción, bajo ciertas condiciones de temperatura, presión y volumen. Cuando se ex- pande, el gas empuja el pistón hacia arriba en contra de la presión atmosférica externa P, que es constante. El trabajo que realiza el gas sobre los alrededores es w = –P∆V (6.3) donde ∆V, el cambio de volumen, está dado por Vf – Vi. El signo menos en la ecuación (6.3) se debe al convenio para w. Para la expansión de un gas (trabajo hecho por el sistema), ∆V > 0, por tanto, –P∆V es una cantidad negativa. Para la compresión de un gas (se realiza un trabajo sobre el sistema), ∆V < 0 y –P∆V es una cantidad positiva. La ecuación (6.3) se obtuvo al considerar que presión × volumen se expresa como (fuer- za/área) × volumen; es decir, P V F d d F d w× = × = × =2 3 presión volumen donde F es la fuerza de oposición y d tiene dimensiones de longitud, d2 tiene dimensiones de área y d3 tiene dimensiones de volumen. Así, el producto de presión por volumen es igual a fuerza por longitud, o trabajo. Observe que para un incremento dado del volumen (es decir, para cierto valor de ∆V), el trabajo realizado depende de la magnitud de la presión de oposi- ción externa P. Si P es cero (es decir, si el gas se expande contra el vacío), el trabajo realizado también debe ser cero. Si P es algo positiva, con un valor diferente de cero, entonces el trabajo realizado está dado por –P∆V. De acuerdo con la ecuación (6.3), las unidades para el trabajo realizado por o sobre un gas son litros-atmósferas. Para expresar el trabajo realizado en joules, que son unidades más comunes, utilizamos un factor de conversión (vea el apéndice 2) 1 L · atm = 101.3 J P P V∆ Figura 6.5 Expansión de un gas contra una presión externa constante (como la presión atmosférica). El gas está en un cilindro cerrado con un pistón movible y sin peso. El trabajo realizado está dado por –P∆V. Debido a que ∆V > 0, el trabajo realizado es una cantidad nega- tiva. Observe que con frecuencia “–PΔV” se refiere como trabajo “P–V”. 06_Chapter 6.indd 236 12/21/09 2:35:06 PM
- 268. 2376.3 Introducción a la termodinámica En el ejemplo 6.1 se muestra que el trabajo no es una función de estado. A pesar de que el estado inicial y final es el mismo en los incisos a) y b), la cantidad de trabajo realizado es diferente porque las presiones externas de oposición son distintas. No podemos escribir ∆w = wf – wi para un cambio. El trabajo realizado no sólo depende de los estados inicial y final, sino también de cómo se lleva a cabo el proceso. Cierto gas se expande de un volumen de 2.0 L a 6.0 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado por el gas si la expansión ocurre: a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 1.2 atm. Estrategia En este caso es útil un simple esquema de la situación: El trabajo realizado durante la expansión de un gas es igual al producto de la presión externa de oposición por el cambio de volumen. ¿Cuál es el factor de conversión entre L · atm y J? Solución a) Debido a que la presión externa es cero, no se realiza trabajo durante la expansión w = –P∆V = –(0) (6.0 – 2.0) L = 0 b) La presión externa de oposición es de 1.2 atm, así w = −P∆V = –(1.2 atm) (6.0 – 2.0) L = –4.8 L ⋅ atm Para convertir las unidades en joules, escribimos w = − ⋅ × ⋅ = − × 4 8 101 3 1 4 9 102 . . . L atm J L atm J Verificación Debido a que se trata de una expansión de gas (el trabajo lo realiza el sistema sobre los alrededores), el trabajo realizado tiene un signo negativo. Ejercicio de práctica Un gas se expande de 264 a 971 mL a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado por el gas (en joules) si se expande a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 4.00 atm. EjEmPLo 6.1 Problemas similares: 6.15, 6.16. Debido a que la temperatura se mantiene constante, se puede utilizar la ley de Boyle para mostrar que la presión final es la misma en a) y en b). 06_Chapter 6.indd 237 12/21/09 2:35:08 PM
- 269. 238 CAPíTULO 6 Termoquímica Calor El otro componente de la energía interna es el calor, q. Igual que el trabajo, el calor no es una función de estado. Por ejemplo, se necesitan 4 184 J de energía para elevar la temperatura de 100 g de agua de 20 a 30°C. Esta energía se puede obtener a) directamente como energía ca- lorífica mediante un mechero de Bunsen, sin hacer nada al agua; b) haciendo trabajo sobre el agua, pero sin añadirle energía calorífica (por ejemplo, batiéndola con un agitador magnético) o c) combinando los procedimientos descritos en a) y b). Esta sencilla ilustración muestra que el calor asociado con determinado proceso, como el trabajo, depende de cómo se lleve a cabo dicho proceso. Es importante observar que sin importar el procedimiento que se utilice, el cambio en energía interna del sistema, ∆E, depende de la suma de (q + w). Si cambiar la ruta del estado inicial al final incrementa el valor de q, entonces esta acción disminuirá el valor de w en la misma cantidad y viceversa, así que ∆E permanece sin cambio. En resumen, el calor y el trabajo no son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan sólo durante un proceso (durante un cambio). Así, sus valores dependen de la trayectoria que sigue el proceso y varían de acuerdo con ella. El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro, como el que se muestra en la figura 6.5, es de 462 J. Durante este proceso hay transferencia de calor de 128 J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este proceso. Estrategia La compresión es el trabajo realizado sobre el gas, así que, ¿cuál es el signo para w? El gas libera calor hacia los alrededores. ¿Se trata de un proceso endotérmico o exotérmico? ¿Cuál es el signo de q? Solución Para calcular el cambio de energía del gas, necesitamos la ecuación (6.1). El trabajo de compresión es positivo y debido a que el gas libera calor, el valor de q es negativo. Por tanto, tenemos E q w= + = − + = 128 462 J J 334 J ∆ Como resultado, la energía del gas aumenta en 334 J. Ejercicio de práctica Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 279 J. Al mismo tiempo, absorbe 216 J de calor de los alrededores. ¿Cuál es el cambio en la energía del sistema? EjEmPLo 6.2 Problemas similares: 6.17, 6.18. Revisión de conceptos Dos gases ideales se colocan en dos recipientes de igual volumen a la misma temperatura y presión. Uno tiene un volumen fijo, pero el otro es un cilindro con un pistón móvil integrado como el que se muestra en la figura 6.5. En un principio, las presiones de gas son iguales a la presión atmosférica externa. Luego, los gases se calientan con un mechero de Bunsen. En estas condiciones, ¿cuáles son los signos q y w para los gases? 06_Chapter 6.indd 238 12/21/09 2:35:10 PM
- 270. 239 6.4 Entalpía de las reacciones químicas El siguiente paso consiste en ver cómo se puede aplicar la primera ley de la termodinámica a procesos desarrollados en condiciones diferentes. En especial, consideraremos dos situacio- nes que se presentan con mayor frecuencia en el laboratorio: una en la cual el volumen del q u í m i c a en acción Máquina para fabricar nieve en operación. Fabricar nieve e inflar un neumático de bicicleta Muchos fenómenos en la vida cotidiana se pueden explicar mediante la primera ley de la termodinámica. Aquí anali- zaremos dos ejemplos interesantes para los amantes de las acti- vidades al aire libre. Fabricar nieve Si usted es un ávido esquiador de cuestas descendentes, quizá haya esquiado sobre nieve artificial. ¿De qué manera se puede contar con este material en cantidades suficientes para satisfacer las necesidades de los esquiadores en días sin nieve? El secreto para la fabricación de nieve está en la ecuación ∆E = q + w. Una máquina para fabricar nieve contiene una mezcla de aire compri- mido y vapor de agua a 20 atm, aproximadamente. Debido a la gran diferencia de presiones entre el tanque y la presión atmos- férica, cuando la mezcla se rocía hacia la atmósfera se expande con tanta rapidez que, a grandes rasgos, no ocurre intercambio alguno de calor entre el sistema (aire y agua) y sus alrededores; es decir, q = 0. (En termodinámica, un proceso de este tipo se denomina proceso adiabático.) Por tanto, escribimos ∆E = q + w = w Debido a que el sistema realiza un trabajo sobre los alrededo- res, w es una cantidad negativa, y se presenta disminución de la energía del sistema. La energía cinética es parte de la energía total del sistema. En la sección 5.7 estudiamos que la energía cinética promedio de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta [ecua- ción (5.15)]. Por tanto, el cambio en la energía ∆E está dado por ∆E = C∆T donde C es la constante de proporcionalidad. Debido a que el valor de ∆E es negativo, ∆T también debe ser negativo, y este efecto de enfriamiento (o la disminución de la energía cinética de las moléculas de agua) es responsable de la formación de la nieve. Aunque sólo necesitamos agua para formar nieve, la presencia de aire, que también se enfría durante la expansión, ayuda a disminuir la temperatura del vapor de agua. Inflar un neumático de bicicleta Si alguna vez ha bombeado aire a un neumático de bicicleta, quizá se haya percatado del efecto de calentamiento en el pivote de la válvula. Este fenómeno también se puede explicar me- diante la primera ley de la termodinámica. La acción de bom- bear comprime el aire al interior de la bomba y del neumático. El proceso es lo suficientemente rápido para que se considere como un proceso de tipo adiabático, de manera que q = 0 y ∆E = w. Debido a que el trabajo se realiza sobre el gas en este caso (está siendo comprimido), el valor de w es positivo, y se presenta un incremento de energía. Por tanto, la temperatura del sistema también aumenta, de acuerdo con la ecuación ∆E = C∆T 06_Chapter 6.indd 239 12/21/09 2:35:12 PM
- 271. 240 CAPíTULO 6 Termoquímica sistema se mantiene constante y otra en la que la presión aplicada sobre el sistema se mantiene constante. Si una reacción química se realiza a volumen constante, entonces ∆V = 0 y no resultará trabajo P-V a partir de este cambio. De la ecuación (6.1) se sigue que ∆E = q – P∆V = qv (6.4) Se agrega el subíndice “v” para recordar que se trata de un proceso a volumen constante. A primera vista, esta ecuación puede parecer extraña, ya que antes se señaló que q no es una función de estado. No obstante, el proceso se realiza en condiciones de volumen constante, por lo que el cambio de calor tiene sólo un valor específico, el cual es igual a ∆E. Entalpía Muchas veces, las condiciones de volumen constante no son convenientes y en ocasiones son imposibles de alcanzar. La mayoría de las reacciones ocurren en condiciones de presión cons- tante (por lo general a presión atmosférica). Si dicha reacción produce un incremento neto en el número de moles de un gas, entonces el sistema realiza un trabajo sobre los alrededores (expansión). Esto se debe al hecho de que para que el gas formado ingrese a la atmósfera, debe actuar contra la presión atmosférica. De manera contraria, si se consumen más moléculas de gas de las que se producen, los alrededores realizan el trabajo sobre el sistema (compresión). Por último, no se realiza trabajo alguno si no hay un cambio neto en el número de moles de los gases de reactivos a productos. En general, para un proceso a presión constante escribimos ∆E = q + w = qp – P∆V o qp = ∆E + P∆V (6.5) donde el subíndice “p” denota condiciones a presión constante. Ahora presentamos una nueva función termodinámica de un sistema llamada entalpía (H), la cual se define por medio de la ecuación H = E + PV (6.6) donde E es la energía interna del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, res- pectivamente. Debido a que E y PV tienen unidades de energía, la entalpía también las tiene. Además, E, P y V son funciones de estado, es decir, los cambios en (E + PV) dependen sólo de los estados inicial y final. Por tanto, el cambio en H, o ∆H, también depende sólo de los estados inicial y final, es decir, H es una función de estado. Para cualquier proceso, el cambio de entalpía de acuerdo con la ecuación (6.6) está dado por ∆H = ∆E + ∆(PV) (6.7) Si la presión se mantiene constante, entonces ∆H = ∆E + P∆V (6.8) Si se compara la ecuación (6.8) con la ecuación (6.5), podemos ver que para un proceso a presión constante, qp = ∆H. Una vez más, aunque q no es una función de estado, el cambio de calor a presión constante es igual a ∆H debido a que la “trayectoria” está definida y en consecuencia puede tener sólo un valor específico. Recuerde que w = – P∆V. 06_Chapter 6.indd 240 12/21/09 2:35:13 PM
- 272. 2416.4 Entalpía de las reacciones químicas Ahora tenemos dos cantidades: ∆E y ∆H, que se pueden asociar a una reacción. Si ésta ocurre en condiciones de volumen constante, entonces el cambio de calor, qv, es igual a ∆E. Por otro lado, cuando la reacción se realiza a presión constante, el cambio de calor, qp, es igual a ∆H. Entalpía de las reacciones Debido a que la mayoría de las reacciones son procesos a presión constante, podemos igualar el cambio de calor en estos casos con el cambio de entalpía. Para cualquier reacción del tipo reactivos ⎯→ productos definimos el cambio en entalpía, denominada la entalpía de reacción, ∆H, como la diferen- cia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos: ∆H = H(productos) – H(reactivos) (6.9) La entalpía de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. Para un proceso endotérmico (el sistema absorbe calor de los alrededores), ∆H es positivo (es decir, ∆H > 0). Para un proceso exotérmico (el sistema libera calor hacia los alrededores), ∆H es negativo (es decir, ∆H < 0). Una analogía del cambio de entalpía es el cambio en el capital de una cuenta bancaria. Suponga que su capital inicial es de 100 dólares. Después de una transacción (de depósito o de retiro), el cambio en el capital bancario, ∆X, está dado por ∆X = Xfinal – Xinicial en donde X representa el capital bancario. Si deposita 80 dólares en la cuenta, entonces ∆X = $180 – $100 = $80. Esto corresponde a una reacción endotérmica. (El aumento del capital es igual al aumento de la entalpía del sistema.) Por otra parte, un retiro de 60 dólares significa que ∆X = $40 – $100 = –$60. El signo negativo de ∆X significa que ha disminuido el capital. De igual forma, un valor negativo de ∆H significa una disminución de la entalpía del sistema como resultado de un proceso exotérmico. La diferencia entre esta analogía y la ecuación (6.9) radica en que, si bien siempre se conoce el capital bancario exacto, no hay forma de conocer la entalpía individual de productos y reactivos. En la práctica sólo es posible medir la diferencia de sus valores. Ahora aplicaremos la idea de los cambios de entalpía a dos procesos comunes, el primero implica un cambio físico y el segundo, un cambio químico. Ecuaciones termoquímicas A 0°C y 1 atm de presión, el hielo se funde para formar agua líquida. Las mediciones han de- mostrado que por cada mol de hielo que se convierte en agua líquida bajo dichas condiciones, el sistema (hielo) absorbe 6.01 kilojoules (kJ) de energía. Debido a que la presión es constan- te, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía ∆H. Además, éste es un proceso endotér- mico, como es de esperarse para un cambio que absorbe energía como es la fusión del hielo [figura 6.6a)]. Por tanto, ∆H es una cantidad positiva. La ecuación para este cambio físico es H2O(s) ⎯→ H2O(l) ∆H = 6.01 kJ/mol El término “por mol” en la unidad para ∆H significa que éste es el cambio de entalpía por mol en la reacción (o proceso) como está escrita, es decir, cuando 1 mol de hielo se convierte en 1 mol de agua líquida. En la sección 6.5 analizaremos formas de medir los cambios de calor a volumen y presión constantes. Esta analogía supone que no se sobregirará de su cuenta bancaria. La entalpía de una sustancia no puede ser negativa. 06_Chapter 6.indd 241 12/21/09 2:35:14 PM
- 273. 242 CAPíTULO 6 Termoquímica Como otro ejemplo, considere la combustión del metano (CH4), el principal componente del gas natural: CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = –890.4 kJ/mol Por experiencia sabemos que la combustión del gas natural libera calor hacia los alrededores, por lo que se trata de un proceso exotérmico. En condiciones de presión constante este cambio de calor es igual al cambio de entalpía y ∆H debe tener un signo negativo [figura 6.6b)]. Una vez más, la unidad “por mol de reacción” para ∆H significa que cuando un 1 mol de CH4 re- acciona con dos moles de O2 para producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O líquida, se liberan 890.4 kJ de energía calorífica a los alrededores. Es importante recordar que el valor ∆H no se refiere a un reactivo o producto en particular. Simplemente significa que el valor mencionado de ∆H se refiere a todas las especies que reaccionan en cantidades molares. Por tanto, se pue- den crear los siguientes factores de conversión: − − −890.4 kJ 1 mol CH 890.4 kJ 2 moles O 890.4 4 2 kJ 1 mol CO 890.4 kJ 2 moles H O2 2 − Expresar ∆H en unidades de kJ/mol (en vez de sólo kJ) se ajusta a la convención estándar; su mérito se observará cuando continuemos en el estudio de la termodinámica en el capítulo 18. Las ecuaciones que representan la fusión del hielo y la combustión del metano son ejem- plos de ecuaciones termoquímicas, que muestran tanto los cambios de entalpía como las relaciones de masa. Es esencial especificar una ecuación balanceada cuando se aluda al cam- bio de entalpía de una reacción. La siguiente guía es de utilidad para escribir e interpretar las ecuaciones termoquímicas: 1. Cuando escribimos ecuaciones termoquímicas debemos especificar siempre los estados físicos de todos los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cam- bios reales de entalpía. Por ejemplo, en la ecuación de la combustión de metano, si mos- tramos el vapor de agua y no el agua líquida como producto, CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = –802.4 kJ/mol el cambio de entalpía sería de –802.4 kJ y no –890.4 kJ debido a que necesitamos 88.0 kJ para convertir 2 moles de agua líquida en vapor de agua; es decir, 2H2O(l) ⎯→ 2H2O(g) ∆H = 88.0 kJ/mol Figura 6.6 a) La fusión de 1 mol de hielo a 0ºC (proceso endotérmico) provoca un incre- mento en la entalpía del sistema de 6.01 kJ. b) La combustión de 1 mol de metano en oxígeno gaseoso (un proceso exotérmico) da como resultado una disminu- ción de la entalpía del sistema de 890.4 kJ. Las partes a) y b) no están dibujadas a la misma escala. Metano gaseoso quemándose en un mechero de Bunsen. CO2(g) + 2H2O(l) b) Entalpía CH4(g) + 2O2(g) H2O(s) a) Entalpía H2O(l) Calor absorbido por el sistema de los alrededores H = 6.01 kJ/mol Calor liberado por el sistema hacia los alrededores H = –890.4 kJ/mol∆∆ 06_Chapter 6.indd 242 12/21/09 2:35:20 PM
- 274. 2436.4 Entalpía de las reacciones químicas 2. Si multiplicamos ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces ∆H también debe cambiar por el mismo factor. Regresando a la fusión del hielo H2O(s) ⎯→ H2O(l) ∆H = 6.01 kJ/mol Si multiplicamos toda la ecuación por 2; es decir, si establecemos n = 2, entonces 2H2O(s) ⎯→ 2H2O(l) ∆H = 2(6.01 kJ/mol) = 12.0 kJ/mol 3. Cuando invertimos una ecuación, cambiamos los papeles de reactivos y productos. Como consecuencia, la magnitud de ∆H para la ecuación se mantiene igual, pero cambia el sig- no. Por ejemplo, si una reacción consume energía térmica de sus alrededores (es decir, es endotérmica), entonces la reacción hacia la izquierda debe liberar energía térmica hacia sus alrededores (es decir, debe ser exotérmica) y la expresión del cambio de entalpía tam- bién debe cambiar su signo. Así, al invertir la fusión del hielo y la combustión del metano, las ecuaciones termoquímicas son H2O(l) ⎯→ H2O(s) ∆H = –6.01 kJ/mol CO2(g) + 2H2O(s) ⎯→ CH4(g) + 2O2(g) ∆H = 890.4 kJ/mol y lo que era un proceso endotérmico se convierte en un proceso exotérmico, y viceversa. Observe que H es una cantidad prolongada. Dada la ecuación termoquímica 2SO2(g) + O2(g) ⎯→ 2SO3(g) ∆H = –198.2 kJ/mol calcule el calor emitido cuando 87.9 g de SO2 (masa molar = 64.07 g/mol) se convierte en SO3. Estrategia La ecuación termoquímica muestra que por cada 2 moles de SO2 que reaccionan, se desprenden 198.2 kJ de calor (observe el signo negativo). Por tanto, el factor de conversión es −198 2. kJ 2 moles SO2 ¿Cuántos moles de SO2 hay en 87.9 g de SO2? ¿Cuál es el factor de conversión entre gramos y moles? Solución Primero, debemos calcular el número de moles de SO2 en 87.9 g de compuesto y después hallar el número de kilojoules que produjo la reacción exotérmica. La secuencia de las conversiones es: gramos de SO2 ⎯→ moles de SO2 ⎯→ kilojoules de calor generado Por tanto, el cambio de entalpía de esta reacción está dado por H = × × − 87 9 198 2 . . g SO 1 mol SO 64.07 g SO k 2 2 2 JJ 2 moles SO kJ 2 = −136 y el calor liberado a los alrededores es de 136 kJ. (continúa) EjEmPLo 6.3 ∆ 06_Chapter 6.indd 243 12/21/09 2:35:23 PM
- 275. 244 CAPíTULO 6 Termoquímica Comparación entre ∆H y ∆E ¿Qué relación hay entre ∆H y ∆E en un proceso? Para saberlo, podemos considerar la reac- ción entre el sodio metálico y el agua: 2Na(s) + 2H2O(l) ⎯→ 2NaOH(ac) + H2(g) ∆H = –367.5 kJ/mol Esta ecuación termoquímica establece que cuando dos moles de sodio reaccionan con un exceso de agua, se desprenden 367.5 kJ de calor. Observe que uno de los productos es hidró- geno gaseoso, el cual debe empujar al aire para ingresar a la atmósfera. En consecuencia, una parte de la energía producida por la reacción se utiliza para realizar el trabajo de empujar un volumen de aire (∆V) contra la presión atmosférica (P) (figura 6.7). Para calcular el cambio en energía interna reorganizamos la ecuación (6.8) de la siguiente manera: ∆E = ∆H – P∆V Si suponemos una temperatura de 25ºC e ignoramos el pequeño cambio en el volumen de la disolución, podemos demostrar que el volumen de 1 mol de H2 gaseoso a 1.0 atm y 298 K es de 24.5 L, de manera que –P∆V = –24.5 L · atm o –2.5 kJ. Finalmente, ∆E = –367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = –370.0 kJ/mol Este cálculo muestra que ∆E y ∆H son aproximadamente lo mismo. La razón de que el valor de ∆H sea más pequeño que el de ∆E en magnitud es que una parte de la energía interna liberada se usa para realizar el trabajo de expansión del gas, por lo que se desprende menos calor. Para reacciones que no implican gases, el valor de ∆V por lo general es muy pequeño, de manera que ∆E es prácticamente igual a ∆H. Otra forma de calcular el cambio de energía interna de una reacción gaseosa es suponer un comportamiento de gas ideal y temperatura constante. En este caso, ∆E = ∆H – ∆(PV) = ∆H – ∆(nRT) = ∆H – RT∆n (6.10) Verificación Como 87.9 g es menos que el doble de la masa molar de SO2 (2 × 64.07 g) como se muestra en la ecuación termoquímica anterior, esperamos que el calor liberado sea menor que 198.2 kJ. Ejercicio de práctica Calcule el calor emitido cuando se queman 266 g de fósforo blanco (P4) en aire, de acuerdo con la ecuación P4(s) + 5O2(g) ⎯→ P4O10(s) ∆H = –3013 kJ/mol Problema similar: 6.26. El sodio reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso. Recuerde que 1 L ∙ atm = 101.3 J. Para reacciones que no producen un cambio en el número de moles de gases de reactivos a productos [por ejemplo, H2(g) + F2(g) ⎯→ 2HF(g)], ∆E = ∆H. Figura 6.7 a) Vaso de pre- cipitados dentro de un cilindro tapado con un pistón móvil. La presión interior es igual a la presión atmosférica. b) A medida que el sodio metálico reacciona con el agua, el hidró- geno gaseoso generado empuja el pistón hacia arriba (realizando un trabajo sobre los alrededores) hasta que la presión interior de nuevo iguala a la exterior. Aire + vapor de agua + H2 gaseoso P a) b) Aire+vapor de agua P 06_Chapter 6.indd 244 12/21/09 2:35:26 PM
- 276. 2456.5 Calorimetría donde ∆n se define como ∆n = número de moles de productos gaseosos – número de moles de reactivos gaseosos. El monóxido de carbono se quema en el aire para formar dióxido de carbono. Calcule el cambio en la energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a 1 atm y 25ºC. 2CO(g) + O2(g) ⎯→ 2CO2(g) ∆H = –566.0 kJ/mol Estrategia Tenemos la información del cambio de entalpía, ∆H, para la reacción y se nos pide calcular el cambio en la energía interna, ∆E. Por tanto, necesitamos la ecuación (6.10). ¿Cuál es el cambio en el número de moles de los gases? ∆H se da en kilojoules, así ¿qué unidades se deben utilizar para R? Solución A partir de la ecuación química podemos observar que 3 moles de gases se convierten en 2 moles de gases, de manera que ∆n = número de moles del producto gaseoso – número de moles de los reactivos gaseosos = 2 – 3 = –1 Usando 8.314 J/K · mol para R y T = 298 K en la ecuación (6.10), escribimos ∆∆∆E H RT n= − = − − ⋅566 0 8 314. ( . kJ/mol J/K mol) 1 kJJ 1000 J K) kJ/ − = − ( ( ) . 298 1 563 5 mmol Verificación Si se sabe que el sistema de reactivos gaseosos experimenta una compresión (de 3 a 2 moles), ¿es razonable tener ∆H > ∆E en magnitud? Ejercicio de práctica ¿Cuál es el valor de ∆E para la formación de 1 mol de CO a 1 atm y 25ºC? C(grafito) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO(g) ∆H = –110.5 kJ/mol EjEmPLo 6.4 6.5 Calorimetría En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un ca- lorímetro, recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito. Nuestra discusión acerca de la calorimetría, la medición de los cambios de calor, dependerá de la comprensión de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica, por lo cual se considerarán en primer término. Problema similar: 6.27. Revisión de conceptos ¿Cuál de los siguientes procesos a presión constante tiene la menor diferencia entre ∆E y ∆H? a) agua ⎯→ vapor de agua b) agua ⎯→ hielo c) hielo ⎯→ vapor de agua 06_Chapter 6.indd 245 12/21/09 2:35:29 PM
- 277. 246 CAPíTULO 6 Termoquímica Calor específico y capacidad calorífica El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Sus unidades son J/g · ºC. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades son J/ºC. El calor específico es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre capacidad calorífica y calor específico de una sustancia suele ser C = ms (6.11) donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico del agua es 4.184 J/g · ºC, y la capacidad calorífica de 60.0 g de agua es (60.0 g) (4.184 J/g ⋅ °C) = 251 J/°C En la tabla 6.2 se muestra el calor específico de algunas sustancias comunes. Si conocemos el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra (∆t) indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor están dadas por q = ms∆t (6.12) q = C∆t (6.13) donde ∆t es el cambio de la temperatura: ∆t = tfinal – tinicial La convención para el signo de q es igual que para el cambio de entalpía; q es positivo para procesos endotérmicos, y negativo para procesos exotérmicos. Problema similar: 6.33. Calor específico Sustancia (j/gT°C) Al 0.900 Au 0.129 C (grafito) 0.720 C (diamante) 0.502 Cu 0.385 Fe 0.444 Hg 0.139 H2O 4.184 C2H5OH (etanol) 2.46 Calor específico de algunas sustancias comunes TABLA 6.2 Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8.50 hasta 74.60ºC. Calcule la cantidad de calor (en kilojoules) absorbido por el agua. Estrategia Conocemos la cantidad de agua y su calor específico. Con esta información y la elevación de la temperatura podemos calcular la cantidad de calor absorbido (q). Solución Con la ecuación (6.12) escribimos ∆∆q ms t= = ⋅ ° ° −(466 g) (4.184 J/g C) (74.60 C 8.50°° = × × = C) j 1 kJ J kJ 1 29 10 1000 129 5 . Verificación Las unidades g y ºC se cancelan, y queda la unidad kJ deseada. Debido a que el agua absorbe calor de los alrededores, el signo es positivo. Ejercicio de práctica Una barra de hierro cuya masa es de 869 g se enfría a partir de 94 a 5°C. Calcule la cantidad de calor liberada (en kilojoules) por el metal. EjEmPLo 6.5 06_Chapter 6.indd 246 12/21/09 2:35:30 PM
- 278. 2476.5 Calorimetría Calorimetría a volumen constante El calor de combustión por lo general se mide colocando una masa conocida de un compuesto en un recipiente de acero, llamado bomba calorimétrica a volumen constante, que se llena con oxígeno aproximadamente a 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua, como se muestra en la figura 6.8. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción de combustión se calcula con exactitud registrando el au- mento en la temperatura del agua. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño especial de la bomba calorimétrica permite suponer que no hay pérdida de calor (o de masa) hacia los alrededores durante el tiempo en que se realizan las mediciones. Como consecuencia, se dice que la bomba calorimétrica y el agua en la cual se su- merge constituyen un sistema aislado. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante el proceso, el cambio de calor del sistema (qsistema) debe ser cero y podemos escribir qsistema = qcal + qreac = 0 (6.14) donde qcal y qreac son los cambios de calor del calorímetro y la reacción, respectivamente. Así, qreac = –qcal (6.15) Para calcular qcal necesitamos conocer la capacidad calorífica del calorímetro (Ccal) y el au- mento en la temperatura, que es qcal = Ccal∆t (6.16) La cantidad Ccal se calibra mediante la combustión de una sustancia cuyo calor de combustión se conoce con exactitud. Por ejemplo, se sabe que la combustión de 1 g de ácido benzoico El término “volumen constante” se refiere al volumen del recipiente, que no cambia durante la reacción. Observe que el recipiente permanece intacto después de la medición. El término “bomba calorimétrica” denota la naturaleza explosiva de la reacción (en escala pequeña) en presencia de exceso de oxígeno gaseoso. Observe que Ccal comprende tanto la bomba como el agua circundante. Figura 6.8 Bomba calorimétrica a volumen constante. El caloríme- tro se llena con oxígeno gaseoso antes de colocarse en la cubeta. La muestra se enciende eléctrica- mente, y el calor producido por la reacción se puede determinar con exactitud mediante la medición del incremento en la temperatura en una cantidad conocida del agua circundante. Agitador Termómetro Alambre de ignición Cubierta del calorímetro Recubrimiento aislante Agua Bomba Entrada para el O2 Recipiente para la muestra 06_Chapter 6.indd 247 12/21/09 2:35:33 PM
- 279. 248 CAPíTULO 6 Termoquímica (C6H5COOH) libera 26.42 kJ de calor. Si el aumento en la temperatura es de 4.673ºC, enton- ces la capacidad calorífica del calorímetro está dada por C q t cal cal kJ C kJ C = = ° = ° 26 42 4 673 5 654 . . . Una vez que se ha determinado Ccal, el calorímetro se puede utilizar para medir el calor de la combustión de otras sustancias. Como en una bomba calorimétrica las reacciones ocurren en condiciones de volumen constante y no de presión constante, los cambios de calor no corresponden al cambio de ental- pía ∆H (vea la sección 6.4). Es posible corregir los cambios de calor medidos de forma que correspondan a los valores de ∆H, pero debido a que en general la corrección es muy peque- ña, no analizaremos los detalles del procedimiento de corrección. Finalmente, es interesante observar que el contenido energético de los alimentos y de los combustibles (usualmente ex- presados en calorías, donde 1 cal = 4.184 J) se miden con calorímetros a volumen constante. Observe que aunque la reacción de combustión es exotérmica, qcal es una cantidad positiva, pues representa el calor que absorbe el calorímetro. C10H8 Una muestra de 1.435 g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20.28 a 25.95ºC. Si la capacidad calorífica de la bomba más el agua fue de 10.17 kJ/ºC, calcule el calor de combustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de combustión molar. Estrategia Se conocen la capacidad calorífica y el aumento de la temperatura, ¿cómo calculamos el calor absorbido por el calorímetro? ¿Cuál es el calor que generó la combustión de 1.435 g de naftaleno? ¿Cuál es el factor de conversión entre gramos y moles de naftaleno? Solución El calor absorbido por la bomba y el agua es igual al producto de la capacidad calorífica y el cambio de temperatura. Con base en la ecuación (6.16) y suponiendo que no se ha perdido calor hacia los alrededores, escribimos q C tcal cal 10.17 kJ C C C) = = ° ° − ° = ( )( . .25 95 20 28 577 66. kJ Debido a que qsist = qcal + qreac = 0, qcal = –qreac. El cambio de calor de la reacción es de –57.66 kJ. Éste es el calor asociado a la combustión de 1.435 g de C10H8, por tanto, podemos escribir el factor de conversión como −57 66 1 435 . . kJ g C H10 8 La masa molar del naftaleno es de 128.2 g, de manera que el calor de combustión de 1 mol de naftaleno es calor molar de combustión 57.66 kJ 1.435 g = − CC H 128.2 g C H 1 mol C H 5.151 10 10 8 10 8 10 8 3 × = − × kJ/mol (continúa) EjEmPLo 6.6 ∆ 06_Chapter 6.indd 248 12/21/09 2:35:36 PM
- 280. 2496.5 Calorimetría Calorimetría a presión constante Un dispositivo más sencillo que el calorímetro a volumen constante, utilizado para determinar los cambios de calor en reacciones diferentes a la combustión, es el calorímetro a presión constante. De manera simple, un calorímetro a presión constante se puede construir con dos vasos desechables de espuma de poliuretano, como se muestra en la figura 6.9. Este dispo- sitivo mide el efecto del calor de una gran cantidad de reacciones, como neutralizaciones ácido-base y calores de disolución y dilución. Debido a que la presión es constante, el cambio de calor para el proceso (qreac) es igual al cambio de entalpía (∆H). Como en el caso del ca- lorímetro a volumen constante, consideramos al calorímetro como sistema aislado. Además, la pequeña capacidad calorífica de los vasos de espuma de poliuretano es insignificante en los cálculos. En la tabla 6.3 se muestran algunas reacciones estudiadas con el calorímetro a presión constante. Una granalla de plomo (Pb) con una masa de 26.47 g a 89.98ºC se colocó en un calorímetro a presión constante de capacidad calorífica insignificante que contenía 100.0 mL de agua. La temperatura del agua se elevó de 22.50 a 23.17ºC. ¿Cuál es el calor específico de la granalla de plomo? Estrategia A continuación se presenta un diagrama de las condiciones iniciales y finales: (continúa) EjEmPLo 6.7 Verificación Sabiendo que la reacción de combustión es exotérmica y que la masa molar del naftaleno es mucho mayor que 1.4 g, ¿la respuesta es razonable? En las condiciones de la reacción, ¿puede el cambio de calor (–57.66 kJ) equipararse con el cambio de entalpía de la reacción? Ejercicio de práctica Una muestra de 1.922 g de metanol (CH3OH) se quemó en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se elevó 4.20ºC. Si la cantidad de agua que rodea al calorímetro fue de 10.4 kJ/ºC calcule el calor molar de combustión del metanol. Problema similar: 6.37. Figura 6.9 Calorímetro a pre- sión constante elaborado con dos vasos desechables de espuma de poliuretano. El vaso exte- rior ayuda a aislar la mezcla en reacción de los alrededores. Se mezclan cuidadosamente en el calorímetro volúmenes conocidos de dos disoluciones que contie- nen los reactivos a la misma tem- peratura. El calor que se produce o absorbe debido a la reacción se puede determinar al medir el cambio en la temperatura. Mezcla de reacción Termómetro AgitadorVasos de espuma de poliuretano TABLA 6.3 Calores de algunas reacciones típicas, medidos a presión Tipo de reacción Ejemplo ∆H (kj/mol) Calor de neutralización HCl(ac) + NaOH(ac) ⎯→ NaCl(ac) + H2O(l) –56.2 Calor de ionización H2O(l) ⎯→ H+ (ac) + OH– (ac) 56.2 Calor de fusión H2O(s) ⎯→ H2O(l) 6.01 Calor de vaporización H2O(l) ⎯→ H2O(g) 44.0* Calor de reacción MgCl2(s) + 2Na(l) ⎯→ 2NaCl(s) + Mg(s) –180.2 * Medido a 25ºC. A 100ºC, el valor es de 40.79 kJ. 06_Chapter 6.indd 249 12/21/09 2:35:41 PM
- 281. 250 CAPíTULO 6 Termoquímica Conocemos las masas del agua y de la granalla de plomo, así como la temperatura inicial y final. Suponiendo que no se pierde calor a los alrededores, podemos igualar la pérdida de calor de la granalla de plomo con el calor ganado por el agua. Conociendo el calor específico del agua podemos calcular entonces el calor específico del plomo. Solución Si se considera al calorímetro como un sistema aislado (no se transfiere calor a los alrededores), podemos escribir qPb + qH2O = 0 o qPb = –qH2O El calor que el agua ganó está dado por qH2O = ms∆t donde m y s son la masa y el calor específico y ∆t = tfinal – tinicial. Por tanto, qH2O = (100.0 g)(4.184 J/g ⋅ °C)(23.17°C – 22.50°C) = 280.3 J Como la pérdida de calor por parte de la granalla de plomo es igual al calor que ganó el agua, entonces qPb = –280.3 J. Para encontrar el valor del calor específico del Pb escribimos q ms t s Pb = − = ° −280 3. J (26.47g) ( ) (23.17 C 89.988 C) 0.158 J/g C ° = ⋅ °s ∆∆ Verificación El calor específico cae dentro de los valores para los metales que se muestran en la tabla 6.2. Ejercicio de práctica Una bola de acero inoxidable de 30.14 g a 117.82ºC se coloca en un calorímetro a presión constante que contiene 120.0 mL de agua a 18.44ºC. Si el calor específico de la bola es de 0.474 J/g · °C calcule la temperatura final del agua. Suponga que el calorímetro tiene una capacidad calorífica insignificante. Una muestra de 1.00 × 102 mL de HCl 0.500 M se mezcla con 1.00 × 102 mL de NaOH 0.500 M en un calorímetro a presión constante de capacidad calorífica insignificante. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH es la misma, 22.50°C, y la temperatura final de la mezcla es de 25.86°C. Calcule el cambio de calor de la reacción de neutralización sobre una base molar NaOH(ac) + HCl(ac) ⎯→ NaCl(ac) + H2O(l) Suponga que las densidades y calores específicos de las disoluciones son iguales que las del agua (1.00 g/mL y 4.184 J/g · °C, respectivamente). Estrategia Debido a que la temperatura aumentó, la reacción es exotérmica. ¿Cómo se calcula el calor absorbido por la combinación de disoluciones? ¿Cuál es el calor de la reacción? ¿Cuál es el factor de conversión para expresar el calor de reacción sobre una base molar? Solución Suponiendo que no hay pérdida de calor hacia los alrededores, qsist = qdisol + qreac = 0, por lo que qreac = –qdisol, donde qdisol es el calor absorbido por la disolución combinada. Como la densidad de la disolución es de 1.00 g/mL, la masa de 100 mL de la disolución es de 100 g. Así (continúa) EjEmPLo 6.8 Problema similar: 6.82. 06_Chapter 6.indd 250 12/21/09 2:35:43 PM
- 282. 251 q u í m i c a en acción Las etiquetas en los paquetes de los ali- mentos revelan el contenido calórico del alimento que contienen. Valores energéticos de los alimentos y otras sustancias Los alimentos que ingerimos se descomponen, o metaboli- zan, en etapas mediante un grupo de complejas moléculas biológicas conocidas como enzimas. La mayor parte de la ener- gía liberada en cada etapa se utiliza para el funcionamiento y crecimiento del organismo. Un aspecto interesante del metabo- lismo es que el cambio global en la energía es el mismo que en el proceso de combustión. Por ejemplo, el cambio total de ental- pía para la conversión de glucosa (C6H12O6) a dióxido de car- bono y agua es el mismo, ya sea si la sustancia se quema en el aire o se digiere en nuestro cuerpo: C6H12O6(s) + 6O2(g) ⎯→ 6CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = –2 801 kJ/mol La diferencia importante entre metabolismo y combustión es que ésta por lo general es un proceso a alta temperatura y en una sola etapa. Como consecuencia, gran parte de la energía liberada por la combustión se pierde en los alrededores. Los alimentos tienen diferente composición y por tanto distinto contenido energético. El contenido energético de los alimentos se mide por lo general en calorías. La caloría (cal) no es una unidad de energía del SI y equivale a 4.184 J: 1 cal = 4.184 J No obstante, en el contexto de la nutrición, cuando hablamos de caloría (algunas veces llamada “gran caloría”) en realidad nos referimos a una kilocaloría; es decir, 1 Cal = 1 000 cal = 4 184 J Observe que el uso de la “C” mayúscula representa a la “gran caloría”. La bomba calorimétrica que se describió en la sección 6.5 es perfectamente adecuada para medir el contenido energético, o “valor energético”, de los alimentos. Los valores energéticos no son otra cosa sino las entalpías de combustión (vea la ta- bla). Con el fin de analizarlos en una bomba calorimétrica, los alimentos deben secarse primero debido a que la mayoría con- tienen una cantidad considerable de agua. Dado que, por lo ge- neral, no se conoce la composición de los alimentos, los valores energéticos se expresan en términos de kJ/g en vez de kJ/mol. Valor energético de alimentos y algunos combustibles comunes Sustancia ∆Hcombustión (kJ/g) Manzana –2 Carne de res –8 Cerveza –1.5 Pan –11 Mantequilla –34 Queso –18 Huevos –6 Leche –3 Patatas –3 Carbón –35 Hulla –30 Gasolina –34 Queroseno –37 Gas natural –50 Madera –20 06_Chapter 6.indd 251 12/21/09 2:35:44 PM
- 283. 252 CAPíTULO 6 Termoquímica 6.6 Entalpía estándar de formación y de reacción Hasta ahora hemos aprendido que podemos determinar el cambio de entalpía de una reacción midiendo el calor absorbido o liberado (a presión constante). A partir de la ecuación (6.9) ob- servamos que ∆H también se calcula si conocemos las entalpías reales de todos los reactivos y productos. Sin embargo, como ya se ha mencionado, no es posible medir el valor absoluto de entalpía de una sustancia. Sólo se determinan valores relativos con respecto a una referencia arbitraria. Esto es semejante al problema de los geógrafos que tratan de establecer la altura de montañas y valles. En vez de desarrollar una escala de altura “absoluta” (¿probablemente basada en la longitud desde el centro de la Tierra?), de común acuerdo, todas las alturas y depresiones geográficas se expresan tomando como referencia el nivel del mar, referencia ar- bitraria que se define como altura de “cero” metros o pies. De manera semejante, los químicos han acordado un punto de referencia arbitrario para la entalpía. El punto de referencia “a nivel del mar” para todas las expresiones de entalpía recibe el nombre de entalpía estándar de formación (∆Hf°). Se dice que las sustancias están en estado estándar a 1 atm,3 de ahí el término de “entalpía estándar”. El exponente “o” representa las con- q ms tdisol g g)(4.184 J/g = = × + ×( . .1 00 10 1 00 102 2 ⋅⋅ ° ° − ° = × = C)(25.86 C C) J kJ 22 50 2 81 10 2 81 3 . . . Dado que qreac = –qdisol, qreac = –2.81 kJ. A partir de las molaridades dadas, el número de moles de HCl como de NaOH en disolución es 1.00 × 102 mL de disolución es 0 500 0 100 . . mol 1 L L 0.0500 mol× = Por tanto, el calor de neutralización cuando 1.00 mol de HCl reacciona con 1.00 mol de NaOH es calor de neutralización 2.81 kJ 0.0500 mol = − = −−56 2. kJ/mol Verificación ¿El signo corresponde con la naturaleza de la reacción? En estas condiciones de reacción, ¿el cambio de calor puede igualar al cambio de entalpía? Ejercicio de práctica Una muestra de 4.00 × 102 mL de HNO3 0.600 M se mezcla con 4.00 × 102 mL de Ba(OH)2 0.300 M en un calorímetro a presión constante, que tiene una capacidad calorífica insignificante. La temperatura inicial de ambas disoluciones es la misma, 18.46ºC. ¿Cuál será la temperatura final de la disolución? (Utilice el resultado del ejemplo 6.8 para el cálculo.) Problema similar: 6.38. Revisión de conceptos Una muestra de 1 g de Al y una muestra de 1 g de Fe se calientan de 40 a 100°C. ¿Qué metal absorberá la mayor cantidad de calor? 3 En termodinámica, la presión estándar se define como 1 bar, donde 1 bar = 105 Pa = 0.987 atm. Como 1 bar difiere de 1 atm sólo por 1.3%, continuaremos utilizando 1 atm como la presión estándar. Observe que el punto de fusión y el punto de ebullición de una sustancia están definidos en términos de 1 atm. ∆ 06_Chapter 6.indd 252 12/21/09 2:35:47 PM
- 284. 2536.6 Entalpía estándar de formación y de reacción diciones estándar (1 atm), y el subíndice “f” significa formación. Por convención, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Considere el elemento oxígeno como ejemplo. El oxígeno molecular (O2) es más estable que la otra forma alotrópica del oxígeno, el ozono (O3), a 1 atm y 25ºC, así que podemos escribir ∆Hf°(O2) = 0, pero ∆Hf°(O3) = 142.2 kJ/mol. De manera similar, el grafito es una forma alotrópica del carbono más estable que el diamante a 1 atm y 25°C, por lo que tenemos ∆Hf°(C, grafito) = 0 y ∆Hf°(C, diamante) = 1.90 kJ/mol. Con base en esta referencia de elementos, ahora po- demos definir la entalpía estándar de formación de un compuesto como el cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. En la tabla 6.4 se muestran las entalpías estándar de formación para varios elementos y compuestos. (Vea el apéndice 2 para una lista más completa de valores de ∆Hf°.) Observe que aunque el estado estándar no especifica una temperatura, siempre utilizaremos para el análisis los valores ∆Hf° medidos a 25ºC debido a que la mayoría de los datos termodinámicos se recaban a esta temperatura. La importancia de las entalpías estándar de formación estriba en que, una vez que cono- cemos sus valores, podemos calcular la entalpía estándar de reacción, ∆H°reac, que se define como la entalpía de una reacción que se efectúa a 1 atm. Por ejemplo, considere la reacción hipotética aA + bB ⎯→ cC + dD donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos. Para esta reacción ∆H°reac está dada por Grafito (arriba) y diamante (abajo). TABLA 6.4 Entalpías estándar de formación de algunas sustancias inórgánicas a 25ºC Sustancia ∆H°f (kj/mol) Sustancia ∆H°f(kj/mol) Ag(s) 0 H2O2(l) –187.6 AgCl(s) –127.0 Hg(l) 0 Al(s) 0 I2(s) 0 Al2O3(s) –1 669.8 HI(g) 25.9 Br2(l) 0 Mg(s) 0 HBr(g) –36.2 MgO(s) –601.8 C(grafito) 0 MgCO3(s) –1 112.9 C(diamante) 1.90 N2(g) 0 CO(g) –110.5 NH3(g) –46.3 CO2(g) –393.5 NO(g) 90.4 Ca(s) 0 NO2(g) 33.85 CaO(s) –635.6 N2O(g) 81.56 CaCO3(s) –1 206.9 N2O4(g) 9.66 Cl2(g) 0 O(g) 249.4 HCl(g) –92.3 O2(g) 0 Cu(s) 0 O3(g) 142.2 CuO(s) –155.2 S(rómbico) 0 F2(g) 0 S(monoclínico) 0.30 HF(g) –271.6 SO2(g) –296.1 H(g) 218.2 SO3(g) –395.2 H2(g) 0 H2S(g) –20.15 H2O(g) –241.8 Zn(s) 0 H2O(l) –285.8 ZnO(s) –348.0 06_Chapter 6.indd 253 12/21/09 2:35:48 PM
- 285. 254 CAPíTULO 6 Termoquímica ∆H°reac = [c∆H°f(C) + d∆H°f(D)] – [a∆H°f(A) + b∆H°f(B)] (6.17) Podemos generalizar la ecuación 6.17 como ∆H°reac = Σn∆H°f(productos) – Σm∆H°f(reactivos) (6.18) donde m y n representan los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos, y Σ (sig- ma) significa “la suma de”. Observe que en los cálculos, los coeficientes estequiométricos son sólo números sin unidades. Para utilizar la ecuación (6.18) a fin de calcular ∆H°reac debemos conocer los valores de ∆Hf° de los compuestos que participan en la reacción. Podemos determinar estos valores me- diante la aplicación del método directo o el método indirecto. El método directo Este método para medir ∆Hf° se utiliza para compuestos que se sintetizan con facilidad a partir de sus elementos. Suponga que deseamos conocer la entalpía de formación del dióxido de carbono. Para esto necesitamos medir la entalpía de la reacción en la que el carbono (grafito) y el oxígeno molecular, en sus estados estándar, se convierten en dióxido de carbono, también en su estado estándar: C(grafito) + O2(g) ⎯→CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol Por experiencia sabemos que esta reacción de combustión se completa fácilmente. A partir de la ecuación (6.18) podemos escribir ∆H°reac = ∆Hf° (CO2, g) – [∆H°f (C, grafito) + ∆H°f (O2, g)] = –393.5 kJ/mol Debido a que tanto el grafito como el O2 son formas alotrópicas estables de los elementos, se determina que ∆H°f (C, grafito) y ∆H°f (O2, g) tienen un valor de cero. Por tanto ∆H°reac = ∆H°f (CO2, g) = –393.5 kJ/mol o ∆H°f (CO2, g) = –393.5 kJ/mol Observe que la asignación arbitraria de cero para ∆Hf° de cada elemento en su forma más estable en el estado estándar no afecta los cálculos en modo alguno. Recuerde que el interés de la termoquímica radica sólo en los cambios de entalpía, ya que pueden determinarse expe- rimentalmente, lo que no sucede con los valores absolutos de entalpía. La selección del cero como “nivel de referencia” para la entalpía facilita los cálculos. Haciendo referencia de nuevo a la analogía con la altitud terrestre, encontramos que el monte Everest es 8 708 pies más alto que el monte McKinley. Esta diferencia en altura es independiente de la decisión de asignar 0 pies o 1 000 pies al nivel del mar. Otros compuestos que se pueden estudiar aplicando el método directo son SF6, P4O10 y CS2. Las ecuaciones que representan sus síntesis son S(rómbico) + 3F2(g) ⎯→ SF6(g) P4(blanco) + 5O2(g) ⎯→ P4O10(s) C(grafito) + 2S(rómbico) ⎯→ CS2(l) Observe que S(rómbico) y P(blanco) son los alótropos más estables del azufre y el fósforo, respectivamente, a 1 atm y 25°C; por tanto, sus valores ∆Hf° son cero. El fósforo blanco se quema en el aire para formar P4O10. P4 06_Chapter 6.indd 254 12/21/09 2:35:50 PM
- 286. 2556.6 Entalpía estándar de formación y de reacción El método indirecto Muchos compuestos no se pueden sintetizar directamente a partir de sus elementos. En algu- nos casos, la reacción se lleva a cabo con demasiada lentitud o suceden reacciones secundarias que producen otras sustancias además del compuesto de interés. En estos casos los valores de ∆Hf° se determinan por un procedimiento indirecto, que se basa en la ley de Hess de la suma- toria de los calores, o sólo ley de Hess, llamada así en honor de su creador, el químico suizo Germain Hess.4 La ley de Hess se enuncia como sigue: cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reac- ción en un paso o en una serie de pasos. En otras palabras, si podemos separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales podamos medir el valor de ∆H°reac, podemos calcular ∆H°reac para la reacción total. La ley de Hess está basada en que, debido a que H es una función de estado, ∆H sólo depende del estado inicial y final (es decir, sólo depende de la naturaleza de los reactivos y productos). El cambio de entalpía sería el mismo, ya sea si la reacción global tiene lugar en un paso o en varios. Una analogía útil para la ley de Hess es la siguiente. Imagine que una persona sube en el elevador de un edificio del primer piso al sexto. La ganancia en su energía potencial gravita- cional (que corresponde al cambio de entalpía del proceso total) es la misma que si dicha per- sona llega en forma directa hasta el sexto piso o si se va deteniendo en cada uno (separación de la reacción en una serie de pasos). Suponga que queremos conocer la entalpía estándar de formación del monóxido de car- bono (CO). La reacción se representaría como C(grafito) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO(g) No obstante, la combustión del grafito también produce un poco de dióxido de carbono (CO2), así que no podemos medir el cambio de entalpía de CO directamente como se mostró. En lu- gar de ello, debemos emplear una ruta indirecta, con base en la ley de Hess. Es posible llevar a cabo las siguientes dos reacciones por separado, las cuales proceden cuantitativamente: (a) C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol (b) CO(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = 283.0 kJ/mol En primer lugar, invertimos la ecuación b) para obtener (c) CO2(g) ⎯→ CO(g) + 1 2 O2(g) ∆H°reac = +283.0 kJ/mol Debido a que las ecuaciones químicas se pueden sumar y restar tal como las ecuaciones alge- braicas, realizamos la operación (a) + (c) y obtenemos (a) C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol (c) CO2(g) ⎯→ CO(g) + 1 2 O2(g) ∆H°reac = +283.0 kJ/mol (d) C(grafito) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO(g) ∆H°reac = –110.5 kJ/mol Por tanto, ∆Hf°(CO) = –110.5 kJ/mol. Con base en lo anterior podemos ver que la reacción global es la formación de CO2 [ecuación (a)], la cual se puede dividir en dos partes [ecuacio- nes (d) y (b)]. La figura 6.10 muestra el esquema general de este procedimiento. La regla general para aplicar la ley de Hess es que se debe acomodar una serie de reac- ciones químicas (correspondientes a la serie de etapas) de tal manera que, cuando se sumen, se cancelen todas las especies excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Esto significa que deben quedar los elementos del lado izquierdo y el compuesto de 4 Germain Henri Hess (1802-1850). Químico suizo. Hess nació en Suiza pero pasó la mayor parte de su vida en Rusia. Por haber formulado la ley de Hess, ha sido llamado el padre de la termoquímica. Figura 6.10 El cambio de entalpía para la formación de 1 mol de CO2 a partir de grafito y O2 se puede descomponer en dos pasos de acuerdo con la ley de Hess. C(grafito) + O2(g) CO2(g) Entalpía ∆H° = –393.5 kJ ∆H° = –110.5 kJ ∆H° = –283.0 kJ CO(g) + O2(g)1 2 Recuerde invertir el signo de ∆H cuando invierta una ecuación. 06_Chapter 6.indd 255 12/21/09 2:35:53 PM
- 287. 256 CAPíTULO 6 Termoquímica interés del lado derecho de la flecha. Para lograr esto, con frecuencia tenemos que multiplicar alguna o todas las ecuaciones que representan las etapas individuales, por los coeficientes apropiados. Calcule la entalpía estándar de formación del acetileno (C2H2) a partir de sus elementos: 2C(grafito) + H2(g) ⎯→ C2H2(g) Las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpía correspondientes son: (a) C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol (b) H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ H2O(l) ∆H°reac = –285.8 kJ/mol (c) 2C2H2(g) + 5O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H°reac = –2 598.8 kJ/mol Estrategia El objetivo aquí es calcular el cambio de entalpía para la formación de C2H2 a partir de sus elementos C y H2. No obstante, la reacción no ocurre directamente, así que debemos utilizar una ruta indirecta mediante la información dada por las ecuaciones (a), (b) y (c). Solución Con base en la síntesis de C2H2 necesitamos 2 moles de grafito como reactivo, así que multiplicamos la ecuación (a) por 2 para obtener (d) 2C(grafito) + 2O2(g) ⎯→2CO2(g) ∆H°reac = 2(–393.5 kJ/mol) = 787.0 kJ/mol Después, necesitamos 1 mol de H2 como reactivo y éste lo proporciona la ecuación (b). Por último, necesitamos 1 mol de C2H2 como producto. La ecuación (c) tiene 2 moles de C2H2 como reactivo, así que necesitamos invertir la ecuación y dividirla entre 2: (e) 2CO2(g) + H2O(l) ⎯→ C2H2(g) + 5 2 O2(g) ∆H°reac = 1 2 (2598.8 kJ/mol) = 1299.4 kJ/mol Al sumar las ecuaciones (d), (b) y (e) obtenemos 2C(grafito) + 2O2(g) ⎯→2CO2(g) ∆H°reac = –787.0 kJ/mol H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ H2O(l) ∆H°reac = –285.8 kJ/mol 2CO2(g) + H2O(l) ⎯→ C2H2(g) + 5 2 O2(g) ∆H°reac = 1 299.4 kJ/mol 2C(grafito) + H2(g) ⎯→ C2H2(g) ∆H°reac = 226.6 kJ/mol Por tanto, ∆H°f = ∆H°reac = 226.6 kJ/mol. El valor de ∆H°f significa que cuando se sintetiza 1 mol de C2H2 a partir de 2 moles de C(grafito) y 1 mol de H2, el sistema de reacción absorbe 226.6 kJ de calor de los alrededores. Por tanto, se trata de un proceso endotérmico. Ejercicio de práctica Calcule la entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono (CS2) a partir de sus elementos, dadas C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol S(rómbico) + O2(g) ⎯→ SO2(g) ∆H°reac = –296.4 kJ/mol CS2(l) + 3O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2SO2(g) ∆H°reac = –1073.6 kJ/mol EjEmPLo 6.9 C2H2 La temperatura de la flama de un soplete oxiacetilénico es muy alta (3 000ºC) y se utiliza para soldar metales. Problemas similares: 6.62, 6.63. Podemos calcular la entalpía de las reacciones a partir de los valores de ∆Hf°, como se muestra en el ejemplo 6.10. 06_Chapter 6.indd 256 12/21/09 2:35:56 PM
- 288. 257 q u í m i c a en acción Escarabajo bombardero descargando su aerosol químico. Cómo se defiende el escarabajo bombardero Las técnicas de supervivencia de los insectos y pequeños ani- males en un ambiente ferozmente competitivo tienen diver- sas formas. Por ejemplo, los camaleones han desarrollado la capacidad de cambiar de color para confundirse con su entorno y la mariposa Limenitis ha evolucionado en una forma que imita la toxicidad y el desagradable sabor de la mariposa monarca (Danaus). Un mecanismo de defensa menos pasivo es el em- pleado por los escarabajos bombarderos (Brachinus), los cuales repelen a los depredadores con un “aerosol químico”. El escarabajo bombardero cuenta con un par de glándulas en el extremo de su abdomen. Cada glándula está compuesta por dos compartimientos. El compartimiento interno contiene una disolución acuosa de hidroquinona y peróxido de hidrógeno, y el compartimiento exterior contiene una mezcla de enzimas. (Las enzimas son moléculas biológicas que pueden acelerar una reacción.) Cuando se ve amenazado, el escarabajo expulsa una parte de fluido del compartimiento interno hacia el comparti- miento externo, donde, en presencia de las enzimas, se realiza una reacción exotérmica: (a) C6H4(OH)2(ac) + H2O2(ac) ⎯→ C6H4O2(ac) + 2H2O(l) hidroquinona quinona Para calcular el calor de reacción son importantes los siguientes pasos: (b) C6H4(OH)2(ac) ⎯→ C6H4O2(ac) + H2(g)∆H° = 177 kJ/mol (c) H2O2(ac) ⎯→ H2O(l) + 1 2 O2(g) ∆H° = –94.6 kJ/mol (d) H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ H2O(l) ∆H° = –286 kJ/mol Con base en la ley de Hess podemos observar que el calor de reacción para (a) es simplemente la suma de aquellos para (b), (c) y (d). Entonces, escribimos ∆H°a = ∆H°b + ∆H°c + ∆H°d = (177 – 94.6 – 286) kJ/mol = –204 kJ/mol La gran cantidad de calor generada es suficiente para llevar la mezcla a su punto de ebullición. Al girar el extremo de su abdo- men, el escarabajo puede descargar rápidamente vapor en forma de un fino rocío en contra de un depredador sospechoso. Además del efecto térmico, las quinonas también actúan como repelentes de otros insectos y animales. Un escarabajo bombardero trans- porta suficientes reactivos para producir entre 20 y 30 descargas en rápida sucesión, cada una con una detonación audible. La reacción termita (thermite) involucra al aluminio y al óxido de hierro(III) 2Al(s) + Fe2O3(s) ⎯→ Al2O3(s) + 2Fe(l) Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se utiliza para soldar metales. Calcule el calor liberado en kilojoules por gramo de Al que reacciona con Fe2O3. El ∆H°f para Fe(l) es de 12.40 kJ/mol. (continúa) EjEmPLo 6.10 06_Chapter 6.indd 257 12/21/09 2:35:58 PM
- 289. 258 CAPíTULO 6 Termoquímica 6.7 Calor de disolución y de dilución Aunque hasta este momento el estudio se ha orientado hacia los efectos de la energía térmica que resulta de las reacciones químicas, muchos procesos físicos, como la fusión del hielo o la condensación de un vapor, también implican la absorción o desprendimiento de calor. También hay cambios de entalpía cuando un soluto se dispersa en un disolvente, o cuando se diluye una disolución. Ahora veremos la relación de estos dos procesos físicos relacionados, que implican calor de disolución y de dilución. Calor de disolución En la gran mayoría de los casos, la disolución de un soluto en un disolvente produce cambios de calor que pueden medirse. A presión constante, el cambio de calor es igual al cambio de entalpía. El calor de disolución, o entalpía de disolución, ∆Hdisol, es el calor generado o Estrategia La entalpía de una reacción es la diferencia entre la suma de las entalpías de los productos y la suma de las entalpías de los reactivos. La entalpía de cada especie (reactivos o productos) está dada por el producto del coeficiente estequiométrico y la entalpía estándar de formación de las especies. Solución Mediante el valor ∆H°f para Fe(l) y otros valores de ∆H°f del apéndice 3 y la ecuación (6.18), tenemos ∆H°reac = [∆H°f (Al2O3) + 2∆H°f (Fe)] – [2∆H°f (Al) + ∆H°f (Fe2O3)] = [(–1669.8 kJ/mol) + 2(12.40 kJ/mol)] – [2(0) + (–822.2 kJ/mol)] = –822.8 kJ/mol Ésta es la cantidad de calor liberado cuando reaccionan dos moles de Al. Utilizamos la siguiente relación −822.8 kJ 2 moles Al para convertir a kJ/g de Al. La masa molar del Al es de 26.98 g, de manera que calor liberado por gramo de Al 822.8 kJ 2 m = − ooles Al 1 mol Al 26.98 g Al 15.25 kJ/g × = − Verificación ¿Corresponde el signo negativo con la naturaleza exotérmica de la reacción? Como una verificación rápida podemos ver que 2 moles de Al pesan alrededor de 54 g y desprenden aproximadamente 823 kJ de calor cuando reaccionan con Fe2O3. Por tanto, el calor desprendido por gramo de Al que ha reaccionado es aproximadamente de –830 kJ/54 g o –15.4 kJ/g. Ejercicio de práctica El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir dióxido de carbono y agua líquida. Calcule el calor liberado (en kilojoules) por gramo de compuesto que reacciona con oxígeno. La entalpía estándar de formación del benceno es de 49.04 kJ/mol. El hierro fundido que se forma en una reacción termita es descargado en un molde entre los dos extremos de unas vías. Al enfriarse, los rieles se sueldan juntos. Problemas similares: 6.54, 6.57. Revisión de conceptos Explique por qué las reacciones que involucran compuestos reactivos con valores positivos de ∆Hf° son generalmente más exotérmicos que aquellos con valores negativos ∆Hf°. 06_Chapter 6.indd 258 12/21/09 2:36:04 PM
- 290. 2596.7 Calor de disolución y de dilución absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ∆Hdisol representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los componentes originales (es decir, soluto y disolvente) antes de mezclarse. Así ∆Hdisol = Hdisol – Hcomponentes (6.19) No es posible medir Hdisol ni Hcomponentes, pero en un calorímetro a presión constante se puede determinar rápidamente su diferencia, ∆Hdisol. Al igual que otros cambios de entalpía, ∆Hdisol es positivo para procesos endotérmicos (que absorben calor), y negativo para procesos exotér- micos (que generan calor). Considere el calor de disolución de un proceso donde el soluto es un compuesto iónico y el disolvente es el agua. Por ejemplo, ¿qué sucede cuando el NaCl sólido se disuelve en el agua? En el NaCl sólido, los iones Na+ y Cl– están fuertemente unidos por fuerzas positivas y negativas (electrostáticas); pero cuando un pequeño cristal de NaCl se disuelve en agua, la red tridimensional de iones se rompe en sus unidades individuales. (La estructura del NaCl sólido se muestra en la figura 2.13.) Los iones Na+ y Cl– separados se estabilizan en disolución por su interacción con las moléculas de agua (vea la figura 4.2). Se dice que estos iones están hidratados. En este caso, el agua funciona igual que un buen aislante eléctrico. Las moléculas de agua protegen a los iones (Na+ y Cl– ) unos de otros y reducen de manera eficaz la atracción electrostática que los mantiene unidos en el estado sólido. El calor de disolución se define mediante el siguiente proceso: NaCl( ) Na ( ) Cl ( ) H O2 s ac ac→ ++ − ∆Hdisol = ? La disolución de un compuesto iónico, como el NaCl en agua, implica interacciones comple- jas entre las especies del soluto y del disolvente. Sin embargo, desde el punto de vista de este análisis podemos imaginar que el proceso de disolución tiene lugar por separado en los dos pasos que se muestran en la figura 6.11. Primero, los iones Na+ y Cl– en el sólido cristalino se separan unos de otros al pasar al estado gaseoso: energía + NaCl(s) ⎯→Na+ (g) + Cl– (g) La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en sus iones en estado gaseoso se llama energía reticular o de red (U). La energía reticular del NaCl es 788 kJ/mol. En otras palabras, es necesario suministrar una energía de 788 kJ para separar 1 mol de NaCl sólido en 1 mol de iones Na+ y 1 mol de iones Cl– . El siguiente paso consiste en que los iones “gaseosos” Na+ y Cl– , en contacto con el agua, se hidratan: El cambio de entalpía asociado al proceso de hidratación se llama calor de hidratación, ∆Hhidr (el calor de hidratación tiene un valor negativo para cationes y aniones). Mediante la ley de Hess es posible considerar ∆Hdisol como la suma de dos cantidades relacionadas, la energía reticular (U) y el calor de hidratación (∆Hhidr), como se muestra en la figura 6.11: ∆Hdisol = U + ∆Hhidr (6.20) Por tanto, NaCl Na Cl kJ/mo( ) ( ) ( ) s g g U→ + =+ − 788 ll Na ( ) Cl (g) Na ClH O hidr 2+ − + − + → +g ac ac H( ) ( ) == − → ++ 784 kJ/mol NaCl NaH O2 ( ) ( )s ac CCl kJ/moldisol − =( )ac H 4 La palabra “reticular” describe el ordenamiento espacial de puntos aislados (ocupados por iones) en un patrón regular. La energía reticular es una cantidad positiva. Na+ (g) + Cl– (g) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl– (ac) + energíaH2O 06_Chapter 6.indd 259 12/21/09 2:36:06 PM
- 291. 260 CAPíTULO 6 Termoquímica Como consecuencia, cuando se disuelve 1 mol de NaCl en agua, se absorben de los alrededo- res 4 kJ de calor. Este efecto se puede observar porque el recipiente que contiene la disolución se enfría ligeramente. En la tabla 6.5 se muestran valores de ∆Hdisol de algunos compuestos iónicos. Dependiendo de la naturaleza del catión y el anión implicados, el valor de ∆Hdisol de un compuesto iónico será negativo (exotérmico) o positivo (endotérmico). Calor de dilución Cuando se diluye una disolución preparada previamente, es decir, cuando se le adiciona más disolvente para disminuir la concentración total del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución. Si cierto proceso de disolución es endotérmico y dicha disolución se diluye posteriormente, la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Lo contrario ocurre para un pro- ceso exotérmico de disolución: se libera más calor si se añade más disolvente para diluir la disolución. Por tanto, siempre se debe tener cuidado cuando se trabaja en el laboratorio con procesos de dilución. Debido a que es altamente exotérmico el calor de dilución del ácido sul- fúrico concentrado (H2SO4), resulta peligroso disminuir su concentración agregándole agua. El ácido sulfúrico concentrado H2SO4 se forma por 98% de ácido y 2% de agua en masa. Al diluirlo con agua libera una gran cantidad de calor hacia los alrededores. Este proceso es tan – + – + – + – + – + – + – Paso 1 ∆Hdisol = 4 kJ/mol Calor de disolución Paso 2 Iones Na+ y Cl– en estado gaseoso ∆ Hhidr = –784 kJ/m ol Calordehidratación Iones Na+ y Cl– en estado sólido U = 788 kJ/m ol Energíareticular Iones Na+ y Cl– hidratados + – + – + – + – + – + – – – – – – + + + + + + Figura 6.11. Proceso de disolución del NaCl. Se puede considerar que este proceso ocurre en dos partes separadas: (1) separación de los iones del estado cristalino al estado gaseoso y (2) hidratación de los iones gaseosos. El calor de disolución es igual a los cambios de energía para estos dos pasos, ∆Hdisol = U + ∆Hhidr. ∆Hdisol Compuesto (kj/mol) LiCl –37.1 CaCl2 –82.8 NaCl 4.0 KCl 17.2 NH4Cl 15.2 NH4NO3 26.2 Calor de disolución de algunos compuestos iónicos TABLA 6.5 06_Chapter 6.indd 260 12/21/09 2:36:08 PM
- 292. 261Resumen de conceptos exotérmico que jamás se debe intentar diluir el ácido concentrado agregándole agua. El calor que genera puede causar que la disolución del ácido hierva y se proyecte fuera del recipiente. El procedimiento que se recomienda seguir es agregar poco a poco el ácido concentrado al agua (mientras se agita constantemente). A generaciones de estudiantes de química se les ha recordado el procedimiento seguro para diluir ácidos mediante frases como “nunca se le da de beber al ácido”. Ecuaciones básicas ∆E = q + w (6.1) Expresión matemática de la primera ley de la termodiná- mica. w = −P∆V (6.3) Cálculo del trabajo en la expansión o compresión gaseosa. H = E + PV (6.6) Definición de entalpía. ∆H = ∆E + P∆V (6.8) Cálculo del cambio en la entalpía (o energía) para un proce- so a presión constante. C = ms (6.11) Definición de capacidad calorífica. q = ms∆t (6.12) Cálculo del cambio calorífico en términos del calor espe- cífico. q = C∆t (6.13) Cálculo del cambio calorífico en términos de capacidad ca- lorífica. ∆H°reac = Σn∆H°f (productos) – Σm∆H°f (reactivos) (6.18) Cálculo de la entalpía estándar de la reacción. ∆Hdisol = U + ∆Hhidr (6.20) Contribución de energía reticular y de hidratación al calor de disolución. Resumen de conceptos 1. Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Existen muchas formas de energía y se interconvierten entre sí. La ley de la conservación de la energía establece que es cons- tante la cantidad total de energía del universo. 2. Un proceso que libera calor hacia los alrededores es exotér- mico; un proceso que absorbe calor de los alrededores es endotérmico. 3. El estado de un sistema está definido por propiedades como composición, volumen, temperatura y presión. Estas pro- piedades se denominan funciones de estado. 4. El cambio de una función de estado de un sistema depende sólo del estado inicial y final del sistema y no de la trayec- toria por la que transcurrió dicho cambio. La energía es una función de estado; el trabajo y el calor no son funciones de estado. 5. La energía puede convertirse de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir (primera ley de la termodinámica). La química se interesa principalmente en la energía térmica, eléctrica y mecánica, que por lo general están relacionadas con el trabajo presión-volumen. 6. La entalpía es una función de estado. Un cambio en la ental- pía ∆H es igual a ∆E + P∆V para un proceso a presión constante. 7. El cambio de entalpía (∆H, generalmente expresado en kilojoules) es una medida del calor de reacción (o de cual- quier otro proceso) a presión constante. 8. Los calorímetros a volumen y presión constantes se utilizan para medir los cambios de calor que ocurren en los procesos físicos y químicos. 9. La ley de Hess establece que el cambio total de entalpía en una reacción es igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales que conducen a la reacción total. 10. La entalpía estándar de una reacción se calcula a partir de las entalpías estándar de formación de los reactivos y pro- ductos. 11. El calor de disolución de un compuesto iónico en agua es la suma de la energía reticular del compuesto y del calor de hidratación. La magnitud relativa de estas dos cantidades determina si el proceso de disolución es endotérmico o exo- térmico. El calor de dilución es el calor absorbido o libe- rado cuando se diluye una disolución. 06_Chapter 6.indd 261 12/21/09 2:36:09 PM
- 293. 262 CAPíTULO 6 Termoquímica Términos básicos Alrededores, p. 231 Calor, p. 231 Calor de dilución, p. 260 Calor de disolución (∆Hdisol), p. 258 Calor de hidratación (∆Hhidr), p. 259 Calor específico (s), p. 246 Calorimetría, p. 245 Capacidad calorífica (C), p. 246 Ecuación termoquímica, p. 242 Energía, p. 230 Energía potencial, p. 230 Energía química, p. 230 Energía radiante, p. 230 Energía reticular (U), p. 259 Energía térmica, p. 230 Entalpía (H), p. 240 Entalpía de disolución (∆Hdisol), p. 258 Entalpía de reacción (∆Hreacción), p. 241 Entalpía estándar de formación (∆H°f), p. 252 Entalpía estándar de reacción (∆H°reac), p. 253 Estado de un sistema, p. 233 Estado estándar, p. 252 Función de estado, p. 233 Ley de Hess, p. 255 Ley de la conservación de la energía, p. 230 Primera ley de la termodinámica, p. 233 Proceso endotérmico, p. 232 Proceso exotérmico, p. 232 Sistema, p. 231 Sistema abierto, p. 231 Sistema aislado, p. 231 Sistema cerrado, p. 231 Termodinámica, p. 233 Termoquímica, p. 231 Trabajo, p. 230 Preguntas y problemas Definiciones Preguntas de repaso 6.1 Defina los términos: sistema, alrededores, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado, energía térmica, energía química, energía potencial, energía cinética, ley de la con- servación de la energía. 6.2 ¿Qué es calor? ¿Difiere el calor de la energía térmica? ¿En qué condiciones el calor se transfiere de un sistema a otro? 6.3 ¿Cuáles son las unidades de energía que comúnmente se emplean en química? 6.4 Un camión que viaja a 60 kilómetros por hora se detiene por completo ante una señal de tránsito. ¿Este cambio en la velocidad viola la ley de la conservación de la energía? Explique. 6.5 Éstas son distintas formas de energía: química, calorífica, luminosa, mecánica y eléctrica. Sugiera formas de inter- convertir estas formas en energía. 6.6 Describa la conversión de energía que ocurre en los si- guientes procesos: a) Lanzar una pelota al aire y atraparla. b) Encender una linterna. c) Subir a una montaña y bajarla esquiando. d) Encender un cerillo y dejarlo quemarse. Cambios de energía en las reacciones químicas Preguntas de repaso 6.7 Defina los términos: termoquímica, proceso exotérmico, proceso endotérmico. 6.8 La estequiometría se basa en la ley de la conservación de la masa. ¿En cuál ley se basa la termoquímica? 6.9 Describa dos procesos exotérmicos y dos endotérmicos. 6.10 Las reacciones de descomposición por lo general son en- dotérmicas, en tanto que las reacciones de combinación comúnmente son exotérmicas. Proporcione una explica- ción cualitativa de estas tendencias. Primera ley de la termodinámica Preguntas de repaso 6.11 ¿En qué ley se basa la primera ley de la termodinámica? Proporcione una explicación en relación con la conven- ción de los signos para la ecuación ∆E = q + w. 6.12 Explique el significado de función de estado. Proporcione dos ejemplos de cantidades que sean funciones de estado y dos que no lo sean. 6.13 La energía interna de un gas ideal sólo depende de su tem- peratura. Analice el siguiente proceso de acuerdo con la primera ley. Se deja que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante, contra la presión atmos- férica. a) ¿El gas realiza un trabajo sobre sus alrededores? b) ¿Se produce intercambio de calor entre el sistema y los alrededores? De producirse, ¿en qué dirección? c) ¿Cuál es la ∆E del gas para este proceso? 6.14 Considere estos cambios a) Hg(l) ⎯→Hg(g) b) 3O2(g) ⎯→2O3(g) c) CuSO4 ⋅ 5H2O(s) ⎯→CuSO4(s) + 5H2O(g) d) H2(g) + F2(g) ⎯→ 2HF(g) A presión constante, ¿en cuáles de las reacciones el sis- tema realiza un trabajo sobre sus alrededores? ¿En cuáles lo realizan los alrededores sobre el sistema? ¿En cuáles no se realiza trabajo? Problemas 6.15 Una muestra de nitrógeno gaseoso expande su volumen de 1.6 L a 5.4 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado en joules si el gas se expande: a) contra el vacío, 06_Chapter 6.indd 262 12/21/09 2:36:10 PM
- 294. 263Preguntas y problemas b) contra una presión constante de 0.80 atm y c) contra una presión constante de 3.7 atm. 6.16 Un gas expande su volumen de 26.7 mL a 89.3 mL a tem- peratura constante. Calcule el trabajo realizado (en joules) si el gas se expande: a) contra el vacío, b) contra una pre- sión constante de 1.5 atm y c) contra una presión cons- tante de 2.8 atm. 6.17 Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrede- dores igual a 325 J. Al mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. 6.18 El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado, se liberan 26 J de calor hacia los alrede- dores. Calcule el cambio de energía del gas. 6.19 Calcule el trabajo realizado cuando se disuelven 50.0 g de estaño en un exceso de ácido a 1.00 atm y 25°C: Sn(s) + 2H+ (ac) ⎯→ Sn2+ (ac) + H2(g) Suponga un comportamiento de gas ideal. 6.20 Calcule el trabajo realizado, en joules, cuando se evapora 1.0 mol de agua a 1.0 atm y 100ºC. Suponga que el volu- men del agua líquida es insignificante comparado con el volumen del vapor a 100ºC. Suponga un comportamiento de gas ideal. Entalpía de las reacciones químicas Preguntas de repaso 6.21 Defina los siguientes términos: entalpía, entalpía de reac- ción. ¿En qué circunstancia el calor de una reacción es igual al cambio de entalpía de la misma reacción? 6.22 Al escribir las ecuaciones termoquímicas, ¿por qué es im- portante indicar el estado físico (es decir, gaseoso, líquido, sólido o acuoso) de cada sustancia? 6.23 Explique el significado de la siguiente ecuación termoquí- mica: 4NH3(g) + 5O2(g) ⎯→ 4NO(g) + 6H2O(g) ∆H = –904 kJ/mol 6.24 Considere la siguiente reacción: 2CH3OH(l) + 3O2(g) ⎯→ 4H2O(l) + 2CO2(g) ∆H = –1 452.8 kJ/mol ¿Cuál es el valor de ∆H si: a) la ecuación se multiplica por 2, b) se invierte la dirección de la reacción de manera que los productos se conviertan en reactivos y viceversa, c) se forma vapor de agua como producto en vez de agua líquida? Problemas 6.25 El primer paso en la recuperación industrial del zinc de su mena de sulfuro de zinc es el tostado, es decir, la conver- sión de ZnS en ZnO al calentarlo: 2ZnS(s) + 3O2(g) ⎯→ 2ZnO(s) + 2SO2(g) ∆H = –879 kJ/mol Calcule el calor liberado (en kJ) por gramo de ZnS tos- tado. 6.26 Determine la cantidad de calor (en kJ) liberado cuando se producen 1.26 × 104 g de NO2 de acuerdo con la ecua- ción 2NO(g) + O2(g) ⎯→2NO2(g) ∆H = –114.6 kJ/mol 6.27 Considere la reacción: 2H2O(g) ⎯→ 2H2(g) + O2(g) ∆H = 483.6 kJ/mol Si 2.0 moles de H2O(g) se convierten en H2(g) y O2(g) contra una presión de 1.0 atm a 125ºC, ¿cuál será ∆E para esta reacción? 6.28 Considere la reacción: H2(g) + Cl2(g) ⎯→ 2HCl(g) ∆H = –184.6 kJ/mol Si 3 moles de H2 reaccionan con 3 moles de Cl2 para for- mar HCl, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1.0 atm a 25ºC. ¿Cuál es ∆E para esta re- acción? Suponga que la reacción se completa. Calorimetría Preguntas de repaso 6.29 ¿Cuál es la diferencia entre calor específico y capacidad calorífica? ¿Cuáles son las unidades de estas dos cantida- des? ¿Cuál es la propiedad intensiva y cuál la extensiva? 6.30 Defina calorimetría y describa dos calorímetros usados comúnmente. En la medición calorimétrica, ¿por qué es importante que se conozca la capacidad calorífica del ca- lorímetro? ¿Cómo se determina este valor? Problemas 6.31 Considere los siguientes datos: Metal Al Cu Masa (g) 10 30 Calor específico (J/gTºC) 0.900 0.385 Temperatura (ºC) 40 60 Cuando estos dos metales entran en contacto, ¿qué puede suceder de lo siguiente? a) El calor fluirá del Al al Cu debido a que el Al tiene un calor específico mayor. b) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una masa mayor. 06_Chapter 6.indd 263 12/21/09 2:36:11 PM
- 295. 264 CAPíTULO 6 Termoquímica c) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una capacidad calorífica mayor. d) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una temperatura más alta. e) El calor no fluirá hacia ninguna dirección. 6.32 Un trozo de plata con una masa de 362 g tiene una capaci- dad calorífica de 85.7 J/ºC. ¿Cuál es el calor específico de la plata? 6.33 Un trozo de 6.22 kg de cobre metálico se calienta desde 20.5 hasta 324.3ºC. Calcule el calor absorbido (en kJ) por el metal. 6.34 Calcule la cantidad de calor liberado (en kJ) por 366 g de mercurio cuando se enfría desde 77.0 hasta 12.0ºC. 6.35 Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una tem- peratura de 18.0ºC se coloca sobre una hoja de hierro que pesa 20.0 g y que está a una temperatura de 55.6ºC. ¿Cuál es la temperatura final de la combinación de los dos meta- les? Suponga que no hay pérdida de calor hacia los alrede- dores. (Sugerencia: El calor ganado por el oro debe ser igual al calor perdido por el hierro. El calor específico de los metales se da en la tabla 6.2.) 6.36 A una muestra de agua a 23.4ºC en un calorímetro de pre- sión constante y de capacidad calorífica insignificante, se agrega una pieza de aluminio de 12.1 g cuya temperatura es de 81.7ºC. Si la temperatura final del agua es de 24.9ºC, calcule la masa del agua en el calorímetro. (Sugerencia: Vea la tabla 6.2.) 6.37 Una muestra de 0.1375 g de magnesio sólido se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante que tiene una capacidad calorífica de 3 024 J/ºC. El aumento de la tem- peratura es de 1.126ºC. Calcule el calor liberado por la combustión del Mg, en kJ/g y en kJ/mol. 6.38 Una muestra de 2.00 × 102 mL de HCl 0.862 M se mezcla con 2.00 × 102 mL de Ba(OH)2 0.431 M en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica in- significante. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y Ba(OH)2 es la misma a 20.48ºC. Para el proceso H+ (ac) + OH– (ac) ⎯→ H2O(l) el calor de neutralización es de –56.2 kJ/mol. ¿Cuál es la temperatura final de la disolución mezclada? Entalpía estándar de formación y de reacción Preguntas de repaso 6.39 ¿Cuál es el significado de la condición de estado están- dar? 6.40 ¿Cómo se determina el valor de la entalpía estándar de un elemento y de un compuesto? 6.41 ¿Cuál es el significado de entalpía estándar de reacción? 6.42 Escriba la ecuación para calcular la entalpía de una reac- ción. Defina todos los términos. 6.43 Enuncie la ley de Hess. Explique, con un ejemplo, la utili- dad de la ley de Hess en termoquímica. 6.44 Describa cómo utilizan los químicos la ley de Hess para determinar el valor de ∆Hf° de un compuesto midiendo su calor (entalpía) de combustión. Problemas 6.45 ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía estándar de formación es diferente de cero a 25ºC? Na(s), Ne(g), CH4(g), S8(s), Hg(l), H(g). 6.46 Los valores de ∆Hf° de los dos alotropos del oxígeno, O2 y O3, son 0 y 142.2 kJ/mol, respectivamente, a 25ºC. ¿Cuál es la forma más estable a esta temperatura? 6.47 ¿Cuál cantidad negativa es mayor que 25ºC: ∆Hf° para H2O(l) o ∆Hf° para H2O(g)? 6.48 Prediga el valor de ∆Hf° (mayor que, menor que o igual a cero) para los siguientes pares de elementos a 25ºC: a) Br2(g); Br2(l), b) I2(g); I2(s). 6.49 En general, los compuestos con valores negativos de ∆Hf° son más estables que aquellos con valores de ∆Hf° positi- vos. El H2O2(l) tiene un valor negativo de ∆Hf° (vea la tabla 6.4). ¿Por qué, entonces, el H2O2(l) tiende a descom- ponerse en H2O(l) y O2(g)? 6.50 Sugiera algunas formas (con las ecuaciones apropiadas) que permitan medir los valores de ∆Hf° de Ag2O(s) y CaCl2(s) a partir de sus elementos. No es necesario hacer cálculos. 6.51 Calcule el calor de descomposición para el siguiente pro- ceso a presión constante y 25°C: CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g) (Busque la entalpía estándar de formación de reactivos y productos en la tabla 6.4.) 6.52 Las entalpías estándar de formación de iones en disolucio- nes acuosas se obtiene asignando, arbitrariamente, un va- lor de cero para los iones H+ , es decir, ∆Hf°[H+ (ac)] = 0. a) Para la siguiente reacción ∆H° = –74.9 kJ/mol calcule ∆Hf° para los iones Cl− . b) Sabiendo que ∆Hf° para los iones OH− es de −229.6 kJ/mol, calcule la entalpía de neutralización cuando 1 mol de un ácido monoprótico fuerte (como el HCl) se titula con 1 mol de una base fuerte (como KOH) a 25°C. 6.53 Calcule el calor de combustión para cada una de las si- guientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3: a) 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l) b) 2C2H2(g) + 5O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 2H2O(l) 6.54 Calcule el calor de combustión para cada una de las si- guientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3: a) C2H4(g) + 3O2(g) ⎯→ 2CO2(g) + 2H2O(l) b) 2H2S(g) + 3O2(g) ⎯→ 2H2O(l) + 2SO2(g) HCl(g) ⎯⎯→ H+ (ac) + Cl– (ac)H2O 06_Chapter 6.indd 264 12/21/09 2:36:11 PM
- 296. 265Preguntas y problemas 6.55 Metanol, etanol y n-propanol son tres alcoholes comunes. Cuando se quema en el aire 1.00 g de cada uno de estos al- coholes se libera calor. El calor se libera de la siguiente manera:a)metanol(CH3OH),−22.6kJ;b)etanol(C2H5OH), −29.7 kJ; c) n-propanol (C3H7OH), −33.4 kJ. Calcule el calor de combustión de estos alcoholes en kJ/mol. 6.56 El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción es de 436.4 kJ/mol: H2(g) ⎯→ H(g) + H(g) Calcule la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico (H). 6.57 A partir de las entalpías estándar de formación, calcule ∆H°reac para la reacción C6H12(l) + 9O2(g) ⎯→ 6CO2(g) + 6H2O(l) Para C6H12(l), ∆Hf° = −151.9 kJ/mol 6.58 El pentaborano-9, B5H9, es un líquido incoloro muy reac- tivo que arde con flama en cuanto se le expone al oxígeno. La reacción es 2B5H9(l) + 12O2(g) ⎯→ 5B2O3(s) + 9H2O(l) Calcule los kilojoules de calor liberado por gramo del compuesto que reacciona con oxígeno. La entalpía están- dar de formación del B5H9 es de 73.2 kJ/mol. 6.59 Determine la cantidad de calor (en kJ) que se libera cuando se producen 1.26 × 104 g de amoniaco, de acuerdo con la ecuación N2(g) + 3H2(g) ⎯→ 2NH3(g) ∆H°reac = −92.6 kJ/mol Suponga que la reacción se efectúa en condiciones están- dar a 25°C. 6.60 A 850°C, el CaCO3 se descompone en gran medida, pro- duciendo CaO y CO2.. Suponiendo que los valores de ∆Hf° de reactivos y productos son iguales a 850 que a 25°C, calcule el cambio de entalpía (en kJ) si durante una reac- ción se producen 66.8 g de CO2. 6.61 A partir de los siguientes datos S(rómbico) + O2(g) ⎯→ SO2(g) ∆H°reac = –296.06 kJ/mol S(monoclínico) + O2(g) ⎯→ SO2(g) ∆H°reac = –296.36 kJ/mol calcule el cambio de entalpía para la transformación S(rómbico) ⎯→ S(monoclínico) (El azufre monoclínico y el rómbico son diferentes formas alotrópicas del azufre elemental.) 6.62 A partir de los siguientes datos, C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ H2O(l) ∆H°reac= –285.8 kJ/mol 2C2H6(g) + 7O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 6H2O(l) ∆H°reac = –3 119.6 kJ/mol calcule el cambio de entalpía para la reacción 2C(grafito) + 3H2(g) ⎯→ C2H6(g) 6.63 A partir de los siguientes calores de combustión, CH3OH(l) + 3 2 O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l) ∆H°reac = –726.4 kJ/mol C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H°reac = –393.5 kJ/mol H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ H2O(l) ∆H°reac = –285.8 kJ/mol calcule la entalpía de formación del metanol (CH3OH) a partir de sus elementos: C(grafito) + 2H2(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ CH3OH(l) 6.64 Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción 2Al(s) + Fe2O3(s) ⎯→ 2Fe(s) + Al2O3(s) dado que 2Al(s) + 3 2 O2(g) ⎯→Al2O3(s) ∆H°reac = –1 669.8 kJ/mol 2Fe(s) + 3 2 O2(g) ⎯→ Fe2O3(s) ∆H°reac = –822.2 kJ/mol Calor de disolución y calor de dilución Preguntas de repaso 6.65 Defina los siguientes términos: entalpía de disolución, hi- dratación, calor de hidratación, energía reticular y calor de dilución. 6.66 ¿Por qué la energía reticular de un sólido siempre es una cantidad positiva? ¿Por qué la hidratación de los iones siempre es una cantidad negativa? 6.67 Imagine dos compuestos iónicos, A y B. A tiene mayor valor de energía reticular que B. ¿Cuál de los dos com- puestos es más estable? 6.68 El catión Mg2+ es más pequeño que el catión Na+ y además tiene mayor carga positiva. ¿Cuál de las dos especies tiene mayor energía de hidratación (en kJ/mol)? Explique. 6.69 Considere la disolución de un compuesto iónico, como el fluoruro de potasio, en agua. Descomponga el proceso en los siguientes pasos: separación de cationes y aniones en fase de vapor, y la hidratación de los iones en el medio acuoso. Analice los cambios de energía asociados en cada etapa. ¿Cómo depende el calor de disolución del KF de las magnitudes relativas de estas dos cantidades? ¿En qué ley se basa la relación? 06_Chapter 6.indd 265 12/21/09 2:36:13 PM
- 297. 266 CAPíTULO 6 Termoquímica 6.70 ¿Por qué es peligroso agregar agua a un ácido concentrado, como el ácido sulfúrico, durante el proceso de dilución? Problemas adicionales 6.71 La convención arbitraria de asignar el valor de entalpía cero para la forma más estable de cada elemento en el es- tado estándar de 25°C es una manera conveniente de ma- nejar las entalpías de reacción. Explique por qué no puede aplicarse esta convención a las reacciones nucleares. 6.72 Considere las dos reacciones siguientes: A ⎯→ 2B ∆H°reac = ∆H1 A ⎯→ C ∆H°reac = ∆H2 Determine el cambio de entalpía para el proceso 2B ⎯→ C 6.73 El cambio de entalpía estándar ∆H° para la descomposi- ción térmica del nitrato de plata es de +78.67 kJ, de acuerdo con la siguiente ecuación: AgNO3(s) ⎯→ AgNO3(s) + 1 2 O2(g) La entalpía estándar de formación del AgNO3(s) es de –123.02 kJ/mol. Calcule la entalpía estándar de formación del AgNO2(s). 6.74 La hidracina, N2H4, se descompone de acuerdo con la si- guiente reacción: 3N2H4(l) ⎯→ 4NH2(g) + N2(g) a) Si la entalpía estándar de formación de la hidracina es de 50.42 kJ/mol, calcule ∆H° para su descomposición. b) Tanto la hidracina como el amoniaco se queman en oxígeno para producir H2O(l) y N2(g). Escriba ecuaciones balancea- das para cada uno de estos procesos y calcule ∆H° para cada uno de ellos. Tomando como base la masa (por kg), ¿cuál sería mejor combustible, la hidracina o el amoniaco? 6.75 Considere la reacción N2(g) + 3H2(g) ⎯→ 2NH3(g) ∆H°reac = –92.6 kJ/mol Si 2.0 moles de N2 reaccionan con 6.0 moles de H2 para formar NH3, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1.0 atm a 25°C. ¿Cuál es el ∆E para esta reacción? Suponga que la reacción es completa. 6.76 Calcule el calor liberado cuando 2.00 L de Cl2(g) con una densidad de 1.88 g/L reaccionan con un exceso de sodio metálico a 25ºC y 1 atm para formar cloruro de sodio. 6.77 En la fotosíntesis se produce glucosa, C6H12O6, y oxígeno a partir de dióxido de carbono y agua: 6CO2 + 6H2O ⎯→ C6H12O6 + 6O2 a) ¿Cómo se puede determinar experimentalmente el va- lor de ∆H°reac para esta reacción? b) La radiación solar produce alrededor de 7.0 × 1014 kg de glucosa al año en la Tierra. ¿Cuál es el cambio de ∆H° correspondiente? 6.78 Una muestra de 2.10 moles de ácido acético cristalino, inicialmente a 17.0°C, se deja fundir a 17.0°C y posterior- mente se calienta a 118.1°C (su punto de ebullición nor- mal) a 1.00 atm. La muestra se deja evaporar a 118.1°C y rápidamente se enfría a 17.0°C, cristalizándose de nuevo. Calcule ∆H° para el proceso total descrito. 6.79 Calcule el trabajo realizado, en joules, por la reacción 2Na(s) + 2H2O(l) ⎯→ 2NaOH(ac) + H2(g) cuando 0.34 g de Na reaccionan con agua para formar hi- drógeno gaseoso a 0°C y 1.0 atm. 6.80 Se cuenta con los siguientes datos: H2(g) ⎯→ 2H(g) ∆H° = 436.4 kJ/mol Br2(g) ⎯→ 2Br(g) ∆H° = 192.5 kJ/mol H2(g) + Br2(g) ⎯→ 2HBr(g) ∆H° = –72.4 kJ/mol Calcule ∆H° para la reacción H(g) + Br(g) ⎯→ HBr(g) 6.81 El metanol (CH3OH) es un disolvente orgánico que tam- bién se utiliza como combustible en algunos motores de automóviles. Calcule la entalpía estándar para la forma- ción del metanol, a partir de los siguientes datos: 2CH3OH(l) + 3O2(g) ⎯→ 2CO2(g) + 4H2O(l) ∆H°reac = –1452.8 kJ/mol 6.82 Se coloca una muestra de 44.0 g de un metal desconocido a 99.0°C en un calorímetro a presión constante que con- tiene 80.0 g de agua a 24.0°C. Se encontró que la tempe- ratura final del sistema fue de 28.4°C. Calcule el calor específico del metal. (La capacidad calorífica del calorí- metro es de 12.4 J/°C.) 6.83 Usando los datos del apéndice 3 calcule el cambio entál- pico para la reacción gaseosa que se muestra aquí. (Suge- rencia: Primero determine el reactivo limitante.) CO NO CO2 N2 06_Chapter 6.indd 266 12/21/09 2:36:17 PM
- 298. 267Preguntas y problemas 6.84 El “gas productor” (monóxido de carbono) se prepara ha- ciendo pasar aire sobre coque calentado al rojo: C(s) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO(g) El gas de agua (mezcla de monóxido de carbono e hidró- geno) se prepara haciendo pasar vapor de agua sobre co- que calentado al rojo: C(s) + H2O(g) ⎯→ CO(g) + H2(g) Durante muchos años, tanto el gas productor como el gas de agua se utilizaron como combustibles industriales y domésticos. La producción de estos gases en gran escala se hacía de manera alterna, es decir, primero se obtenía gas productor, luego gas de agua y así sucesivamente. Me- diante un razonamiento termoquímico explique por qué se eligió este procedimiento. 6.85 Compare el calor producido por la combustión completa de 1 mol de metano (CH4) con el calor producido por la combustión de un mol de gas de agua (0.50 moles de H2 y 0.50 moles de CO), en las mismas condiciones. A partir de su respuesta, ¿sería preferible utilizar metano en lugar de gas de agua como combustible? Sugiera otras dos razones que expliquen la preferencia del metano sobre el gas de agua como combustible. 6.86 La llamada economía del hidrógeno se basa en la produc- ción del hidrógeno a partir de agua, utilizando la energía solar. El gas se quema posteriormente como combustible: 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l) La ventaja principal de utilizar hidrógeno como combusti- ble es que no contamina. Una gran desventaja es que, al ser un gas, es más difícil de almacenar que los líquidos o sólidos. Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso, a 25°C y 1.00 atm, que se requiere para producir una cantidad de energía equivalente a la que se produce por la combustión de un galón de octano (C8H18). La densidad del octano es de 2.66 kg/gal y su entalpía estándar de formación es −249.9 kJ/mol. 6.87 Tanto el etanol (C2H5OH) como la gasolina (que se su- pone que está constituida en su totalidad por octano, C8H18) se utilizan como combustibles para automóvi- les. Si la gasolina se vende a 4.50 dólares/gal, ¿cuál debe ser el precio del etanol para proporcionar la misma cantidad de calor por dólar? La densidad y ∆H°f del octano son 0.7025 g/mL y –249.9 kJ/mol, y los del eta- nol son 0.7894 g/mL y –277.0 kJ/mol, respectivamente. 1 gal = 3.785 L. 6.88 ¿Qué volumen de etano (C2H6), medido a 23.0°C y 752 mmHg, se requiere para calentar 855 g de agua desde 25.0 hasta 98.0°C? 6.89 Si la energía se conserva, ¿cómo es posible que se pre- sente una crisis energética? 6.90 El calor de evaporación de un líquido (∆Hevap) es la ener- gía que se requiere para evaporar 1.00 g del líquido en su punto de ebullición. En un experimento se colocaron 60.0 g de nitrógeno líquido (punto de ebullición de –196°C) en un vaso desechable de espuma de poliuretano que con- tiene 2.00 × 102 g de agua a 55.3°C. Calcule el calor mo- lar de evaporación del nitrógeno líquido si la temperatura final del agua es de 41.0°C. 6.91 Explique por qué se experimenta una sensación de enfria- miento cuando se frota etanol sobre la piel, sabiendo que C2H5OH(l) ⎯→ C2H5OH(g) ∆H° = 42.2 kJ/mol 6.92 ¿Para cuáles de las siguientes reacciones ∆H°reac = ∆H°f? a) H2(g) + S(rómbico) ⎯→ H2S(g) b) C(diamante) + O2(g) ⎯→ CO2(g) c) H2(g) + CuO(s) ⎯→ H2O(l) + Cu(s) d) O(g) + O2(g) ⎯→ O3(g) 6.93 Calcule el trabajo realizado (en joules) cuando se congela 1.0 mol de agua a 0°C y 1.0 atm. Los volúmenes de un mol de agua y de hielo son 0.0180 L y 0.0196 L, respecti- vamente. 6.94 Una muestra de 0.020 moles de un gas inicialmente con un volumen de 0.050 L a 20°C se expande a temperatura constante hasta un volumen de 0.50 L. Calcule el trabajo realizado (en joules) por el gas si se expande a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 0.20 atm. c) Si el gas del inciso b) se expande hasta que su presión se iguala a la presión externa, ¿cuál será su volumen final al detenerse la expansión y cuál será el trabajo realizado? 6.95 Calcule la entalpía estándar de formación del diamante, sabiendo que C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H° = –393.5 kJ/mol C(diamante) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H° = –395.4 kJ/mol 6.96 a) Para lograr una mayor eficiencia, el congelador de un refrigerador debe estar repleto de alimentos. ¿Cuál es la base termoquímica de esta recomendación? b) Empezando a la misma temperatura, el té y el café permanecen calien- tes durante más tiempo en un termo que una sopa de pasta en caldo de pollo. Sugiera una explicación. 6.97 Calcule el cambio de entalpía estándar para el proceso de fermentación. (Vea el problema 3.72.) 6.98 Los esquiadores y la gente que realiza actividades a la in- temperie en climas fríos disponen de ciertos hornos portá- tiles. La envoltura de papel del paquete, permeable al aire, contiene una mezcla de hierro en polvo, cloruro de sodio y otros componentes, todo humedecido con un poco de agua. La reacción exotérmica que produce el calor es muy común, es decir, la formación de herrumbre a partir del hierro: 4Fe(s) + 3O2(g) ⎯→ 2Fe2O3(s) 06_Chapter 6.indd 267 12/21/09 2:36:18 PM
- 299. 268 CAPíTULO 6 Termoquímica Cuando se retira la envoltura de plástico, las moléculas de O2 penetran a través del papel, provocando el inicio de la reacción. Un recipiente común contiene 250 g de hierro para calentar las manos o los alimentos durante más de cuatro horas. ¿Cuánto calor (en kJ) se produce a partir de esta reacción? (Sugerencia: Vea los valores de ∆Hf° en el apéndice 3.) 6.99 Una persona come 0.50 libras de queso (lo que representa una energía de 4 000 kJ). Suponga que no almacena ener- gía en su cuerpo. ¿Qué masa de agua (en gramos) es nece- sario que transpire para mantener su temperatura original? (Se necesitan 44.0 kJ para evaporar 1 mol de agua.) 6.100 Se calcula que el volumen total del océano Pacífico es de 7.2 × 108 km3 . Una bomba atómica mediana produce 1.0 × 1015 J de energía al hacer explosión. Calcule el número de bombas atómicas que se necesitan para liberar la canti- dad suficiente de energía capaz de aumentar la tempera- tura del agua del océano Pacífico en 1°C. 6.101 Una muestra de 19.2 g de hielo seco (dióxido de carbono sólido) se deja sublimar (evaporar) en un aparato como el que se muestra en la figura 6.5. Calcule el trabajo de ex- pansión realizado en contra de una presión externa cons- tante de 0.995 atm y a una temperatura constante de 22°C. Suponga que el volumen inicial del hielo seco es insigni- ficante y que el CO2 se comporta como un gas ideal. 6.102 Laentalpíadecombustióndelácidobenzoico(C6H5COOH) por lo general se utiliza como estándar para la calibración de bombas calorimétricas a volumen constante; su valor, determinado con exactitud, es de –3 226.7 kJ/mol. Cuando se queman 1.9862 g de ácido benzoico, la temperatura au- menta desde 21.84 hasta 25.67°C. ¿Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro? (Suponga que la cantidad de agua que rodea al calorímetro es exactamente de 2 000 g.) 6.103 La combustión 25.0 g de una mezcla gaseosa de H2 y CH4 libera 2 354 kJ de calor. Calcule la cantidad de cada uno de los gases en gramos. 6.104 El óxido de calcio (CaO) se utiliza para eliminar el dióxido de azufre generado por las estaciones eléctricas con base en la combustión del carbón 2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) ⎯→ 2CaSO4(s) Calcule el cambio de entalpía para este proceso si a diario se eliminan 6.6 × 105 g de SO2 mediante este proceso. 6.105 La sal de Glauber, sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4 T10H2O) tiene una transición de fase (es decir, de fusión o de congelación) a una conveniente temperatura de 32°C: Na2SO4T10H2O(s) ⎯→ Na2SO4T10H2O(l) ∆H° = 74.4 kJ/mol Por esta razón, este compuesto se utiliza para regular la temperatura en los hogares. Se coloca en bolsas de plás- tico en el techo de una habitación. Durante el día, el pro- ceso de fusión que es endotérmico absorbe calor de los alrededores, enfriando la habitación. Durante la noche, li- bera calor mientras se congela. Calcule la masa de sal de Glauber, en kilogramos, que se necesita para disminuir 8.2°C la temperatura del aire de una habitación a 1.0 atm. Las dimensiones de la habitación son de 2.80 m × 10.6 m × 17.2 m, el calor específico del aire es de 1.2 J/g · °C y la masa molar del aire puede tomarse como 29.0 g/mol. 6.106 Un globo de 16 m de diámetro se infla con helio a 18°C. a) Calcule la masa de He en el globo, suponiendo un com- portamiento ideal. b) Calcule el trabajo realizado (en joules) durante el proceso de inflado si la presión atmosfé- rica es de 98.7 kPa. 6.107 Se adiciona un exceso de zinc metálico a 50.0 mL de una disolución de AgNO3 0.100 M en un calorímetro a presión constante como el que se muestra en la figura 6.9. Como resultado de la reacción Zn(s) + 2Ag+ (ac) ⎯→ Zn2+ (ac) + 2Ag(s) la temperatura se eleva de 19.25 a 22.17°C. Si la capaci- dad calorífica del calorímetro es de 98.6 J/°C, calcule el cambio de entalpía para la reacción anterior con una base molar. Suponga que la densidad y el calor específico de la disolución son las mismas que las del agua e ignore los calores específicos de los metales. 6.108 a) Una persona bebe cuatro vasos de agua fría (3.0°C) diariamente. El volumen de cada vaso es de 2.5 × 102 mL. ¿Cuánto calor (en kJ) tiene que suministrar el cuerpo para elevar la temperatura del agua a 37°C, que es la tempera- tura corporal? b) ¿Cuánto calor pierde el cuerpo si se in- gieren 8.0 × 102 g de nieve a 0°C para quitar la sed? (La cantidad de calor necesario para fundir la nieve es de 6.01 kJ/mol.) 6.109 Un manual para conductores establece que la longitud para detenerse se cuadriplica conforme se duplica la velo- cidad; es decir, si un automóvil con una velocidad de 25 millas por hora recorre 30 pies antes de detenerse, enton- ces un automóvil con una velocidad de 50 millas por hora recorrerá 120 pies antes de detenerse. Justifique esto utili- zando la mecánica y la primera ley de la termodinámica. [Suponga que cuando un automóvil se detiene, su energía cinética (1 2 mu2 ) se convierte totalmente en calor.] 6.110 La entalpía estándar de formación de HF(ac), a 25°C, es de –320.1 kJ/mol; de OH– (ac) es de –229.6 kJ/mol; de F– (ac) es de –329.1 kJ/mol y de H2O(l) es de –285.8 kJ/ mol. a) Calcule la entalpía estándar de neutralización de HF(ac): HF(ac) + OH– (ac) ⎯→ F– (ac) + H2O(l) b) Utilizando el valor de –56.2 kJ como el cambio de en- talpía estándar para la reacción H+ (ac) + OH– (ac) ⎯→ H2O(l) calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción HF(ac) ⎯→ H+ (ac) + F– (ac) 6.111 ¿Por qué el frío, el aire húmedo y caliente, y el aire hú- medo son más desagradables que el aire seco a la misma 06_Chapter 6.indd 268 12/21/09 2:36:19 PM
- 300. 269Problemas especiales temperatura? (Los calores específicos del vapor de agua y del aire son aproximadamente 1.9 J/g · °C y 1.0 J/g · °C, respectivamente.) 6.112 A partir de la entalpía de formación del CO2 y de la si- guiente información calcule la entalpía estándar de forma- ción del monóxido de carbono (CO). CO(g) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H° = –283.0 kJ/mol ¿Por qué no es posible obtenerlo directamente, midiendo la entalpía de la siguiente reacción? C(grafito) + 1 2 O2(g) ⎯→ CO(g) 6.113 Una persona que pesa 46 kg bebe aproximadamente 500 g de leche, que tiene un valor “calórico” aproximado de 3.0 kJ/g. Si sólo 17% de la energía de la leche se convierte en trabajo mecánico, ¿hasta qué altura (en metros) podrá su- bir dicha persona, basándose en esta cantidad de energía? [Sugerencia: El trabajo realizado durante el ascenso está dado por mgh, donde m es la masa (en kilogramos), g es la aceleración gravitacional (9.8 m/s2 ) y h es la altura (en metros)]. 6.114 La altura de las cataratas del Niágara, hacia el lado de Estados Unidos, es de 51 metros. a) Calcule la energía potencial de 1.0 g de agua en la parte alta de las cataratas en relación con el nivel del piso. b) ¿Cuál es la velocidad de caída del agua si toda la energía potencial se convierte en energía cinética? c) ¿Cuál sería el aumento en la tem- peratura del agua si toda la energía cinética se transfor- mara en calor? (Consulte el problema 6.113 para recabar algunos de los datos necesarios.) 6.115 En el siglo xix, dos científicos llamados Dulong y Petit observaron que para un elemento sólido, el producto de su masa molar por su calor específico es aproximadamente de 25 J/°C. Esta observación, actualmente conocida como ley de Dulong y Petit, se utilizó para calcular el calor es- pecífico de los metales. Verifique la ley para los metales que se encuentran en la tabla 6.2. La ley no se cumple para uno de los metales. ¿De cuál se trata? ¿Por qué? 6.116 Determine la entalpía estándar de formación del etanol (C2H5OH) a partir de su entalpía estándar de combustión (–1 367.4 kJ/mol). 6.117 El acetileno (C2H2) y el benceno (C6H6) tienen la misma fórmula empírica. De hecho, es posible obtener benceno a partir de acetileno, como sigue: 3C2H2(g) ⎯→ C6H6(l) Las entalpías de combustión para C2H2 y C6H6 son de –1 299.4 kJ/mol y –3 267.4 kJ/mol, respectivamente. Cal- cule la entalpía estándar de formación de C2H2 y de C6H6 y, con estos valores, el cambio de entalpía para la forma- ción de C6H6 a partir de C2H2. 6.118 Se coloca un cubo de hielo a 0°C en un vaso desechable de espuma de poliuretano, que contiene 361 g de un refresco a 23°C. El calor específico del refresco es aproximada- mente el mismo que el del agua. Después de que el hielo y el refresco alcanzan una temperatura de equilibrio de 0°C, permanece un poco de hielo. Determine la masa de hielo que se fundió. Ignore la capacidad calorífica del vaso des- echable. (Sugerencia: Se necesitan 334 J para fundir 1 g de hielo a 0°C.) 6.119 Una compañía de gas de Massachusetts cobra 1.30 dólares por 15 pies3 de gas natural (CH4) medido a 20°C y 1.0 atm. Calcule el costo de calentar 200 mL de agua (sufi- ciente para preparar una taza de café o té) desde 20 hasta 100°C. Suponga que sólo 50% del calor generado por la combustión se utiliza para calentar el agua, el resto se pierde en los alrededores. 6.120 Calcule la energía interna de un pequeño dirigible Goodyear lleno con helio gaseoso a 1.2 × 105 Pa. El volu- men del dirigible es de 5.5 × 103 m3 . Si toda la energía se utiliza para calentar 10.0 toneladas de cobre a 21°C, cal- cule la temperatura final del metal. (Sugerencia: Vea la sección 5.7 para calcular la energía interna de un gas. 1 ton = 9.072 × 105 g.) 6.121 En general, las reacciones de descomposición son endo- térmicas, en tanto que las reacciones de combinación son exotérmicas. Proporcione una explicación cualitativa para estas tendencias. 6.122 El acetileno (C2H2) se puede obtener por la reacción de carburo de calcio (CaC2) con agua. a) Escriba una ecua- ción para la reacción. b) ¿Cuál es la cantidad máxima de calor (en joules) que se obtiene por la combustión de ace- tileno, empezando con 74.6 g de CaC2? 6.123 La temperatura promedio en los desiertos es alta durante el día pero muy baja durante la noche, en tanto que en re- giones a lo largo de la línea costera es más moderada. Explique. 6.124 Cuando se quema 1.034 g de naftaleno (C10H8) en una bomba calorimétrica a volumen constante a 298 K, se li- beran 41.56 kJ de calor. Calcule ∆E y ∆H para la reac- ción sobre una base molar. 6.125 Desde un punto de vista termoquímico, explique por qué un extintor de dióxido de carbono o agua no se debe utili- zar en un incendio con magnesio. Problemas especiales 6.126 Calcule ∆E para la siguiente reacción a 298 K 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l) 6.127 El término cal incluye al óxido de calcio (CaO, también llamado cal viva) y al hidróxido de calcio [Ca(OH)2, tam- bién llamado cal apagada]. Se utiliza en siderurgia para eliminar impurezas ácidas, en el control de la contamina- 06_Chapter 6.indd 269 12/21/09 2:36:20 PM
- 301. 270 CAPíTULO 6 Termoquímica ción del aire para eliminar óxidos ácidos como el SO2 y en el tratamiento de aguas. La cal viva se prepara industrial- mente calentando piedra caliza (CaCO3) a una tempera- tura superior a 2 000°C: CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g) ∆H° = 177.8 kJ/mol La cal apagada se produce al tratar la cal viva con agua: CaO(s) + H2O(l) ⎯→ Ca(OH)2(s) ∆H° = –65.2 kJ/mol La reacción exotérmica de la cal viva con el agua, así como los calores específicos tan bajos tanto de la cal viva (0.946 J/g · °C) como de la cal apagada (1.20 J/g · °C), hacen que sea peligroso almacenar y transportar la cal en recipientes de madera. Los barcos de vela hechos de ma- dera, que transportan cal, pueden incendiarse si acciden- talmente el agua penetra en las bodegas. a) Si una muestra de 500 g de agua reacciona con una cantidad equimolar de CaO (ambos a una temperatura inicial de 25°C), ¿cuál será la temperatura final del producto Ca(OH)2? Suponga que el producto absorbe todo el calor liberado en la reac- ción. b) Conociendo que las entalpías estándar de forma- ción de CaO y H2O son de –635.6 kJ/mol y de –285.8 kJ/ mol, respectivamente, calcule la entalpía estándar para la formación de Ca(OH)2. 6.128 Una muestra impura de 4.117 g de glucosa (C6H12O6) se quemó en un calorímetro a volumen constante con una capacidad calorífica de 19.65 kJ/ºC. Si el aumento en la temperatura es de 3.134ºC calcule el porcentaje en masa de la glucosa en la muestra. Suponga que las impurezas no se ven afectadas por el proceso de combustión. Vea el apéndice 3 en referencia a los datos termodinámicos. 6.129 Construya una tabla con los encabezados q, w, ∆E y ∆H. Para cada uno de los siguientes procesos, deduzca si cada una de las cantidades en la lista es positiva (+), negativa (–) o cero (0). a) Congelación del benceno. b) Compresión de un gas ideal a temperatura constante. c) Reacción del sodio con agua. d) Amoniaco líquido en ebullición. e) Ca- lentamiento de un gas a volumen constante. f) Fusión del hielo. 6.130 La combustión de 0.4196 g de un hidrocarburo libera 17.55 kJ de calor. Las masas de los productos son CO2 = 1.419 g y H2O = 0.290 g. a) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? b) Si la masa molar aproximada del com- puesto es de 76 g, calcule su entalpía estándar de forma- ción. 6.131 La actividad metabólica en el organismo humano libera aproximadamente 1.0 × 104 kJ de calor al día. Suponiendo que el cuerpo está compuesto por 50 kg de agua, ¿cuánto se elevaría la temperatura corporal si el cuerpo fuera un sistema aislado? ¿Cuánta agua debe eliminar el cuerpo como transpiración para mantener la temperatura corporal normal (37°C)? Comente sus resultados. El calor de vapo- rización del agua puede tomarse como 2.41 kJ/g. 6.132 Dé un ejemplo para cada una de las siguientes situaciones: a) agregar calor a un sistema aumenta su temperatura, b) agregar calor a un sistema no cambia (eleva) su tempera- tura y c) la temperatura de un sistema cambia aunque no se le agregue o extraiga calor. 6.133 A partir de los siguientes datos calcule el calor de disolu- ción para KI: NaCl NaI KCl KI Energía reticular (kJ/ mol) 788 686 699 632 Calor de disolución (kJ/mol) 4.0 –5.1 17.2 ? 6.134 Comenzando en A, un gas ideal experimenta un proceso cíclico que implica la expansión y compresión a tempera- tura constante, como se muestra. Calcule el trabajo total realizado. ¿Su resultado apoya la noción de que el trabajo no es una función de estado? P(atm) 21 V (L) 2 1 B C A D 6.135 Para las reacciones en fases condensadas (líquidas y sóli- das), la diferencia entre ΔH y ΔE suele ser muy pequeña. Este enunciado también es válido para las reacciones lle- vadas a cabo en condiciones atmosféricas. Sin embargo, en ciertos procesos bioquímicos, la presión puede ser tan grande que ΔH y ΔE pueden ser muy diferentes. Un ejem- plo conocido es la lenta conversión del grafito en diamante bajo la superficie terrestre. Calcule (ΔH – ΔE) para la con- versión de 1 mol de grafito en 1 mol de diamante a una presión de 50 000 atm. Las densidades del grafito y del diamante son de 2.25 g/cm3 y 3.52 g/cm3 , respectiva- mente. 06_Chapter 6.indd 270 12/21/09 2:36:22 PM
- 302. 271Respuestas a los ejercicios de práctica 6.1 a) 0, b) –286 J. 6.2 –63 J. 6.3 –6.47 × 103 kJ. 6.4 –111.7 kJ/ mol. 6.5 –34.3 kJ. 6.6 –728 kJ/mol. 6.7 21.19ºC. 6.8 22.49ºC. 6.9 87.3 kJ/mol. 6.10 –41.83 kJ/g. Respuestas a los ejercicios de práctica 06_Chapter 6.indd 271 12/21/09 2:36:22 PM
- 303. 272 m i s t e r i o d e l a química El neumático explosivo* Se suponía que era un trabajo rutinario: arreglar un neumático ponchado del automóvil de Harvey Smith. El dueño del “Garaje de Tom”, Tom Lee, le dio el neumático a Jerry para que lo reparara mientras él despachaba gasolina de una bomba. Minutos después, Tom escuchó una fuerte explosión. Corrió al interior del garaje y encontró el neumático destrozado, una pared derrumbada, el equipo dañado y a Jerry en el piso, inconsciente y sangrante. Por fortuna las heridas de Jerry no eran graves. Mientras se recuperaba en el hospital se aclaró el misterio del neumático explosivo. Cuando Harvey conducía su automóvil, un neumático pasó sobre un clavo y se reventó. Como es un conductor previsor, llevaba en el automóvil el recipiente de lata adecuado para la reparación instantánea de neumáticos, de modo que lo infló y llegó a casa sin problemas. El envase para arreglar neumáticos que Harvey utilizó contenía látex (hule natural) disuelto en un líquido propulsor, consis- tente en una mezcla de propano (C3H8) y butano (C4H10). El propano y el butano son gases en con- diciones atmosféricas, pero existen como líquidos bajo presión en botes de lata apropiados. Al presionar la válvula se abre la lata y libera la presión interna. La mezcla hierve y forma espuma de hule, que el gas propelente inyecta dentro del neumático, para sellar el pinchazo al mismo tiempo que infla el neumático. La presión en un neumático bajo es aproximadamente de una atmósfera, es decir, alrededor de 15 libras por pulgada cuadrada. Al utilizar el aerosol, Harvey infló el neumático a una presión de 35 psi, que es la presión manométrica y es la presión del neumático por encima de la presión atmosférica. Así, la presión total en el neumático era, realmente, de (15 + 35) psi, o 50 psi. El problema de uti- lizar gases naturales, como el propano y el butano, como propelentes es que se inflaman con facilidad. De hecho, estos gases reaccionan en forma explosiva con el aire, a una concentración entre 2 y 9% en volumen. Jerry, consciente del riesgo que corría al reparar el neumático de Harvey, tomó precau- ciones para evitar un accidente. Primero sacó del neumático el exceso del gas. Después lo volvió a inflar a 35 psi con aire y repitió el procedimiento. Esto es un proceso de dilución que intenta dismi- nuir en forma gradual la concentración de propano y butano. El hecho de que el neumático explotara significa que Jerry no diluyó los gases lo suficiente. Pero, ¿qué provocó la explosión? Cuando Jerry encontró el orificio del clavo en el neumático utilizó una especie de lima, una herramienta metálica, para limpiar el neumático y quitar el sello de hule antes de aplicar el nuevo parche y el líquido sellador. Lo último que Jerry recordaba era que estaba sacando las pinzas del orificio del neumático. Lo siguiente que supo es que estaba en el hospital, lleno de heridas. Para resolver este misterio utilice los siguientes indicios. * Adaptación autorizada de “The Exploding Tire”, por Jay A. Young, CHEM MATTERS, abril, 1988, p. 12. Derechos reservados 1995 American Chemical Society. 06_Chapter 6.indd 272 12/21/09 2:36:23 PM
- 304. 273 Indicios químicos 1. Escriba las ecuaciones balanceadas para la combustión de propano y butano. Los productos son dióxido de carbono y agua. 2. Cuando Harvey infló su neumático ponchado a 35 psi, la composición en volumen de los gases propano y butano está dada por (35 psi/50 psi) × 100%, es decir, 70%. Cuando Jerry desinfló el neumático por primera ocasión, la presión disminuyó a 15 psi, pero la composición se mantuvo a 70%. Con base en estos hechos, calcule la composición porcentual de propano y butano al final de los dos pasos: desinflado-inflado. ¿Llega al intervalo de explosión? 3. El neumático de Harvey estaba reforzado con acero; explique cómo se pudo haber producido la ignición. (Un neumático reforzado con acero tiene dos cinturones de alambre de acero como refuerzo exterior y dos cinturones de cuerda de poliéster como refuerzo interior). Reparador instantáneo de neumáticos. 06_Chapter 6.indd 273 12/21/09 2:36:25 PM
- 305. “Luces de neón” es un término genérico para la emisión atómica en la que participan varios gases nobles, mercurio y fósforo. La luz ultravioleta proveniente de átomos de mercurio excitados provoca que los tubos con revestimiento de fósforo emitan una luz fluorescente blanca y de otros colores. Los modelos muestran átomos de helio, neón, argón y mercurio. Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 07_Chapter 7.indd 274 12/22/09 11:13:01 AM
- 306. Avance del capítulo • Comenzaremos este capítulo con el análisis de la transición de la física clásica a la teoría cuántica. En particular entenderemos las propiedades de las ondas y de la radiación electromagnética y la formulación de Planck de la teoría cuántica. (7.1) • La explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico es otro paso en el desarrollo de la teoría cuántica. Para explicar sus observaciones experimentales, Einstein sugirió que la luz se comporta como un conjunto de partículas llamadas fotones. (7.2) • Luego estudiaremos la teoría de Bohr del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. En particular, Bohr postuló que las energías de un electrón en el átomo están cuan- tizadas y que las líneas de emisión son producto de las transiciones de los niveles más altos de energía a los más bajos. (7.3) • Algunos de los misterios de la teoría de Bohr encontraron su explicación en las teorías de De Broglie, quien sugirió que los electrones se comportan como ondas. (7.4) • Observaremos que las primeras ideas de la teoría cuántica llevaron a una nueva era en la física llamada mecánica cuántica. El principio de incertidumbre de Heisen- berg estableció los límites para la medición de los sistemas mecánico-cuánticos. La ecuación de la onda de Schrödinger describe el comportamiento de los electrones en átomos y moléculas. (7.5) • Aprenderemos que hay cuatro números cuánticos para describir un electrón en un átomo y las características de los orbitales en los cuales residen los electrones. (7.6 y 7.7) • La configuración electrónica permite dar un seguimiento a la distribución de los electrones en un átomo y entender sus propiedades magnéticas. (7.8) • Por último, aplicaremos las reglas para la escritura de las configuraciones electróni- cas de los elementos de la tabla periódica completa. En particular, los elementos se agrupan de acuerdo con sus configuraciones electrónicas externas. (7.9) Sumario 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica 7.2 El efecto fotoeléctrico 7.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno 7.4 La naturaleza dual del electrón 7.5 Mecánica cuántica 7.6 Números cuánticos 7.7 Orbitales atómicos 7.8 Configuración electrónica 7.9 El principio de construcción La teoría cuántica nos ayuda a predecir y entender la función que desempeñan los electrones en la química. De cierto modo, el estudio de los átomos nos lleva a contestar las siguientes preguntas: 1. ¿Cuántos electrones están presentes en determinado átomo? 2. ¿Qué energía posee un electrón individual? 3. ¿En qué parte del átomo se encuentran los electrones? Las respuestas a estas preguntas tienen relación directa con el comportamiento de todas las sustancias en las reacciones químicas y la búsqueda de respuestas es un marco fascinante para el presente capítulo. 275 07_Chapter 7.indd 275 12/22/09 11:13:19 AM
- 307. 276 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 7.1 De la física clásica a la teoría cuántica Los primeros intentos de los físicos del siglo xix para comprender el comportamiento de los átomos y de las moléculas no fueron exitosos del todo. Al suponer que las moléculas se com- portan como pelotas que rebotan, los físicos fueron capaces de predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos, como la presión que ejerce un gas. Sin embargo, este modelo no informaba del todo la estabilidad de las moléculas; es decir, no podía explicar qué fuerzas mantenían unidos a los átomos. Pasó mucho tiempo para que se descubriera (y aún más para que se aceptara) que las propiedades de los átomos y de las moléculas no son gobernadas por las mismas leyes físicas que rigen a los objetos más grandes. La nueva era de la física comenzó en 1900 con el joven físico alemán Max Planck.1 Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes tempera- turas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuanto. Los físicos siempre habían supuesto que la energía era un proceso conti- nuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física. Sin duda, la serie de investigaciones que siguió a este descubrimiento modificó para siempre el concepto de la naturaleza. Propiedades de las ondas Para comprender la teoría cuántica de Planck es necesario tener cierto conocimiento acerca de la naturaleza de las ondas. Podemos pensar en una onda como una alteración vibrátil me- diante la cual se transmite la energía. Las propiedades básicas de una onda se ilustran con un tipo muy conocido de ondas: las del agua (figura 7.1). La variación regular de las crestas y los valles hace posible percibir la propagación de las ondas. Las propiedades características de las ondas son su longitud y altura, así como el número de ondas que pasan por determinado punto en un segundo (figura 7.2). La longitud de onda, λ (lambda), es la longitud entre puntos iguales de ondas sucesivas. La frecuencia, ν (nu), es el número de ondas que pasan por un punto particular en un segundo. La amplitud de la onda es la longitud vertical de la línea media de una onda a su cresta o a su valle. Figura 7.2 a) Longitud de onda y amplitud. b) Dos ondas que tienen diferentes longitud de onda y frecuencia. La longitud de onda de la onda superior es tres veces mayor que la de la onda inferior, pero su frecuencia es sólo un tercio de la que tiene la onda inferior. Ambas tienen la misma rapidez y amplitud. Longitud de onda Longitud de onda Amplitud Amplitud Amplitud Dirección de propagación de la onda Longitud de onda a) b) 1 Max Karl Ernst Ludwig Planck (1858-1947). Físico alemán. Planck recibió el premio Nobel de Física en 1918 por su teoría cuántica. También realizó contribuciones importantes en termodinámica y otras áreas de la física. Figura 7.1 Ondas de agua oceánica. 07_Chapter 7.indd 276 12/22/09 11:13:29 AM
- 308. La rapidez es otra de las propiedades importantes de una onda, que depende del tipo de onda y del medio en el cual viaja (por ejemplo, aire, agua o vacío). La rapidez (u) de una onda es el producto de su longitud y frecuencia: u = λν (7.1) El concepto esencial de la ecuación (7.1) se comprende mejor cuando analizamos las dimen- siones físicas contenidas en los tres términos. La longitud de onda (λ) expresa la longitud de la onda, o longitud/onda. La frecuencia (ν) representa el número de ondas que pasan por un punto de referencia por unidad de tiempo, es decir, ondas/tiempo. Por tanto, el producto de estos términos tiene las dimensiones de longitud/tiempo, que es rapidez: longitud tiempo longitud onda ondas tiempo = × La longitud de onda se expresa de manera regular en unidades de metros, centímetros o nanó- metros, y la frecuencia se mide en hertz (Hz), donde 1 Hz = 1 ciclo/s El término “ciclo” se omite y la frecuencia se expresa como, por ejemplo, 25/s o 25s–1 (que se lee “25 por segundo”). Radiación electromagnética Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, del sonido y de la luz. En 1873, James Clerk Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. De acuer- do con esta teoría, una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético. Ambos tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, por tanto, igual rapidez, pero viajan en planos perpendiculares entre sí (figura 7.3). La trascen- dencia de la teoría de Maxwell estriba en que aporta una descripción matemática del compor- tamiento general de la luz. En particular, el modelo de Maxwell describe con exactitud cómo se puede propagar la energía en forma de radiación a través del espacio como una vibración de campos magnético y eléctrico. La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Las ondas electromagnéticas viajan a 3.00 × 108 metros por segundo o 186 000 millas por segundo en el vacío (cantidades redondeadas). Esta rapidez varía según el medio, pero no lo suficiente para modificar de manera sustancial los cálculos. Por convención, la rapidez de las ondas electromagnéticas, que comúnmente se llama rapidez de la luz, se expresa con el símbolo c. La longitud de onda de las ondas electromagnéticas se expresa comúnmente en nanómetros (nm). Las ondas sonoras y las del agua no son ondas electromagnéticas, pero los rayos X y las ondas de radio sí lo son. En la cubierta interior final de este libro se proporciona un valor más exacto de la rapidez de la luz. Figura 7.3 Componentes del campo eléctrico y del campo magnético de una onda electromagnética. Ambos componentes tienen la misma longitud de onda, frecuencia y amplitud, pero vibran en dos pla- nos recíprocamente perpendiculares. Componente del campo eléctrico Componente del campo magnético z y x La longitud de onda de la luz verde de un semáforo es de alrededor de 522 nm. ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación? Estrategia Se nos proporciona la longitud de onda de una onda electromagnética y se nos pide calcular su frecuencia. Al reorganizar la ecuación (7.1) y reemplazar u con c (rapidez de la luz) resulta v c = λ (continúa) EjEmplo 7.1 2777.1 De la física clásica a la teoría cuántica 07_Chapter 7.indd 277 12/22/09 11:13:31 AM
- 309. 278 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos La figura 7.4 muestra diversos tipos de radiación electromagnética con distinta longitud de onda y frecuencia. Las ondas largas de radio se transmiten mediante grandes antenas, como las que se utilizan en las telecomunicaciones. Las ondas de luz visible, más cortas, se deben al Solución Debido a que la rapidez de la luz se da en metros por segundo, es conveniente primero convertir la longitud de onda en metros. Recuerde que 1 nm = 1 × 10-–9 m (vea la tabla 1.3). Escribimos λ = × × = ×522 1 10 522 10 9 9 nm 1 nm m – – m= ×5 22 10 7 . – Al sustituir la longitud de onda y la velocidad de la luz (3.00 × 108 m/s), la frecuencia es Verificación La respuesta muestra que cada segundo pasan 5.75 × 1014 ondas por un punto fijo cada segundo. Esta alta frecuencia concuerda con la enorme rapidez de la luz. Ejercicio de práctica ¿Cuál es la longitud de onda (en metros) de una onda electromagnética que tiene una frecuencia de 3.64 × 107 Hz? Problema similar: 7.7. Longitud de onda (nm) 10–3 10–1 10 103 105 107 109 1011 1013 Frecuencia (Hz) 1020 1018 1016 1014 1012 1010 108 106 104 Tipo de radiación Rayos gamma Rayos X Ultra- violeta Lámparas solares Rayos X Lámparas de calor Hornos de microondas, radares, estaciones satelitalesa) Televisión de frecuencia ultra- alta (TV UHF), teléfonos celulares Radio FM y televisión de frecuencia muy alta (TV VHF) Radio AM Infrarrojo Visible Microondas Ondas de radio 1 3 4 789 * 0# b) 400 nm 500 600 700 Figura 7.4 a) Tipos de radiación electromagnética. Los rayos gamma tienen la longitud de onda más corta y la frecuencia más alta; las ondas de radio tienen la longitud de onda más larga y la frecuencia más baja. Cada tipo de radiación abarca un intervalo específico de longitudes de onda (y frecuencias). b) La luz visible abarca longitudes de onda que van desde 400 nm (violeta) hasta 700 nm (rojo). v = × × = × 3 00 10 5 75 8 . . m/s 5.22 10 10 /s, o 5. –7 14 m 775 Hz×1014 07_Chapter 7.indd 278 12/22/09 11:13:35 AM
- 310. movimiento de los electrones en los átomos y moléculas. Las ondas más cortas, que también tienen la frecuencia más alta, se relacionan con los rayos γ (gamma), que se forman durante los cambios ocurridos dentro del núcleo del átomo (vea el capítulo 2). Como veremos en seguida, a medida que aumenta la frecuencia, la radiación es más energética. Así, la radiación ultravioleta, los rayos X y los rayos γ son radiaciones de alta energía. Teoría cuántica de Planck Cuando los sólidos se someten a calentamiento emiten radiación electromagnética que abarca una amplia gama de longitudes de onda. La luz rojiza tenue de un calentador eléctrico o la luz blanca brillante de una lámpara de tungsteno son algunos ejemplos de radiación que emiten los sólidos calentados. Las mediciones hechas en la última parte del siglo xix mostraron que la cantidad de energía radiante que emitía un objeto a cierta temperatura dependía de su longitud de onda. Sin embargo, la explicación de esta dependencia con la teoría ondulatoria establecida y con las leyes de la termodinámica no era del todo satisfactoria. Una de las teorías explicaba la dependencia de la longitud de onda corta pero no la de longitudes de onda más largas. Otra teoría explicaba la dependencia de longitudes más largas, pero no la de las cortas. Era como si faltara algo fundamental en las leyes de la física clásica. Planck resolvió el problema con una suposición que se apartaba en forma radical de los conceptos establecidos. La física clásica asumía que los átomos y las moléculas emitían (o absorbían) cualquier cantidad arbitraria de energía radiante. En cambio, Planck proponía que los átomos y las moléculas emitían (o absorbían) energía sólo en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos. A la mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absor- ber) en forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía E de sólo un cuanto de energía está dada por E = hν (7.2) donde h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de radiación. El valor de la constante de Planck es 6.63 × 10–34 J · s. Debido a que ν = c/λ, la ecuación (7.2) también se puede expresar de la siguiente manera E h c = λ (7.3) De acuerdo con la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos de hν; por ejemplo, hν, 2 hν, 3 hν, . . ., etc., pero nunca en cantidades como 1.67 hν o 4.98 hν. Cuando Planck presentó su teoría, no podía explicar por qué las energías debían ser fijas (finitas), o cuantizadas. Sin embargo, con esta hipótesis no tuvo problemas para correlacionar los datos experimentales de las emisiones de los sólidos en toda la gama de longitudes de onda; todas se explicaban con la teoría cuántica. La idea de que la energía debía estar cuantizada o “empaquetada” tal vez parezca extraña, pero el concepto cuántico tiene muchas analogías. Por ejemplo, una carga eléctrica también está cuantizada; sólo puede haber múltiplos enteros de e, la carga del electrón. La materia mis- ma está cuantizada, por el número de electrones, protones y neutrones, y el número de átomos que hay en una muestra de materia también debe ser un entero. Del mismo modo, el sistema monetario de Estados Unidos está basado en un “cuanto” de valor, el penny o centavo de dólar. Incluso los procesos que suceden en los organismos vivos están cuantizados. Los huevos que pone una gallina son cuantizados, y una gata preñada puede parir un número entero de gatitos, nunca una mitad o tres cuartos de un gatito. 2797.1 De la física clásica a la teoría cuántica 07_Chapter 7.indd 279 12/22/09 11:13:37 AM
- 311. 280 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Revisión de conceptos ¿Por qué hay radiación sólo en los UV pero no en la región visible o infrarroja responsable del bronceado? 7.2 El efecto fotoeléctrico En 1905, sólo cinco años después de que Planck presentara su teoría cuántica, Albert Einstein2 la utilizó para resolver otro misterio en la física: el efecto fotoeléctrico, un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y que se conoce como frecuencia umbral (fi- gura 7.5). El número de electrones liberados, no su energía, era proporcional a la intensidad (o brillantez) de la luz. No importaba qué tan intensa fuera la luz, los electrones no se liberaban cuando la frecuencia no llegaba al umbral. La teoría de la onda de luz no podía explicar el efecto fotoeléctrico, pero Einstein partió de una extraordinaria hipótesis al considerar que un rayo de luz es, en realidad, un torren- te de partículas. Tomando como punto de partida la teoría cuántica de Planck, Einstein dedujo que cada una de estas partículas de luz, que ahora se conocen como fotones, debe poseer una energía E, de acuerdo con la ecuación E = hν donde ν es la frecuencia de la luz. La ecuación para la energía del fotón tiene la misma forma que la ecuación (7.2) porque, como veremos más adelante, la radiación electromagnética se emite y se absorbe en forma de fotones. Figura 7.5 Aparato para estu- diar el efecto fotoeléctrico. La luz de cierta frecuencia cae sobre una superficie metálica limpia. El electrodo positivo atrae hacia sí los electrones expulsados. Un detector registra el flujo de electrones. Los medidores de luz que se utilizan en las cámaras fotográficas se basan en el efecto fotoeléctrico. MedidorFuente de voltaje Luz incidente – e– Metal + Calcule la energía (en joules) de: a) un fotón con una longitud de onda de 5.00 × 104 nm (región infrarroja) y b) un fotón que tiene una longitud de onda de 5.00 × 10–2 nm (región de los rayos X). Estrategia Tanto en a) como en b) se nos proporciona la longitud de onda de un fotón y se nos pide calcular su energía por medio de la ecuación (7.3). La constante de Planck se da en el texto y en la parte interior de la cubierta final del libro. Solución a) A partir de la ecuación (7.3), Ésta es la energía de un solo fotón con una longitud de onda de 5.00 × 104 nm. b) Siguiendo el mismo procedimiento que en a), podemos mostrar que la energía del fotón que tiene una longitud de onda de 5.00 × 10–2 nm es de . (continúa) EjEmplo 7.2 2 Albert Einstein (1879-1955). Físico de origen alemán. Es considerado por muchos uno de los dos físicos más grandes que el mundo ha conocido (el otro fue Isaac Newton). Los tres ensayos (sobre la relatividad especial, el mo- vimiento browniano y el efecto fotoeléctrico) que publicó en 1905 mientras trabajaba como asistente técnico en una oficina suiza de patentes en Berna influyeron profundamente en el desarrollo de la física. Recibió el premio Nobel de Física en 1921 por su explicación del efecto fotoeléctrico. E h c = = × ⋅ × × λ ( . )( .– 6 63 10 3 00 1034 8 J s m/s) (5.00 100 nm) 1 10 m 1 nm J 4 –9 × = ×3 98 10 21 . – 3.98 × 10–15 J 07_Chapter 7.indd 280 12/22/09 11:13:41 AM
- 312. Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción y, para emitir- los, se necesita una luz que tenga una frecuencia suficientemente alta (es decir, una energía suficiente). El rayo de luz que incide sobre una superficie metálica puede compararse con la descarga de un rayo de partículas, fotones, sobre los átomos del metal. Si la frecuencia de los fotones es de una magnitud tal que hν es exactamente igual a la energía de enlace de los electrones en el metal, entonces la luz tendrá la energía suficiente para emitirlos. Con una luz de mayor frecuencia, los electrones no sólo serán emitidos, también adquirirán cierta energía cinética. Esto se resume en la siguiente ecuación hν = KE + W (7.4) donde KE es la energía cinética del electrón emitido y W es la función del trabajo, que es una medida de cuán fuerte están unidos los electrones en el metal. La ecuación (7.4) puede reescribirse como KE = hν – W para mostrar que, cuanto más energético sea el fotón (es decir, cuanto mayor sea su frecuen- cia), mayor será la energía cinética del electrón emitido. Ahora consideremos dos rayos de luz que tienen la misma frecuencia (que es mayor que la frecuencia umbral) pero diferentes intensidades. El rayo de luz más intenso consta de un mayor número de fotones; por consiguiente, emite más electrones de la superficie del metal que el rayo de luz más débil. Así que cuanto más intensa sea la luz, mayor será el número de electrones emitidos por el metal de prueba; a mayor frecuencia de la luz, mayor energía ciné- tica de los electrones emitidos. Verificación Como la energía de un fotón aumenta conforme disminuye la longitud de onda, observamos que un fotón de “rayos X” es 1 × 106 , o un millón de veces, más energético que un fotón “infrarrojo”. Ejercicio de práctica La energía de un fotón es de 5.87 × 10–20 J. ¿Cuál es su longitud de onda en nanómetros? Problema similar: 7.15. La función de trabajo del metal cesio es de 3.42 × 10−19 J. a) Calcule la frecuencia mínima de luz requerida para liberar electrones del metal. b) Calcule la energía cinética del electrón expulsado si se usa luz de frecuencia 1.00 × 1015 s−1 para irradiar el metal. Estrategia a) La relación entre la función de trabajo de un elemento y la frecuencia de la luz está dada por la ecuación (7.4). La frecuencia mínima de la luz necesaria para desprender el electrón es el punto en que la energía cinética del electrón expulsado es cero. b) Si se conoce tanto la función de trabajo como la frecuencia de la luz, podemos hallar el valor de la energía cinética del electrón expulsado. Solución a) Si KE = 0 en la ecuación (7.4), escribimos hν = W (continúa) EjEmplo 7.3 2817.2 El efecto fotoeléctrico 07_Chapter 7.indd 281 12/22/09 11:13:43 AM
- 313. 282 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos La teoría de Einstein acerca de la luz significó un dilema para los científicos. Por un lado, dicha teoría explicaba satisfactoriamente el efecto fotoeléctrico. Pero, por el otro, la teoría de partícula de la luz no era consistente con su conocido comportamiento de onda. La única forma de resolver este dilema era aceptar la idea de que la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda. Acorde con el tipo de experimento, la luz se comporta como onda o como torrente de partículas. Este concepto se apartaba en forma radical de lo que pensaban los físicos sobre la materia y la radiación, y tomó mucho tiempo para que se aceptara. En la sección 7.4 veremos que la naturaleza dual (partículas y ondas) no es exclusiva de la luz, sino que es característica de toda la materia, incluidos los electrones. Revisión de conceptos Una superficie metálica limpia se irradia con luz de tres diferentes longitudes de onda λ1, λ2 y λ3. Las energías cinéticas de los electrones expulsados son las siguientes: λ1: 2.9 × 10–20 J; λ2: aproximadamente cero; λ3: 4.2 × 10–19 J. ¿Cuál luz tiene la longitud de onda menor y cuál la mayor? 7.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno Las investigaciones de Einstein prepararon el camino para resolver otro “misterio” de la física del siglo xix: los espectros de emisión de los átomos. Espectros de emisión Desde el siglo xvii, época en que Newton demostró que la luz solar está formada de diversos componentes de color que al volver a combinarlos producen la luz blanca, los físicos y quími- cos ya habían estudiado las características de los espectros de emisión, es decir, los espectros continuos o de líneas de radiación emitida por las sustancias. Es posible observar un espectro de emisión de una sustancia al “energizar” una muestra de material mediante energía térmica, o bien con alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje). Así, una barra de hierro calentada al “rojo” o al “blanco” incandescente, recién sacada de la fuente de calentamiento, emite un resplandor característico. Este resplandor es la parte del espectro Por tanto, v W h s = = × × ⋅ = × 3 42 10 5 16 10 19 14 . . – J 6.63 10 J s–34 ––1 b) Al reordenar la ecuación (7.4) se tiene KE h W= = × ⋅ × ν – ( . ) – .– 6 63 10 3 4 34 J s)(1.00 10 s 15 –1 22 10 19 × = × – J 3.21 10 J–19 Comprobación La energía cinética del electrón expulsado (3.21 × 10−19 J) es menor que la energía del fotón (6.63 × 10−19 J). Por tanto, la respuesta es razonable. Ejercicio de práctica La función de trabajo del metal titanio es de 6.93 × 10−19 J. Calcule la energía cinética de los electrones expulsados si se utiliza luz de frecuencia 2.50 × 1015 s−1 para irradiar el metal. Problemas similares: 7.21, 7.22. 07_Chapter 7.indd 282 12/22/09 11:13:45 AM
- 314. visible para el ojo humano. El calor de esta misma barra representa otra parte de su espectro de emisión: la región infrarroja. Los espectros de emisión de los sólidos calentados tienen una característica común con el espectro solar: ambos son continuos; esto es, todas las longitudes de onda de la luz visible están representadas en estos espectros (vea la región visible en la figura 7.4). Por su parte, los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una dis- tribución continua de longitudes de onda del rojo al violeta; más bien, los átomos producen lí- neas brillantes en distintas partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de la luz sólo a ciertas longitudes de onda. La figura 7.6 muestra un esquema de un tubo de descarga que se emplea para estudiar los espectros de emisión; en la figura 7.7 en la página 284 se muestra el color que emiten los átomos de hidrógeno en un tubo de descarga. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características de un es- pectro atómico se emplean en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, de la misma forma en que las huellas digitales sirven para identificar a una persona. Cuando las líneas del espectro de emisión de un elemento conocido coinciden exactamente con las de una muestra desconocida, es posible establecer la identidad de esta muestra. Aunque ya se sabía que este procedimiento sería útil en el análisis químico, el origen de estas líneas se desconocía a principios del siglo xx. En la figura 7.8 se muestran los espectros de emisión de algunos elementos. Espectro de emisión del átomo de hidrógeno En 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y Einstein, el físico danés Niels Bohr3 dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. El tratamiento de Bohr es muy complejo y no se considera correcto en todos sus detalles. Por ello, aquí sólo nos concentraremos en los planteamientos importantes y en los resultados fina- les que explican la posición de las líneas espectrales. Figura 7.6 a) Dispositivo experimental para estudiar los espectros de emisión de átomos y moléculas. El gas en estudio se encuentra en un tubo de descarga que contiene dos electrodos. Al fluir los electrones del electrodo negativo al electrodo positivo, chocan con el gas. Este proceso de choque finalmente provoca la emisión de la luz por parte de los átomos (o molécu- las). La luz emitida se separa en sus componentes por medio de un prisma. Cada componente de color se enfoca en una posición definida, de acuerdo con su lon- gitud de onda, y da lugar a una imagen colorida sobre la placa fotográfica. Las imágenes a color se denominan líneas espectrales. b) Espectro de emisión de líneas de los átomos de hidrógeno. Rendija Tubo de descarga Placa fotográfica Espectro de líneasPrisma Luz separada en sus componentes Alto voltaje 400 nm 500 600 700 Cuando se aplica un alto voltaje entre los tenedores, algunos de los iones de sodio en el pepinillo se convierten en átomos de sodio en estado excitado. Estos átomos emiten la luz amarilla característica conforme se relajan hasta volver a su estado fundamental. 3 Niels Henrik David Bohr (1885-1962). Físico danés. Uno de los fundadores de la física moderna, recibió el premio Nobel de Física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno. 2837.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno a) b) 07_Chapter 7.indd 283 12/22/09 11:13:49 AM
- 315. 284 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Cuando Bohr abordó por primera vez este problema, los físicos ya sabían que los átomos estaban formados de electrones y protones. Consideraban al átomo como una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran velocidad. Este modelo resultaba atractivo porque semejaba el movimiento de los planetas alrededor del Sol. Se supo- nía que en el átomo de hidrógeno, la atracción electrostática entre el protón positivo “solar” y el electrón negativo “planetario” empujaba al electrón hacia el interior, y que esta fuerza se contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del electrón. Sin embargo, de acuerdo con las leyes de la física clásica, un electrón que se mueve en la órbita del átomo de hidrógeno experimentaría una aceleración hacia el núcleo al emitir energía en forma de ondas electromagnéticas. Por tanto, tal electrón rápidamente se movería en espiral hacia el núcleo y se destruiría junto con el protón. Para explicar por qué esto no sucede, Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas. En otras palabras, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por tanto, no radiará energía. Bohr atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado, a la caída del electrón de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía (fotón) en forma de luz (figura 7.9). Así demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por (7.5)E R n n = – H 1 2¢ ≤ donde RH, la constante de Rydberg4 para el átomo de hidrógeno tiene un valor de 2.18 × 10–18 J. El número n, denominado número cuántico principal, es un entero que tiene valores de n = 1, 2, 3, . . . Figura 7.7 Color que emiten los átomos de hidrógeno en un tubo de descarga. El color que se observa es resultado de la combinación de los colores emitidos en el espectro visible. 4 Johannes Robert Rydberg (1854-1919). Físico sueco. La principal contribución de Rydberg a la física fue su estudio de los espectros de línea de muchos elementos. Figura 7.8 Espectros de emisión de diferentes elementos. Litio (Li) Sodio (Na) Potasio (K) Calcio (Ca) Estroncio (Sr) Bario (Ba) Zinc (Zn) Cadmio (Cd) Mercurio (Hg) Hidrógeno (H) Helio (He) Neón (Ne) Argón (Ar) Gases Espectro de líneas brillantes Metales alcalinos (univalentes) Metales alcalinos (univalentes) Elementos alcalinotérreos (divalentes) Metales (divalentes) 07_Chapter 7.indd 284 12/22/09 11:14:00 AM
- 316. El signo negativo en la ecuación (7.5) es una convención arbitraria para indicar que la energía del electrón en el átomo es menor que la energía del electrón libre, es decir, un elec- trón situado a longitud infinita del núcleo. A la energía de un electrón libre se le asigna un valor arbitrario de cero. Matemáticamente, esto significa que n tiene un valor infinito en la ecuación (7.5), de manera que E∞ = 0. Cuando el electrón se acerca más al núcleo (cuando n disminuye), En aumenta su valor absoluto, pero también lo vuelve más negativo. Su valor más negativo se alcanza cuando n = 1 y corresponde al estado energético más estable. Este estado se conoce como estado fundamental o nivel basal, y corresponde al estado de energía más bajo de un sistema (en este caso, un átomo). La estabilidad del electrón disminuye para n = 2, 3, . . . Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel excitado, y tiene mayor energía que el estado fundamental. Se dice que un electrón de hidrógeno está en estado excitado cuan- do n es mayor que 1. En el modelo de Bohr, el radio de cada órbita circular depende de n2 , de modo que cuando n aumenta desde 1 hasta 2 o 3, el radio de la órbita aumenta muy rápido. Por consiguiente, cuanto mayor sea el estado excitado, el electrón se encuentra más lejos del núcleo (y éste lo retiene con menor fuerza). La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de línea del átomo de hidrógeno. La ener- gía radiante que absorbe el átomo hace que su electrón pase de un estado de energía más bajo (un valor menor que n) a otro estado de mayor energía (caracterizado por un valor mayor que n). Por el contrario, cuando el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón. El movimiento cuantizado del electrón desde un estado de energía a otro es análogo al que tiene una pelota de tenis en una escalera (figura 7.10). La pelota puede parar en cualquier peldaño, pero nunca entre éstos. El viaje de la pelota de un peldaño inferior a uno superior demanda energía, pero si pasa de un peldaño más alto a uno más bajo, el proceso libera energía. La cantidad de energía asociada a cada uno de estos cambios está determinada por la longitud que hay entre los peldaños inicial y final. De la misma manera, la cantidad de energía necesaria para mover un electrón en el átomo de Bohr depende de la diferencia de los niveles de energía entre los estados inicial y final. Para aplicar la ecuación (7.5) al proceso de emisión en un átomo de hidrógeno, supon- gamos que el electrón está inicialmente en un estado excitado representado por el número cuántico principal ni. Durante la emisión de radiación, el electrón cae a un estado de energía más bajo caracterizado por el número cuántico principal nf (los subíndices i y f expresan los estados inicial y final, respectivamente). Este estado de menor energía puede ser otro estado excitado o también el estado fundamental. La diferencia de energía entre los estados inicial y final es ∆E E E= f i– De la ecuación (7.5), E R n f H f = – 1 2 y E R n i H i = – 1 2 Por tanto, ∆E R n R n = – – –H f H i 2 2 = R n n H i f 1 1 2 2 – Figura 7.9 Proceso de emisión en un átomo de hidrógeno excitado, según la teoría de Bohr. Un electrón que originalmente se encuentra en una órbita de mayor energía (n = 3) cae hacia una órbita de menor energía (n = 2). Como resultado, se desprende un fotón con energía hν. El valor de hν es igual a la diferencia de energías entre las dos órbitas ocupadas por el electrón durante el proceso de emisión. Para fines de simplicidad se muestran sólo tres órbitas. n = 1 n = 2 n = 3 Fotón Figura 7.10 Analogía mecánica de los procesos de emisión. La pelota puede descansar en cualquier peldaño pero no entre ellos. 2857.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno 07_Chapter 7.indd 285 12/22/09 11:14:03 AM
- 317. 286 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Dado que esta transición lleva a la emisión de un fotón de frecuencia ν y energía hν, podemos escribir (7.6) Cuando se emite un fotón, ni > nf. En consecuencia, el término entre paréntesis es negativo y ∆E es negativo (la energía se pierde hacia el área circundante). Cuando se absorbe energía, ni < nf y el término entre paréntesis es positivo, por lo que ∆E ahora es positivo. Cada línea del espectro de emisión del átomo de hidrógeno corresponde a determinada transición en este átomo. Cuando analizamos muchos átomos de hidrógeno, observamos todas las transiciones posibles y, por consiguiente, las respectivas líneas espectrales. La brillantez de una línea del espectro depende del número de fotones emitidos con la misma longitud de onda. El espectro de emisión del hidrógeno abarca una amplia gama de longitudes de onda, desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. En la tabla 7.1 se indican las series de transición para el espectro de este átomo que llevan el nombre de sus descubridores. La serie de Balmer fue más fácil de estudiar porque muchas de sus líneas caen en la región visible. El esquema de la figura 7.9 representa una sola transición. Sin embargo, se obtiene más información cuando las transiciones se expresan como en la figura 7.11. Cada línea horizontal TABlA 7.1 las diferentes series en el espectro de emisión del hidrógeno atómico Serie nf ni Región del espectro Lyman 1 2, 3, 4,. . . Ultravioleta Balmer 2 3, 4, 5,. . . Visible y ultravioleta Paschen 3 4, 5, 6,. . . Infrarrojo Brackett 4 5, 6, 7,. . . Infrarrojo Figura 7.11 Niveles de energía en el átomo de hidrógeno y las diferentes series de emisión. Cada nivel de energía corresponde a la energía asociada al estado energético permitido para una órbita, tal como Bohr lo postuló y se mostró en la figura 7.9. Las líneas de emisión se han nombrado de acuerdo con el esquema en la tabla 7.1. 7 6 4 3 2 n = 1 5 ∞ Energía Serie de Lyman Serie de Paschen Serie de Brackett Serie de Balmer E h R n n = =ν H i f 1 1 2 2 –¢ ≤ 07_Chapter 7.indd 286 12/22/09 11:14:09 AM
- 318. ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante la transición desde el estado ni = 5 al estado nf = 2 en el átomo de hidrógeno? Estrategia Tenemos la información de los estados inicial y final en el proceso de emisión. Podemos calcular la energía del fotón emitido mediante la ecuación (7.6). Después, a partir de las ecuaciones (7.2) y (7.1) podemos encontrar el valor de la longitud de onda del fotón. En el texto se proporciona el valor de la constante de Rydberg. Solución Con base en la ecuación (7.6) escribimos E R n n = = × H i f J 1 1 2 18 10 1 5 2 2 18 2 – . – –– – . – 1 2 4 58 10 2 19 = × J � ¢ ≤ ¢ ≤ El signo negativo indica que esta energía está asociada al proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda omitiremos el signo menos de ∆E porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva. Debido a que ∆E = hν o ν = ∆E/h podemos calcular la longitud de onda del fotón mediante Verificación La longitud de onda se encuentra en la región visible de la región electromagnética (vea la figura 7.4). Esto coincide con el hecho de que, como nf = 2, esta transición da origen a una línea espectral en la serie de Balmer (vea la figura 7.6). Ejercicio de práctica ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de un fotón emitido durante la transición del estado ni = 6 al estado nf = 4 en el átomo de H? representa un nivel de energía permitido para el electrón del átomo de hidrógeno; estos niveles se indican con su número cuántico principal. El ejemplo 7.4 muestra el empleo de la ecuación (7.6). El signo negativo es congruente con el convenio de que la energía se desprende hacia el área circundante. Problemas similares: 7.31, 7.32. EjEmplo 7.4 λ = = = × × ⋅ c v ch E ( . . 3 00 10 4 5 8 m/s)(6.63 10 J s) –34 88 10 4 34 10 4 34 10 19 7 7 × = × = × × × – – – . . J m m 1 nm 1 10 ––9 m nm= 434 � ¢ ≤ Revisión de conceptos Calcule la energía necesaria para ionizar un átomo de hidrógeno en su estado fundamental. [Aplique la ecuación (7.6) para un proceso de absorción.] El ensayo de Química en acción de la página 288 analiza un tipo especial de emisión atómica: los láser. 2877.3 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno 07_Chapter 7.indd 287 12/22/09 11:14:11 AM
- 319. 288 7.4 La naturaleza dual del electrón Los físicos quedaron fascinados pero intrigados con la teoría de Bohr. Cuestionaban por qué las energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas. Una paráfrasis concreta de este argu- mento sería, ¿por qué el electrón en el átomo de Bohr está circunscrito a girar en órbitas alre- dedor del núcleo a longitudes fijas? Durante una década, nadie tuvo una explicación lógica, ni siquiera el mismo Bohr. En 1924, Louis de Broglie5 resolvió este enigma. De Broglie razonó que si las ondas luminosas se comportan como una corriente de partículas (fotones), quizá las partículas como los electrones tuvieran propiedades ondulatorias. De acuerdo con de Bro- glie, un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria. Una de estas ondas puede ser generada, por ejemplo, al pulsar una cuerda de una guitarra (figura 7.12). q u í m i c a en acción láser: la luz esplendorosa La palabra láser es el acrónimo del término en inglés light amplification by stimulated emission of radiation (amplifi- cación de la luz mediante la emisión estimulada de radiación). Se trata de un tipo especial de luz que implica ya sea átomos o moléculas. Desde su descubrimiento en 1960, el láser se ha uti- lizado en numerosos sistemas diseñados para operar en el es- tado gaseoso, líquido o sólido. Estos sistemas emiten radiación con longitudes de onda que varían del infrarrojo hasta el visible y el ultravioleta. La aparición del láser ha revolucionado ver- daderamente la ciencia, la medicina y la tecnología. El láser de rubí fue el primer láser que se conoció. El rubí es un mineral de un color rojo profundo que contiene corindón, Al2O3, en el cual una parte de los iones Al3+ se ha reemplazado por iones Cr3+ . Para excitar a los átomos de cromo a un nivel Espejo completamente reflejante Lámpara de destello Rayo láser λ = 694.3 nm Barra de rubí Espejo parcialmente reflejante Emisión de luz láser a través de un láser de rubí. Emisión de un fotón estimulada por otro fotón en una cascada de sucesos que llevan a la emisión de la luz láser. La sincronización de las ondas de luz pro- duce un haz de láser intensamente pe- netrante. 5 Louis Victor Pierre Raymond Duc de Broglie (1892-1977). Físico francés. Miembro de una antigua y noble familia en Francia, ostentó el título de príncipe. En su disertación doctoral propuso que la materia y la radiación tienen pro- piedades tanto de onda como de partícula. Este trabajo lo hizo acreedor al premio Nobel de Física en 1929. 07_Chapter 7.indd 288 12/22/09 11:14:16 AM
- 320. Las ondas se clasifican como estáticas o estacionarias porque no se desplazan a lo largo de la cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto, es de- cir, la amplitud de la onda en estos puntos es cero. En cada extremo hay un nodo, y entre ellos puede haber varios nodos. Cuanto mayor es la frecuencia de vibración, menor la longitud de onda de la onda estacionaria y mayor el número de nodos. Como se muestra en la figura 7.12, sólo puede haber ciertas longitudes de onda en cualquiera de los movimientos permitidos de la cuerda. El argumento de de Broglie era que si el electrón del átomo de hidrógeno se comporta como una onda fija, su longitud debería ajustarse exactamente a la circunferencia de la órbita más alto, se utiliza una lámpara de destello. Como los átomos excitados son inestables, en un momento determinado algunos de ellos regresarán al nivel basal mediante la emisión de un fo- tón en la región roja del espectro. El fotón rebota varias veces hacia atrás y hacia adelante entre los espejos situados en los extremos opuestos del tubo de láser. Este fotón puede estimular la emisión de fotones de exactamente la misma longitud de onda a partir de otros átomos excitados de cromo; estos fotones a su vez pueden estimular la emisión de más fotones, y así sucesiva- mente. Debido a que las ondas luminosas están en fase, es decir, sus máximos y sus mínimos coinciden, los fotones se refuerzan entre sí, lo que incrementa su potencia con cada paso entre los espejos. Uno de los espejos refleja sólo de manera parcial, así que cuando la luz alcanza cierta intensidad, emerge del espejo como un rayo láser. Según el método de operación, la luz láser se puede emitir en pulsos (como en el caso del láser de rubí) o en ondas continuas. La luz láser tiene tres propiedades características: es in- tensa, tiene una longitud de onda conocida con exactitud y por tanto se conoce su energía, y es coherente. La palabra coherente implica que todas las ondas de luz están en fase. Las aplicacio- nes del láser son muy numerosas. Su alta intensidad y facilidad de enfoque lo hacen adecuado para realizar cirugía ocular, per- forar metales, para soldaduras y llevar a cabo la fusión nuclear. Debido a su capacidad de dirigirse con alta precisión y a que tiene longitudes de onda que se conocen con exactitud es un instrumento muy útil para las telecomunicaciones. También se puede utilizar en la separación de isótopos, en holografía (foto- grafía tridimensional), en reproductores de discos compactos y en los lectores ópticos de los supermercados. El láser ha desem- peñado una importante función en la investigación espectros- cópica de las propiedades moleculares y de muchos procesos químicos y biológicos. Las luces láser se están utilizando cada vez más para probar los detalles de las reacciones químicas (vea el capítulo 13). Imagen de los láser más avanzados que se utilizan en el laboratorio de investigación del doctor A. H. Zewail en el California Institute of Technology. l = 2– 2 λ l = – 2 λ l = 3– 2 λ Figura 7.12 Ondas estacionarias generadas al pulsar una cuerda de guitarra. Cada punto representa un nodo. La longitud de la cuerda (l ) debe ser igual a un número entero multipli- cado por la mitad de la longitud de onda (λ/2). 07_Chapter 7.indd 289 12/22/09 11:14:25 AM
- 321. 290 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos (figura 7.13); de lo contrario, la onda se cancelaría parcialmente en cada órbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud de la onda se reduciría a cero y en consecuencia se anularía. La relación entre la circunferencia de una órbita determinada (2πr) y la longitud de onda (λ) del electrón está dada por 2πr = nλ (7.7) donde r es el radio de la órbita, λ es la longitud de onda de la onda descrita por el electrón, y n = 1, 2, 3, . . . Dado que n es un entero, r puede tener sólo ciertos valores cuando n aumenta desde 1 a 2 a 3 y así sucesivamente. Además, como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita (o del valor de r), se debe cuantizar. Con este razonamiento, de Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se comportan como partículas, y éstas exhiben propiedades ondulatorias. Dedujo que las propiedades de partícula y de onda se relacionan por medio de la siguiente expresión (7.8)λ = h mu donde λ, m y u son la longitud de onda asociada a una partícula en movimiento, su masa y ra- pidez, respectivamente. En la ecuación (7.8) queda implícito que una partícula en movimiento se trata como si fuera una onda, y esta última puede mostrar las propiedades de una partícula. Observe que el lado izquierdo de la ecuación (7.8) expresa la propiedad de una onda, es decir, su longitud de onda, en tanto que el lado derecho incluye la masa, una propiedad característica de una partícula. Figura 7.13 a) La circunferencia de la órbita es igual a un número entero de longitudes de onda. Ésta es una orbita permitida. b) La circunferencia de la órbita no es igual a un número entero de longitudes de onda. Como resultado, la onda del electrón no se cierra. Ésta es una órbita no permitida. Calcule la longitud de onda de la “partícula” en los siguientes dos casos: a) El servicio más rápido en el tenis es de unos 150 millas por hora o 68 m/s. Calcule la longitud de onda asociada a una pelota de tenis de 6.0 × 10–2 kg que viaja a esta rapidez. b) Calcule la longitud de onda asociada a un electrón (9.1094 × 10–31 kg) que se desplaza a 68 m/s. Estrategia Se nos proporciona la información de la masa y la rapidez de la partícula en a) y b) y se nos pide calcular la longitud de onda, de manera que necesitamos la ecuación (7.8). Observe que como las unidades de las constantes de Planck son J · s, m y u deben expresarse en kg y m/s (1 J = 1 kg m2 /s2 ), respectivamente. Solución a) Con base en la ecuación (7.8) escribimos Comentario Si se considera que el tamaño de un átomo es de alrededor de 1 × 10–10 m, ésta es una longitud de onda sumamente pequeña. Por esta razón, ningún dispositivo de medición existente puede detectar las propiedades de onda de una pelota de tenis. (continúa) EjEmplo 7.5 a) b) λ = = × ⋅ × × = h mu 6 63 10 6 0 10 68 34 2 . ( . ) – – J s kg m/s 1.66 10 m–34 × 07_Chapter 7.indd 290 12/22/09 11:14:32 AM
- 322. Revisión de conceptos ¿Qué cantidad en la ecuación (7.8) es la responsable del hecho de que objetos macroscópicos no muestren propiedades de onda observables? El ejemplo 7.5 muestra que, aunque la ecuación de de Broglie se aplica a distintos siste- mas, las propiedades ondulatorias sólo se observan en los objetos submicroscópicos. Poco tiempo después de que de Broglie formulara su ecuación, Clinton Davisson6 y Lester Germer,7 en Estados Unidos, y G. P. Thomson,8 en Inglaterra, demostraron que los electrones poseen propiedades ondulatorias. Al dirigir un rayo de electrones sobre una delgada lámina de oro, Thomson detectó una serie de anillos concéntricos en una pantalla, similar al patrón que se observa con los rayos X (que son ondas). La figura 7.14 muestra el patrón del aluminio. La sección Química en acción, de la página 292, describe el funcionamiento del micros- copio electrónico. b) En este caso, Comentario Esta longitud de onda (1.1 × 10–5 m o 1.1 × 104 nm) se encuentra en la región infrarroja. Este cálculo muestra que sólo los electrones (y otras partículas submicroscópicas) tienen longitudes de onda susceptibles de medición. Ejercicio de práctica Calcule la longitud de onda, en nanómetros, de un átomo de H (de masa = 1.674 × 10–27 kg) que se mueve a 7.00 × 102 cm/s. λ = = × ⋅ × × h mu 6 63 10 9 1094 10 68 34 31 . ( . ) – – J s kg m/ss 1.1 10 m–5 = × Problemas similares: 7.40, 7.41. 6 Clinton Joseph Davisson (1881-1958). Físico estadounidense. Él y G. P. Thomson compartieron el premio Nobel de Física en 1937 por haber demostrado las propiedades de onda de los electrones. 7 Lester Halbert Germer (1896-1972). Físico estadounidense. Descubrió (con Davisson) las propiedades de onda de los electrones. 8 George Paget Thomson (1892-1975). Físico inglés. Hijo de J. J. Thomson, recibió el premio Nobel de física en 1937, junto con Clinton Davisson, por haber demostrado las propiedades de onda de los electrones. Figura 7.14 a) Patrón de difracción de rayos X de una lámina de aluminio. b) Difracción electrónica de una lámina de aluminio. La similitud de estos dos patrones muestra que los electrones se pueden comportar como rayos X y desplegar propiedades de onda. 2917.4 La naturaleza dual del electrón a) b) 07_Chapter 7.indd 291 12/22/09 11:14:35 AM
- 323. 292 q u í m i c a en acción microscopia electrónica El microscopio electrónico es una aplicación extremada- mente valiosa para las propiedades de onda de los elec- trones debido a que produce imágenes de los objetos que no se pueden ver a simple vista o con microscopios de luz. De acu- erdo con las leyes de la óptica, es imposible formar la imagen de un objeto que sea más pequeño que la mitad de la longitud de onda de la luz utilizada para la observación. Como el intervalo de longitudes de onda de la luz visible comienza en alrededor de 400 nm, o 4 × 10–5 cm, no es posible ver nada menor que 2 × 10–5 cm. En principio, se pueden ver objetos a escala atómica y molecular utilizando rayos X, cuyas longitudes de onda varían de casi 0.01 a 10 nm. Sin embargo, los rayos X no se pueden enfocar, así que no producen imágenes bien definidas. Los elec- trones, por otro lado, son partículas cargadas que se pueden en- focar de la misma forma que la imagen en una pantalla de televisor, es decir, mediante la aplicación de un campo eléctrico o magnético. De acuerdo con la ecuación (7.8), la longitud de onda de un electrón es inversamente proporcional a su veloci- dad. Mediante la aceleración de electrones a velocidades muy altas se pueden obtener longitudes de onda tan pequeñas como 0.004 nm. Un tipo diferente de microscopio electrónico, denominado microscopio de barrido por tunelaje (STM, siglas en inglés de scanning tunneling microscope), utiliza otra propiedad me- cánico-cuántica del electrón para producir una imagen de los átomos de la superficie de una muestra. Debido a su masa extre- madamente pequeña, un electrón es capaz de mover u “horadar” una barrera de energía (en vez de pasar sobre ella). El STM está compuesto por una aguja de tungsteno metálico con una punta muy fina, fuente de los electrones horadadores. Se mantiene un voltaje entre la aguja y la superficie de la muestra para inducir a los electrones a horadar a través del espacio hacia la muestra. Al moverse la aguja sobre la superficie de la muestra, a unos cuan- tos diámetros atómicos de longitud, se mide la corriente hora- dadora. Esta corriente disminuye con la longitud creciente de la muestra. Gracias a un circuito de retroalimentación, la posición vertical de la punta se puede ajustar a una longitud constante de la superficie. La magnitud de esos ajustes, que describen la muestra, se registra y se despliega como una imagen tridimen- sional con colores falsos. Tanto el microscopio electrónico como el STM se encuen- tran entre las herramientas más poderosas en la investigación química y biológica. Micrografía electrónica que muestra un eritrocito normal y otro en forma de hoz de la misma persona. Imagen STM de átomos de hierro sobre una superficie de cobre distribuidos de forma que expresen los caracteres chinos para átomo. 07_Chapter 7.indd 292 12/22/09 11:14:53 AM
- 324. 7.5 Mecánica cuántica Después del espectacular éxito de la teoría de Bohr, siguieron una serie de desacuerdos. Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón, como los del helio y el litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema: ¿cómo se podía precisar la “posición” de una onda? Es imposible saber su posición exacta debido a que se extiende en el espacio. Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se com- porta como onda, Werner Heisenberg9 formuló una teoría que ahora se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente. Expresado en forma matemática: x p h ≥ 4π �� (7.9) donde ∆x y ∆p son las incertidumbres en la medición de la posición y el momento de la partí- cula, respectivamente. Los signos ≥ tienen el siguiente significado. Si las incertidumbres me- didas de la posición y momento son grandes (digamos, en un experimento burdo), su producto puede ser sustancialmente mayor que h/4π (de ahí el signo >). La importancia de la ecuación (7.9) es que incluso en las condiciones más favorables para medir la posición y el momento, el producto de las incertidumbres nunca puede ser menor que h/4π (de ahí el signo =). Por tanto, medir el momento de una partícula con mayor precisión (es decir haciendo de Δp una cantidad pequeña) significa que la posición debe ser comparativamente menos precisa (es decir, ∆x aumentará). De manera similar, si la posición de la partícula se conoce con mayor precisión, la medición de su momento será menos precisa. Al aplicar el principio de incertidumbre de Heisenberg al átomo de hidrógeno, se puede ver que en realidad el electrón no viaja en la órbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr. Si así fuera, podría ser factible determinar simultánea- mente, y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría el principio de incertidumbre. Sin duda, la contribución de Bohr fue importante para la comprensión de los átomos, y su sugerencia de que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada, permanece inal- terada. Sin embargo, esta teoría no describe por completo el comportamiento electrónico en los átomos. En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el físico austriaco Erwin Schrödinger10 formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partí- culas subatómicas en general; esta ecuación es análoga a las leyes de Newton del movimiento de los objetos macroscópicos. Resolver la ecuación de Schrödinger implica hacer cálculos avanzados que no se analizan aquí. Sin embargo, es importante saber que esta ecuación incor- pora tanto el comportamiento de la partícula, en términos de la masa m, como el de la onda, en términos de una función de onda ψ (psi), la cual depende de la ubicación del sistema en el espacio (como la que guarda un electrón en un átomo). La función de onda en sí misma no tiene un significado físico directo. Sin embargo, la probabilidad de encontrar el electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado En realidad, la teoría de Bohr explicaba los espectros de emisión de los iones He+ y Li2+ , así como el del hidrógeno. Sin embargo, los tres sistemas tienen una característica en común: cada uno contiene un solo electrón. En consecuencia, el modelo de Bohr funcionó muy bien sólo para el átomo de hidrógeno y para los iones parecidos al hidrógeno. 9 Werner Karl Heisenberg (1901-1976). Físico alemán. Uno de los fundadores de la teoría cuántica moderna. Recibió el premio Nobel de física en 1932. 10 Erwin Schrödinger (1887-1961). Físico austriaco. Formuló la mecánica de ondas que sentó las bases para la teoría cuántica moderna. Recibió el premio Nobel de Física en 1933. 2937.5 Mecánica cuántica ∆∆ 07_Chapter 7.indd 293 12/22/09 11:14:55 AM
- 325. 294 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos de la función de onda, ψ2 . La idea de relacionar ψ2 con la probabilidad nace de una analogía con la teoría ondulatoria, donde la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la am- plitud de la onda, o ψ2 . Así, el sitio más probable para encontrar un fotón es el que tiene mayor intensidad, es decir, donde ψ2 alcanza el máximo valor. El mismo argumento asocia a ψ2 con la probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo. Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en la física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo: la mecánica cuántica (también conocida como mecánica ondula- toria). A la teoría cuántica que inició en 1913, el mismo año en que Bohr presentó su análisis del átomo de hidrógeno, y siguió vigente hasta 1926, se le conoce ahora como “vieja teoría cuántica”. Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón del átomo de hidrógeno, e identifica las respectivas funciones de onda (ψ). Los esta- dos de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos (que se analizarán en breve) con los que es posible construir un modelo comprensible del átomo de hidrógeno. Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber en qué parte del átomo se localiza un electrón, sí se define la región en la que puede encontrarse en un mo- mento dado. El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del átomo. El cuadrado de la función de onda, ψ2 , define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo en el espacio tridimensional. Las regiones de al- ta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica (figura 7.15). Para distinguir entre la descripción de un átomo con la mecánica cuántica y el modelo de Bohr, el concepto de órbita se sustituye con el de orbital atómico. El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Cuando decimos que un electrón está en cierto orbital, significa que la distribución de densidad electrónica, o probabilidad de localizar un electrón en el espacio, se expresa mediante el cuadrado de la función de onda asociada con ese orbital. En consecuencia, un orbital atómico tiene energía y distribución características de la densidad electrónica. La ecuación de Schrödinger funciona bien para el átomo de hidrógeno, con sólo un protón y un electrón, ¡pero no se resuelve con exactitud para átomos que tengan más de un electrón! Por suerte, los químicos y los físicos han aprendido a superar esta dificultad con métodos de aproximación. Por ejemplo, aunque el comportamiento de los electrones en los átomos poli- electrónicos (es decir, átomos que tienen dos o más electrones) no es igual que en el simple átomo de hidrógeno, se supone que la diferencia no es muy grande. De esta manera, las ener- gías y las funciones ondulatorias que describen el comportamiento del átomo de hidrógeno son una buena aproximación del comportamiento de los electrones en los átomos más com- plejos. Sin duda, con este enfoque es posible hacer una descripción fiable del comportamiento de los electrones en los átomos polielectrónicos. 7.6 Números cuánticos Para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos. Estos números se derivan de la solución mate- mática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno y son: el número cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético. Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están Figura 7.15 Representación de la distribución de la densidad electrónica que rodea al núcleo en el átomo de hidrógeno. Muestra una alta probabilidad de encontrar al electrón más cercano al núcleo. A pesar de que el átomo de helio tiene sólo dos electrones, en mecánica cuántica se le considera un átomo polielectrónico. 07_Chapter 7.indd 294 12/22/09 11:14:57 AM
- 326. dentro. El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el comporta- miento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos. El número cuántico principal (n) El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc., y corresponde al número cuántico en la ecuación (7.5). En el átomo de hidrógeno, el valor de n define la energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para átomos polielectrónicos, como ve- remos en breve. El número cuántico principal también se relaciona con la longitud promedio del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuanto más grande es el valor de n, mayor es la longitud entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en consecuencia, el orbital es más grande. El número cuántico del momento angular (ℓ) El número cuántico del momento angular (ℓ) expresa la “forma” de los orbitales (vea la sec- ción 7.7). Los valores de ℓ dependen del valor del número cuántico principal, n. Para cierto valor de n, ℓ tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n – 1). Para n = 1 sólo existe un posible valor de ℓ; es decir, ℓ = n – 1 = 1 – 1 = 0. Si n = 2, ℓ puede tener dos valores: 0 y 1. Si n = 3, ℓ puede tener tres valores: 0, 1 y 2. El valor de ℓ se designa con las letras s, p, d,. . . de la siguiente forma: ℓ 0 1 2 3 4 5 Nombre del orbital s p d f g h Por tanto, si ℓ = 0, tenemos un orbital s, si ℓ = 1, tenemos un orbital p, y así sucesivamente. La secuencia especial de letras (s, p y d) tiene origen histórico. Los físicos que estudia- ron los espectros de emisión atómica intentaban relacionar las líneas espectrales detectadas con los estados de energía asociados a las transiciones. Observaron que algunas líneas eran fi- nas (sharp, en inglés), otras eran más bien difusas, y algunas eran muy intensas y se referían a ellas como principales. Por esta razón, asignaron las letras iniciales del adjetivo que calificaba a cada línea con dichos estados de energía. Sin embargo, después de la letra d, el orbital se de- signa siguiendo un orden alfabético, comenzando con la letra f (para el estado fundamental). El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de n y ℓ se conocen como subnivel o subcapa. Por ejemplo, el nivel con n = 2 está formado de dos subniveles, ℓ = 0, y 1 (los valores permitidos para n = 2). Éstos corresponden a los subniveles 2s y 2p, donde 2 expresa el valor de n, y s y p se refieren al valor de ℓ. El número cuántico magnético (mℓ) El número cuántico magnético (mℓ) describe la orientación del orbital en el espacio (que se estudia en la sección 7.7). Dentro de un subnivel, el valor de mℓ depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, ℓ. Para cierto valor de ℓ existen (2ℓ + 1) valores enteros de mℓ, como sigue: – ,(– ), , ( ), … … + + − +1 0 1 Si ℓ = 0, entonces mℓ = 0. Si ℓ = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de mℓ, es decir, –1, 0 y 1. Si ℓ = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de mℓ, es decir, –2, –1, 0, 1 y 2. La ecuación (7.5) se aplica sólo para el átomo de hidrógeno. El valor de ℓ se fija con base en el tipo de orbital. Recuerde que el “2” en 2s se refiere al valor de n, y “s” simboliza el valor de ℓ. 2957.6 Números cuánticos 07_Chapter 7.indd 295 12/22/09 11:14:59 AM
- 327. 296 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos El número de valores que tenga mℓ indica el número de orbitales presentes en un subnivel con cierto valor de ℓ. Para resumir este análisis de los tres números cuánticos, supongamos el caso donde n = 2 y ℓ = 1. Los valores de n y ℓ indican que se tiene un subnivel 2p, y en éste se tienen tres orbitales 2p (puesto que hay tres valores de mℓ: –1, 0 y 1). El número cuántico de espín del electrón (ms) Los experimentos realizados con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidróge- no indicaban que las líneas del espectro de emisión se podían separar aplicando un campo magnético externo. Los físicos sólo pudieron explicar estos resultados suponiendo que los electrones se comportan como pequeños imanes. Si nos imaginamos que los electrones giran sobre su propio eje, como lo hace la Tierra, es factible explicar sus propiedades magnéticas. Según la teoría electromagnética, cuando gira una carga se genera un campo magnético, y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como un imán. La figura 7.16 muestra los dos posibles giros de un electrón, uno en el sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido contrario. Para tomar en cuenta el espín del electrón es preciso añadir un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín del electrón (ms), que toma valores de + 1 –2 o – 1 –2 . Las investigaciones de Otto Stern11 y Walther Gerlach,12 en 1924, ofrecieron pruebas con- cluyentes del espín del electrón. El diseño experimental básico se muestra en la figura 7.17. En un horno caliente se genera un rayo de átomos gaseosos y se hace pasar a través de un campo magnético no homogéneo. La interacción entre un electrón y el campo magnético desvía al átomo de su trayectoria rectilínea. Como el movimiento de espín es completamente aleatorio, los electrones presentes en la mitad de los átomos van a girar en una dirección y esos átomos se desvían en un sentido; los electrones de la otra mitad de los átomos girarán en sentido opuesto y estos átomos se desviarán en el sentido opuesto. Como consecuencia, en la pantalla de detección se observan dos manchas de la misma intensidad. Revisión de conceptos Proporcione los cuatro números cuánticos de cada uno de los dos electrones en un orbital 6s. Figura 7.16 Espines del electrón a) en sentido de las manecillas del reloj y b) en sentido contrario a las manecillas del reloj. Los campos magnéticos generados por esos dos movimientos de vibración y rota- ción son análogos a los de dos imanes. Las flechas ascendente y descendente se utilizan para representar la dirección del espín. b)a) S N N S En su experimento, Stern y Gerlach utilizaron átomos de plata, los cuales presentan un solo electrón sin aparear. Para ilustrar el principio, podemos suponer que en el estudio se utilizaron átomos de hidrógeno. Figura 7.17 Diseño experimental para demostrar el movimiento giratorio de los electrones. Un haz de átomos se dirige a través de un campo magnético. Por ejemplo, cuando un átomo de hidrógeno con un solo electrón atraviesa el campo, se desvía en una dirección o en otra, según la dirección del espín. En un flujo compuesto por muchos átomos, habrá distribu- ciones iguales de ambos tipos de espín, así que se detectan en la pantalla dos puntos de igual intensidad. 11 Otto Stern (1888-1969). Físico alemán. Realizó importantes contribuciones al estudio de las propiedades magnéti- cas de los átomos y la teoría cinética de los gases. Stern fue galardonado con el premio Nobel de física en 1943. 12 Walther Gerlach (1889-1979). Físico alemán. La principal área de investigación de Gerlach fue en la teoría cuán- tica. Pantalla de detección ms = – –2 1 ms = + –2 1 Horno Haz de átomos Pantalla colimadora Imán 07_Chapter 7.indd 296 12/22/09 11:15:06 AM
- 328. 7.7 Orbitales atómicos La relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos se muestra en la tabla 7.2. Cuando ℓ = 0, (2ℓ + 1) = 1 y sólo hay un valor para mℓ , por lo cual tenemos un orbital s. Cuando ℓ = 1, (2ℓ + 1) = 3, de modo que existen tres valores para mℓ o tres orbitales p, re- presentados como px, py y pz. Cuando ℓ = 2, (2ℓ + 1) = 5, y existen cinco valores para mℓ; los respectivos cinco orbitales d se expresan con subíndices más complejos. En los siguientes apartados se estudiarán cada uno de los orbitales s, p y d. Orbitales s. Una de las preguntas importantes que surgen cuando se estudian las propiedades de los orbitales atómicos es: ¿qué forma tienen los orbitales? En sentido estricto, un orbital carece de una forma definida porque la función de onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. En este sentido, es difícil decir qué forma tendría un orbital. Por otra parte, conviene imaginar a los orbitales con una forma específica, sobre todo cuando se estu- dian los enlaces químicos que forman los átomos, como se hace en los capítulos 9 y 10. Aunque, en principio, se puede encontrar un electrón en cualquier lugar, ya se sabe que la mayor parte del tiempo está muy cerca del núcleo. El gráfico de la figura 7.18a) muestra la relación de la densidad electrónica de un orbital 1s de un átomo de hidrógeno en función de TABlA 7.2 Relación entre números cuánticos y orbitales atómicos Número de Designación de n ℓ mℓ orbitales orbitales atómicos 1 0 0 1 1s 2 0 0 1 2s 1 –1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz 3 0 0 1 3s 1 –1, 0, 1 3 3px, 3py, 3pz 2 –2, –1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz 3dx2 – y2, 3dz2 . . . . . . . . . . . . . . . Un subnivel s tiene un orbital, un subnivel p tiene tres orbitales, y un subnivel d tiene cinco orbitales. El hecho de que la función de onda para un orbital en teoría no tenga límite externo a medida que se aleja del núcleo, hace que surjan interesantes preguntas filosóficas concernientes al tamaño de los átomos. Los químicos se han puesto de acuerdo en una definición operativa en cuanto al tamaño atómico, como veremos en capítulos posteriores. Figura 7.18 a) Diagrama de la densidad electrónica del orbital 1s del hidrógeno como una función de la longitud del núcleo. La densidad electrónica cae con rapidez a medida que la longitud del núcleo aumenta. b) Diagrama de contorno de superficie del orbital 1s del hidrógeno. c) Una forma más realista de visualizar la distribución de la densidad electrónica es dividir el orbital 1s en delgados niveles esféricos sucesivos. Un gráfico de la probabilidad de encontrar al electrón en cada nivel, denominado probabilidad radial, como una función de la longitud muestra un máximo a 52.9 pm a partir del núcleo. Es interesante observar que esto es igual al radio de la órbita más interna en el modelo de Bohr. b) c) a) Longitud a partir del núcleo Probabilidad radial 2977.7 Orbitales atómicos 07_Chapter 7.indd 297 12/22/09 11:15:12 AM
- 329. 298 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos la longitud al núcleo. Observemos que la densidad electrónica decae muy rápido con el au- mento de esta longitud. En términos poco estrictos, existe probabilidad de 90% de encontrar al electrón dentro de una esfera de 100 pm de radio (1 pm = 1 × 10–12 m) alrededor del núcleo. De esta forma, es posible representar el orbital 1s con un diagrama de contorno de superficie que abarque alrededor de 90% de la densidad electrónica total en un orbital, similar al que se muestra en la figura 7.18b). El orbital 1s representado en esta forma es prácticamente una esfera. Los diagramas de contorno de superficie para los orbitales atómicos 1s, 2s y 3s del áto- mo de hidrógeno se muestran en la figura 7.19. Todos los orbitales s son esféricos, pero varían de tamaño; éste aumenta con el incremento del número cuántico principal. Aunque en el diagrama de contorno se pierden los detalles de las variaciones de densidad electrónica, esto no significa una desventaja importante. Después de todo, las características más notables de los orbitales atómicos son su forma y tamaño relativos, y se representan adecuadamente con estos diagramas de contorno de superficie. Orbitales p. Debe quedar claro que los orbitales p comienzan con el número cuántico princi- pal n = 2. Si n = 1, el número cuántico ℓ del momento angular, sólo puede tomar un valor de cero; en consecuencia, sólo existe un orbital 1s. Como vimos antes, cuando ℓ = 1, el número cuántico magnético mℓ puede tomar valores de –1, 0 y 1. Si comenzamos con n = 2 y ℓ = 1, tenemos tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz (figura 7.20). Las letras del subíndice señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales. Estos tres orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y energía; sólo difieren en su orientación. Note, sin embargo, que no hay una simple relación entre los valores de mℓ y las direcciones x, y y z. Para los fines de este texto basta recordar que, como existen tres valores posibles para mℓ, hay tres orbitales p con distinta orientación. En los diagramas de contorno de superficie de la figura 7.20 se aprecia que cada orbital p puede imaginarse como dos lóbulos situados en lados opuestos del núcleo. Como sucede con los orbitales s, el tamaño de los orbitales p aumenta desde 2p hasta 3p, 4p y así sucesiva- mente. Orbitales d y otros orbitales de mayor energía. Cuando ℓ = 2, existen cinco valores para mℓ, que corresponden a cinco orbitales d. El valor mínimo de n para un orbital d es 3. Como ℓ nunca puede ser mayor que n – 1, cuando n = 3 y ℓ = 2, tenemos cinco orbitales 3d (3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2 – y2 y 3dz2), los cuales se representan en la figura 7.21. Como sucede con los orbitales p, las distintas orientaciones de los orbitales d corresponden a los diferentes valores de mℓ pero, de nuevo, no hay una correspondencia entre una orientación dada y un valor de mℓ. Todos los orbitales 3d de un átomo tienen la misma energía. Los orbitales d para los que n es mayor que 3 (4d, 5d,. . .) tienen formas similares. Los orbitales que tienen más energía que los orbitales d se representan con las letras f, g,. . . y así sucesivamente. Los orbitales f son importantes porque explican el comportamiento de los elementos con número atómico mayor de 57, aunque no es fácil representar su forma. La química general no incluye el estudio de orbitales que tengan valores de ℓ mayores de 3 (los orbitales g y subsecuentes). En los ejemplos 7.6 y 7.7 se muestra cómo se identifican los orbitales con los números cuánticos, así como los cálculos empleados para determinar el número total de orbitales aso- ciados con cierto número cuántico principal. Figura 7.19 Diagramas de contorno de superficie de los orbitales 1s, 2s y 3s del hidrógeno. Cada esfera contiene aproximadamente 90% de la densidad electrónica total. Todos los orbitales s son esféricos. Aproximadamente, el tamaño de un orbital es proporcional a n2 , donde n es el número cuántico principal. 1s 2s 3s Los orbitales con la misma energía son aquellos que se consideran degenerados. Figura 7.20 Diagramas de contorno de superficie de los tres orbitales 2p. Estos orbitales son idénticos en forma y energía, pero sus orientaciones son diferentes. Los orbitales p de números cuán- ticos principales más altos tienen una forma similar. z yx z yx z yx 2pz2px 2py 07_Chapter 7.indd 298 12/22/09 11:15:17 AM
- 330. Figura 7.21 Diagramas de contorno de superficie de los cinco orbitales 3d. Aunque el orbital 3dz2 se ve distinto, es equivalente a los otros cuatro orbitales en todos los demás aspectos. Los orbitales d de números cuánticos principales más altos tienen formas similares. 3dxy 3dxz 3dyz3dx2 – y2 z yx z yx z yx z yx 3dz2 z yx Haga un listado de los valores de n, ℓ y mℓ, para los orbitales del subnivel 4d. Estrategia ¿Cuáles son las relaciones entre n, ℓ y mℓ? ¿Qué representan “4” y “d” en 4d? Solución Como vimos antes, el número dado al designar el subnivel corresponde al número cuántico principal, en este caso n = 4. La letra designa el tipo de orbital. Puesto que este caso trata con orbitales d, ℓ = 2. Los valores de mℓ pueden variar de – ℓ a ℓ. Por consiguiente, mℓ puede ser –2, –1, 0, 1 o 2. Verificación Los valores de n y ℓ son fijos para 4d, pero mℓ puede tener cualquiera de los cinco valores, los cuales corresponden a los cinco orbitales d. Ejercicio de práctica Dé los valores de los números cuánticos asociados a los orbitales del subnivel 3p. EjEmplo 7.6 Problema similar: 7.57. ¿Cuál es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n = 3? Estrategia Para calcular el número total de orbitales para un valor determinado de n, primero necesitamos escribir los valores posibles de ℓ. Después, determinamos cuántos valores mℓ están asociados a cada valor de ℓ. El número total de orbitales es igual a la suma de todos los valores mℓ. Solución Para n = 3, los valores posibles para ℓ son 0, 1 y 2. Por tanto, hay un orbital 3s (n = 3, ℓ = 0 y mℓ = 0); hay tres orbitales 3p (n = 3, ℓ = 1 y mℓ = –1, 0, 1); hay cinco orbitales 3d (n = 3, ℓ = 2 y mℓ = –2, –1, 0, 1, 2). El número total de orbitales es 1 + 3 + 5 = 9. Verificación El número total de orbitales para un valor determinado de n es n2 . De manera que tenemos 32 = 9. ¿Puede comprobar esta relación general? Ejercicio de práctica ¿Cuál es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n = 4? EjEmplo 7.7 Las energías de los orbitales Ahora que tenemos cierto conocimiento de las formas y tamaños de los orbitales atómicos, podemos averiguar cuáles son sus energías relativas y determinar cómo influyen estos niveles de energía en la distribución electrónica real de los átomos. De acuerdo con la ecuación (7.5), la energía del electrón de un átomo de hidrógeno se es- tablece sólo por su número cuántico principal. Así, las energías de los orbitales del hidrógeno aumentan en la siguiente forma (figura 7.22): 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < … Problema similar: 7.62. 2997.7 Orbitales atómicos 07_Chapter 7.indd 299 12/22/09 11:15:30 AM
- 331. 300 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Aunque las distribuciones de densidad electrónica no son iguales en los orbitales 2s y 2p, el electrón del átomo de hidrógeno tendrá la misma energía en estos dos orbitales. El orbital 1s del átomo de hidrógeno corresponde a la condición más estable, el estado fundamental. El núcleo atrae con mayor fuerza a un electrón que reside en este orbital porque se encuentra más cerca. El electrón de este átomo estará en un estado excitado en los orbitales 2s, 2p o en orbitales superiores. El diagrama de energía para los átomos polielectrónicos es más complejo que el del hi- drógeno. En aquellos átomos, la energía de un electrón depende de su número cuántico de momento angular así como de su número cuántico principal (figura 7.23). Para átomos poli- electrónicos, el nivel de energía 3d está muy cerca del nivel 4s. Sin embargo, la energía total de un átomo depende no sólo de la suma de las energías de los orbitales, sino también de la energía de repulsión entre los electrones de estos orbitales (cada orbital puede acomodar hasta dos electrones, como veremos en la sección 7.8). De esto se desprende que la energía total de un átomo es menor cuando se llena el subnivel 4s antes que el 3d. La figura 7.24 representa el orden de llenado de los orbitales atómicos en los átomos polielectrónicos. En la sección 7.8 estudiaremos ejemplos específicos. 7.8 Configuración electrónica Los cuatro números cuánticos, n, ℓ, mℓ y ms son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. En cierto modo, consideramos al conjunto de los cuatro números cuánticos como el “domicilio” de un electrón en un átomo, de la misma Figura 7.22 Niveles de energía de los orbitales en el átomo de hidrógeno. Cada línea horizontal corta representa un orbital. Todos los orbitales con el mismo número cuántico principal (n) tienen la misma energía. Figura 7.23 Niveles de energía de los orbitales en un átomo polielectrónico. Observe que el nivel de energía depende tanto de los valores de n como de los valores de ℓ. 4f4d4p4s 3d3p3s 2p2s 1s Energía 4d 3d 4p 4s 3p 3s 2p 2s 1s 5s Energía Figura 7.24 Orden en el cual se llenan los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico. Comienza con el orbital 1s y desciende en dirección de las flechas. Así, el orden es como sigue: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < . . . 4p 4d 4f 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 5p 6p 7p 3d 5d 6d 5f 07_Chapter 7.indd 300 12/22/09 11:15:41 AM
- 332. forma en que la calle, la ciudad, el estado y el código postal especifican el domicilio de una persona. Por ejemplo, los cuatro números cuánticos para un electrón de un orbital 2s son: n = 2, ℓ = 0, mℓ = 0 y ms = + 1 –2 o – 1 –2 . No conviene indicar todos los números cuánticos individuales, por lo que es preferible emplear la notación simplificada (n, ℓ, mℓ, ms). Para el ejemplo anterior, los números cuánticos pueden ser (2, 0, 0, + 1 –2 ) o (2, 0, 0, – 1 –2 ). El valor de ms no influye en la energía, tamaño, forma u orientación de un orbital, pero sí determina la distribución de los electrones en el orbital. El ejemplo 7.8 muestra la forma en que se asignan los números cuánticos de un electrón en un orbital. Escriba los cuatro números cuánticos para un electrón situado en un orbital 3p. Estrategia ¿Qué implican “3” y “p” en 3p? ¿Cuántos orbitales (valores de mℓ) hay en un subnivel 3p? ¿Cuáles son los posibles valores del número cuántico de espín del electrón? Solución En principio, sabemos que el número cuántico principal n es 3 y el número cuántico de momento angular ℓ debe ser 1 (porque se trata de un orbital p). Para ℓ = 1 existen tres valores de mℓ dados por –1, 0 y 1. Como el número cuántico de espín del electrón ms puede ser + 1 –2 o – 1 –2 , concluimos que existen seis maneras posibles de designar al electrón utilizando la notación (n, ℓ, mℓ, ms): (3, 1, –1, (3, 1, –1,+ 1 2 1 2 ) – ) ((3, 1, 0, (3, 1, 0,+ 1 2 1 2 ) – )) ) –(3, 1, 1, (3, 1, 1,+ 1 2 1 22 ) Verificación En estas seis designaciones podemos ver que los valores de n y ℓ son constantes, pero los valores de mℓ y ms pueden variar. Ejercicio de práctica Escriba los cuatro números cuánticos para un electrón situado en un orbital 4d. EjEmplo 7.8 El átomo de hidrógeno es un sistema particularmente simple porque sólo posee un elec- trón. Éste puede ocupar el orbital 1s (el estado fundamental), o encontrarse en algún orbital de mayor energía (un estado excitado). Para entender el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos, necesitamos conocer la configuración electrónica del átomo, es de- cir, la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos. Para mostrar las reglas básicas de escritura de las configuraciones electrónicas en los átomos que se encuentran en el estado fundamental, utilizaremos los primeros diez elementos (del hidrógeno al neón). (La sección 7.9 describe cómo aplicar estas reglas a los demás elementos de la tabla periódica.) Para el presente análisis, conviene recordar que el número de electro- nes de un átomo es igual a su número atómico Z. La figura 7.22 muestra que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental debe estar en el orbital 1s, de manera que su configuración electrónica es 1s1 : También es posible representar la configuración electrónica con un diagrama de orbital que muestra el espín del electrón (vea la figura 7.16): Problema similar: 7.58. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A H Li Be B C N O F Ne He denota el número cuántico principal n denota el número de electrones en el orbital o subnivel 1s1 denota el número cuántico del momento angular ℓ H 1s1 h 3017.8 Configuración electrónica 07_Chapter 7.indd 301 12/22/09 11:15:45 AM
- 333. 302 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos La flecha hacia arriba representa uno de los dos posibles giros o espines del electrón. (El electrón también se podría representar con la flecha hacia abajo.) La caja representa un orbital atómico. El principio de exclusión de Pauli El principio de exclusión de Pauli13 es útil para determinar las configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos. Este principio establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos. Si dos electrones deben tener los mismos valores de n, ℓ y mℓ (es decir, los dos electrones están en el mismo orbital atómico), entonces deben tener distintos valores de ms. En otras palabras, sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico, y deben tener espines opuestos. Para el átomo de helio existen tres formas en las que se pueden colocar sus dos electrones en el orbital 1s: He 1s2 1s2 1s2 a) b) c) hggghh Los diagramas a) y b) son imposibles por el principio de exclusión de Pauli. En el diagrama a), ambos electrones tienen el espín hacia arriba y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, + 1 –2 ); en b), ambos electrones tienen espín descendente, y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, – 1 –2 ). Únicamente la configuración en c) es físicamente aceptable, porque un electrón tiene los números cuánticos (1, 0, 0, + 1 –2 ) y el otro tiene (1, 0, 0, – 1 –2 ). Por tanto, el átomo de helio tiene la siguiente configuración: He 1s2 hg Cabe señalar que 1s2 se lee “uno s dos”, no “uno s al cuadrado”. Diamagnetismo y paramagnetismo El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica y se comprueba con una simple observación. Si los dos electrones del orbital 1s de un átomo de helio tuvieran el mismo espín, o espines paralelos (↑↑ o ↓↓), sus campos magnéticos Recuerde que la dirección del espín electrónico no tiene efecto sobre la energía del electrón. Se dice que los electrones que tienen espines opuestos están apareados. En el helio, ms = + 1 –2 para un electrón; ms = – 1 –2 para el otro. 13 Wolfgang Pauli (1900-1958). Físico austriaco. Uno de los fundadores de la mecánica cuántica; se le otorgó el premio Nobel de física en 1945. b) S N N S a) S N S N Figura 7.25 El espín a) paralelo y b) antiparalelo de dos electrones. En a), los dos campos magnéticos se refuerzan entre sí. En b), los dos campos magnéticos se cancelan entre sí. 07_Chapter 7.indd 302 12/22/09 11:15:48 AM
- 334. netos se reforzarían mutuamente. Esta distribución haría del helio un gas paramagnético [figu- ra 7.25a)]. Las sustancias paramagnéticas son aquellas que contienen espines no apareados y son atraídas por un imán. Por otra parte, si los espines del electrón están apareados o son antiparalelos (↑↓ o ↓↑), los efectos magnéticos se cancelan y el átomo es diamagnético [figura 7.25b)]. Las sustancias diamagnéticas no contienen espines no apareados y son repelidas ligeramente por un imán. Las mediciones de las propiedades magnéticas proporcionan la evidencia más directa de las configuraciones electrónicas específicas de los elementos. El progreso alcanzado en el diseño de instrumentos en los últimos 30 años permite no sólo determinar si un átomo es para- magnético, sino también saber cuántos electrones no apareados están presentes (figura 7.26). Los resultados experimentales indican que el átomo de helio es diamagnético en su estado fundamental. Por tanto, los dos electrones en el orbital 1s deben estar apareados de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y el gas de helio es diamagnético. Conviene tener pre- sente que cualquier átomo que tenga un número impar de electrones siempre tendrá uno o más espines no apareados dado que se necesita un número par de electrones para completar el apareamiento. Por otra parte, los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser diamagnéticos o paramagnéticos. Más adelante veremos el origen de este comportamiento. El átomo de litio (Z = 3) es otro de los ejemplos a examinar. Este átomo tiene tres electro- nes, pero el tercero no puede ocupar el orbital 1s porque sería inevitable que tuviera los cuatro números cuánticos iguales al de uno de los dos primeros electrones. Como consecuencia, este electrón “entra” en el siguiente orbital (de energía superior), que corresponde al orbital 2s (vea la figura 7.23). La configuración electrónica del litio es 1s2 2s1 y su diagrama de orbital es Li 1s2 2s1 hhg El átomo de litio tiene un electrón desapareado y por consiguiente es paramagnético. El efecto pantalla en los átomos polielectrónicos Las mediciones experimentales indican que el orbital 2s se encuentra en un nivel de ener- gía menor que el del orbital 2p. ¿A qué se debe esto? Si se comparan las configuracio- nes electrónicas 1s2 2s1 y 1s2 2p1 se encuentra que en ambos casos el orbital 1s se llena con dos electrones. Como los orbitales 2s y 2p son más grandes que el orbital 1s, un electrón situado en cualesquiera de esos orbitales pasará (en promedio) más tiempo lejos del núcleo que un elec- trón de un orbital 1s. Se dice que un electrón en orbitales 2s o 2p está parcialmente “apantallado” de la fuerza de atracción del núcleo por los electrones 1s. La consecuencia importante de es- te efecto pantalla es que disminuye la atracción electrostática entre los protones del núcleo y el electrón del orbital 2s o 2p. La densidad electrónica cambia al aumentar la longitud al núcleo en una forma que de- pende del tipo de orbital. Aunque un electrón en 2s pasa (en promedio) más tiempo cerca del núcleo que un electrón en 2p, la densidad cerca del núcleo es mayor para un electrón en 2s (vea en la figura 7.27 el máximo más pequeño para el orbital 2s). Por esta razón, se dice que el orbital 2s es “más penetrante” que el orbital 2p, y está menos apantallado por los electrones en 1s. De hecho, para el mismo número cuántico principal n, el poder de penetración disminuye con el aumento en el número cuántico del momento angular ℓ, es decir, s > p > d > f > . . . Dado que la estabilidad de un electrón está determinada por la fuerza de atracción del núcleo se infiere que un electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p. Dicho de otra forma, quitar un electrón en 2p demanda menos energía que la necesaria para un electrón en Figura 7.26 Inicialmente la sustancia paramagnética se pesó en una balanza. Cuando el electroimán se encendió, la balanza se desequilibró debido a que el tubo de muestra se llevó al interior del campo magnético. Una vez que se conoce la concentración y masa adicional necesaria para restablecer el equilibrio, es posible calcular el número de electrones desapareados en la sustancia. Figura 7.27 Gráficos de proba- bilidad radial (vea la figura 7.18) para los orbitales 1s, 2s y 2p. Los electrones 1s apantallan eficaz- mente a los electrones 2s y 2p del núcleo. El orbital 2s es más penetrante que el orbital 2p. Electroimán Sustancia paramagnética Probabilidadradial Longitud del núcleo 1s 2p 2s 3037.8 Configuración electrónica 07_Chapter 7.indd 303 12/22/09 11:15:59 AM
- 335. 304 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 2s porque el núcleo atrae con menos fuerza a un electrón en 2p. El átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón y, por tanto, no presenta el efecto pantalla. Siguiendo con el análisis de los átomos de los primeros 10 elementos, pasemos ahora al berilio (Z = 4). Su configuración electrónica en el estado fundamental es 1s2 2s2 , o Be 1s2 2s2 hghg Como era de esperarse, los átomos de berilio son diamagnéticos. La configuración electrónica del boro (Z = 5) es 1s2 2s2 2p1 , o B 1s2 2s2 2p1 hhghg Observe que el electrón no apareado podría estar en los orbitales 2px, 2py o 2pz. Esta elección es totalmente arbitraria porque los tres orbitales p tienen energías equivalentes. Por último, el diagrama muestra que los átomos de boro son paramagnéticos. Regla de Hund La configuración electrónica del carbono (Z = 6) es 1s2 2s2 2p2 . El siguiente diagrama muestra las distintas formas en las que se pueden distribuir dos electrones entre los tres orbitales p: 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz a) b) c) hhghhg Ninguna de las tres distribuciones viola el principio de exclusión de Pauli, de modo que sólo queda determinar cuál de ellas dará más estabilidad. La respuesta se encuentra en la regla de Hund,14 la cual establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos. La distribución del diagrama c) satisface esta condición. En los diagramas a) y b) los espines se cancelan entre sí, de modo que el diagrama de orbital para el carbono es C 1s2 2s2 2p2 hhhghg Desde un punto de vista cualitativo es fácil entender por qué es preferible el diagrama c) en lugar del a). En este último, los dos electrones están en el mismo orbital 2px. Como están más cercanos, hay mayor repulsión mutua que cuando ocupan dos orbitales separados, ya sea 2px o 2py. La preferencia de la distribución c) más que la de b) es más sutil, pero se justifica sobre bases teóricas. El hecho de que los átomos de carbono sean paramagnéticos, con dos electrones no apareados, concuerda con la regla de Hund. La configuración electrónica del nitrógeno (Z = 7) es 1s2 2s2 2p3 : N 1s2 2s2 2p3 hhhhghg Otra vez, la regla de Hund establece que los tres electrones 2p tienen espines paralelos entre sí; en consecuencia, el átomo de nitrógeno es paramagnético: contiene tres electrones desapa- reados. 14 Frederick Hund (1896-1997). Físico alemán. El trabajo de Hund se basó principalmente en la mecánica cuántica. También ayudó a desarrollar la teoría del orbital molecular de los enlaces químicos. 07_Chapter 7.indd 304 12/22/09 11:16:04 AM
- 336. La configuración electrónica del oxígeno (Z = 8) es 1s2 2s2 2p4 . Un átomo de oxígeno tiene dos electrones no apareados: O 1s2 2s2 2p4 hhhg hghg La configuración electrónica del flúor (Z = 9) es 1s2 2s2 2p5 . Los nueve electrones se dis- tribuyen de la siguiente manera: F 1s2 2s2 2p5 hhghghghg El átomo de flúor tiene un electrón no apareado. En el neón (Z = 10), el subnivel 2p está totalmente lleno. La configuración electrónica de este elemento es 1s2 2s2 2p6 , y todos los electrones están apareados: Ne 1s2 2s2 2p6 hghghghghg Por tanto, el gas de neón deberá ser diamagnético, como lo demuestran las observaciones experimentales. Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos Con base en los ejemplos anteriores, es factible formular algunas reglas generales para deter- minar el máximo número de electrones que admiten los distintos subniveles y orbitales para un valor dado de n: 1. Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Por ejemplo, si n = 2, hay dos subniveles (dos valores de ℓ) de números cuánticos de momento angular 0 y 1. 2. Cada subnivel de número cuántico ℓ contiene (2ℓ + 1) orbitales. Por ejemplo, si ℓ = 1, hay tres orbitales p. 3. Cada orbital admite un máximo de dos electrones. Por tanto, el máximo número de elec- trones es simplemente el doble del número de orbitales empleados. 4. De acuerdo con la fórmula 2n2 es fácil calcular el máximo número de electrones que pue- de tener un átomo en el nivel principal n. En los ejemplos 7.9 y 7.10 se muestra el procedimiento para calcular el número de elec- trones en los orbitales e identificarlos con los cuatro números cuánticos. ¿Cuál es el máximo número de electrones que es posible encontrar en el nivel principal para el que n = 3? Estrategia Se nos proporciona el número cuántico principal (n), así que podemos determinar todos los valores posibles del número cuántico de momento angular (ℓ). Las reglas anteriores muestran que el número de orbitales para cada valor de ℓ es (2ℓ + 1). Por tanto, podemos determinar el número total de orbitales. ¿Cuántos electrones puede recibir cada orbital? (continúa) EjEmplo 7.9 3057.8 Configuración electrónica 07_Chapter 7.indd 305 12/22/09 11:16:07 AM
- 337. 306 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Solución Cuando n = 3, ℓ = 0, 1 y 2. El número de orbitales para cada valor de ℓ está dado por Número de orbitales Valor de ℓ (2ℓ + 1) 0 1 1 3 2 5 En total hay nueve orbitales. Como cada uno puede acomodar dos electrones, el máximo número de electrones que habrá en los orbitales es 2 × 9, es decir 18. Verificación Si utilizamos la fórmula (n2 ) como en el ejemplo 7.7, podemos ver que el número total de orbitales es 32 y el número total de electrones es 2(32 ) o 18. En general, el número total de electrones en un nivel principal de energía n es 2n2 . Ejercicio de práctica Calcule el número total de electrones que pueden encontrarse en el nivel principal para el que n = 4. Problemas similares: 7.64, 7.65. El átomo de oxígeno tiene un total de ocho electrones. Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su estado fundamental. Estrategia Comenzamos con n = 1 y procedemos a llenar los orbitales en el orden mostrado en la figura 7.24. Para cada valor de n determinamos los posibles valores de ℓ. Para cada valor de ℓ asignamos los posibles valores de mℓ. Podemos colocar los electrones en los orbitales de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Solución Comenzamos con n = 1, por lo que ℓ = 0, un subnivel que corresponde al orbital 1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. En seguida, n = 2, y ℓ puede ser 0 o bien 1. El subnivel ℓ = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones. Los cuatro electrones restantes se acomodan en el subnivel ℓ = 1, que tiene tres orbitales 2p. El diagrama de los orbitales es: O 1s2 2s2 2p4 hhhghghg Los resultados se resumen en la siguiente tabla: Electrón n ℓ mℓ ms Orbital 1 1 0 0 + 1 –2 1s 2 1 0 0 – 1 –2 3 2 0 0 + 1 –2 2s 4 2 0 0 – 1 –2 5 2 1 –1 + 1 –2 6 2 1 0 + 1 –2 7 2 1 1 + 1 –2 2px, 2py, 2pz 8 2 1 1 – 1 –2 Desde luego, la colocación del octavo electrón en el orbital asignado como mℓ es arbitraria. También es correcto asignarlo a mℓ = 0 o mℓ = –1. Ejercicio de práctica Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones del boro (B). EjEmplo 7.10 Problema similar: 7.91. 07_Chapter 7.indd 306 12/22/09 11:16:09 AM
- 338. En este punto resumamos lo que el examen de los primeros diez elementos nos ha revela- do acerca de las configuraciones electrónicas en estado fundamental y las propiedades de los electrones en los átomos: 1. No puede haber dos electrones en el mismo átomo con los mismos cuatro números cuán- ticos. Éste es el principio de exclusión de Pauli. 2. Cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines opuestos, o diferentes números cuánticos de espín electrónico. 3. La configuración electrónica más estable en un subnivel es aquella que tiene el mayor número de espines paralelos. Ésta es la regla de Hund. 4. Los átomos paramagnéticos son aquellos en los que uno o más electrones están no apa- reados. Los átomos diamagnéticos son aquellos en los que todos los espines electrónicos están apareados. 5. En un átomo de hidrógeno, la energía del electrón depende sólo de su número cuántico principal n. En un átomo polielectrónico, la energía de un electrón depende tanto de n como de su número cuántico del momento angular ℓ. 6. En un átomo polielectrónico los subniveles se llenan en el orden mostrado en la figura 7.21. 7. Para los electrones del mismo número cuántico principal, su poder penetrante o proxi- midad al núcleo disminuye en orden s > p > d > f. Esto significa que, por ejemplo, se requiere más energía para separar un electrón 3s de un átomo polielectrónico que la que se requiere para separar un electrón 3p. 7.9 El principio de construcción En este apartado aplicamos al resto de los elementos las reglas utilizadas para escribir las confi- guraciones electrónicas de los 10 primeros elementos. Este procedimiento se fundamenta en el principio de Aufbau. El principio de Aufbau establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma for- ma a los orbitales atómicos. Este procedimiento da un conocimiento preciso de las configura- ciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental. Como veremos más adelante, el conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las propiedades de los elementos; además, explica por qué la tabla periódica funciona tan bien. La tabla 7.3 muestra las configuraciones electrónicas de los elementos en su estado fun- damental, desde el H (Z = 1) hasta el Rg (Z = 111). Con excepción del hidrógeno y del helio, las configuraciones electrónicas de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble, que muestra entre paréntesis el símbolo del gas noble que antecede al elemento a con- siderar, seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que ocupan los niveles externos. Observe que las configuraciones electrónicas de los subniveles superiores llenos en los niveles externos de los elementos que van del sodio (Z = 11) al argón (Z = 18) siguen un patrón semejante a las de los elementos litio (Z = 3) hasta el neón (Z = 10). Como se mencionó en la sección 7.7, en un átomo polielectrónico primero se llena el sub- nivel 4s y después el 3d (vea la figura 7.24). Por tanto, la configuración electrónica del potasio (Z = 19) es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 . Dado que 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es la configuración electrónica del argón, resulta más sencillo escribir la configuración electrónica del potasio como [Ar]4s1 , donde [Ar] representa el “núcleo del argón”. De la misma forma podemos escribir la configu- ración electrónica del calcio (Z = 20) como [Ar]4s2 . La colocación del electrón más externo del potasio en el orbital 4s (y no en el 3d) se sustenta en las evidencias experimentales. Las siguientes comparaciones también sugieren que ésta es la configuración correcta. Las propie- dades químicas del potasio son parecidas a las del litio y el sodio, los primeros dos miembros de los metales alcalinos. En estos dos elementos, el último electrón está en un orbital s (no hay ambigüedad en la asignación de sus configuraciones electrónicas); en consecuencia, cabe esperar que el último electrón del potasio ocupe el orbital 4s en lugar del 3d. El vocablo alemán “Aufbau” significa “construcción”. Los gases nobles. 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A He Ne Ar Kr Xe Rn 3077.9 El principio de construcción 07_Chapter 7.indd 307 12/22/09 11:16:12 AM
- 339. 308 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos TABlA 7.3 Configuración electrónica de los elementos en su estado fundamental* Número Configuración Número Configuración Número Configuración atómico Símbolo electrónica atómico Símbolo electrónica atómico Símbolo electrónica 1 H 1s1 38 Sr [Kr]5s2 75 Re [Xe]6s2 4f14 5d5 2 He 1s2 39 Y [Kr]5s2 4d1 76 Os [Xe]6s2 4f14 5d6 3 Li [He]2s1 40 Zr [Kr]5s2 4d2 77 Ir [Xe]6s2 4f14 5d7 4 Be [He]2s2 41 Nb [Kr]5s1 4d4 78 Pt [Xe]6s1 4f14 5d9 5 B [He]2s2 2p1 42 Mo [Kr]5s1 4d5 79 Au [Xe]6s1 4f14 5d10 6 C [He]2s2 2p2 43 Tc [Kr]5s2 4d5 80 Hg [Xe]6s2 4f14 5d10 7 N [He]2s2 2p3 44 Ru [Kr]5s1 4d7 81 Tl [Xe]6s2 4f14 5d10 6p1 8 O [He]2s2 2p4 45 Rh [Kr]5s1 4d8 82 Pb [Xe]6s2 4f 14 5d10 6p2 9 F [He]2s2 2p5 46 Pd [Kr]4d10 83 Bi [Xe]6s2 4f14 5d10 6p3 10 Ne [He]2s2 2p6 47 Ag [Kr]5s1 4d10 84 Po [Xe]6s2 4f14 5d10 6p4 11 Na [Ne]3s1 48 Cd [Kr]5s2 4d10 85 At [Xe]6s2 4f14 5d10 6p5 12 Mg [Ne]3s2 49 In [Kr]5s2 4d10 5p1 86 Rn [Xe]6s2 4f14 5d10 6p6 13 Al [Ne]3s2 3p1 50 Sn [Kr]5s2 4d10 5p2 87 Fr [Rn]7s1 14 Si [Ne]3s2 3p2 51 Sb [Kr]5s2 4d10 5p3 88 Ra [Rn]7s2 15 P [Ne]3s2 3p3 52 Te [Kr]5s2 4d10 5p4 89 Ac [Rn]7s2 6d1 16 S [Ne]3s2 3p4 53 I [Kr]5s2 4d10 5p5 90 Th [Rn]7s2 6d2 17 Cl [Ne]3s2 3p5 54 Xe [Kr]5s2 4d10 5p6 91 Pa [Rn]7s2 5f 2 6d1 18 Ar [Ne]3s2 3p6 55 Cs [Xe]6s1 92 U [Rn]7s2 5f 3 6d1 19 K [Ar]4s1 56 Ba [Xe]6s2 93 Np [Rn]7s2 5f 4 6d1 20 Ca [Ar]4s2 57 La [Xe]6s2 5d1 94 Pu [Rn]7s2 5f 6 21 Sc [Ar]4s2 3d1 58 Ce [Xe]6s2 4f1 5d1 95 Am [Rn]7s2 5f 7 22 Ti [Ar]4s2 3d2 59 Pr [Xe]6s2 4f 3 96 Cm [Rn]7s2 5f 7 6d1 23 V [Ar]4s2 3d3 60 Nd [Xe]6s2 4f 4 97 Bk [Rn]7s2 5f 9 24 Cr [Ar]4s1 3d5 61 Pm [Xe]6s2 4f 5 98 Cf [Rn]7s2 5f10 25 Mn [Ar]4s2 3d5 62 Sm [Xe]6s2 4f 6 99 Es [Rn]7s2 5f11 26 Fe [Ar]4s2 3d6 63 Eu [Xe]6s2 4f 7 100 Fm [Rn]7s2 5f 12 27 Co [Ar]4s2 3d7 64 Gd [Xe]6s2 4f 7 5d1 101 Md [Rn]7s2 5f13 28 Ni [Ar]4s2 3d8 65 Tb [Xe]6s2 4f 9 102 No [Rn]7s2 5f14 29 Cu [Ar]4s1 3d10 66 Dy [Xe]6s2 4f10 103 Lr [Rn]7s2 5f 14 6d1 30 Zn [Ar]4s2 3d10 67 Ho [Xe]6s2 4f11 104 Rf [Rn]7s2 5f14 6d2 31 Ga [Ar]4s2 3d10 4p1 68 Er [Xe]6s2 4f12 105 Db [Rn]7s2 5f14 6d3 32 Ge [Ar]4s2 3d10 4p2 69 Tm [Xe]6s2 4f13 106 Sg [Rn]7s2 5f14 6d4 33 As [Ar]4s2 3d10 4p3 70 Yb [Xe]6s2 4f14 107 Bh [Rn]7s2 5f14 6d5 34 Se [Ar]4s2 3d10 4p4 71 Lu [Xe]6s2 4f14 5d1 108 Hs [Rn]7s2 5f14 6d6 35 Br [Ar]4s2 3d10 4p5 72 Hf [Xe]6s2 4f14 5d2 109 Mt [Rn]7s2 5f14 6d7 36 Kr [Ar]4s2 3d10 4p6 73 Ta [Xe]6s2 4f14 5d3 110 Ds [Rn]7s2 5f14 6d8 37 Rb [Kr]5s1 74 W [Xe]6s2 4f14 5d4 111 Rg [Rn]7s2 5f14 6d9 * El símbolo [He] se denomina núcleo de helio y representa 1s2 . [Ne] se denomina núcleo de neón y representa 1s2 2s2 2p6 . [Ar] se denomina núcleo de argón y representa [Ne]3s2 3p6 . [Kr] se denomina núcleo de kriptón y representa [Ar]4s2 3d10 4p6 . [Xe] se denomina núcleo de xenón y representa [Kr]5s2 4d10 5p6 . [Rn] se denomina núcleo de radón y representa [Xe]6s2 4f14 5d10 6p6 . 07_Chapter 7.indd 308 12/22/09 11:16:18 AM
- 340. Los elementos que van del escandio (Z = 21) al cobre (Z = 29) son metales de transición. En los metales de transición, los subniveles d están parcialmente llenos, o forman cationes con facilidad que tienen este subnivel incompleto. Consideremos la primera serie de metales de transición, desde el escandio hasta el cobre. En esta serie, los electrones adicionales se acomodan en los orbitales 3d siguiendo la regla de Hund. Sin embargo, hay dos irregularida- des. La configuración electrónica del cromo (Z = 24) es [Ar]4s1 3d5 y no [Ar]4s2 3d4 , como se podría esperar. En el cobre se observa el mismo patrón, ya que su configuración electrónica es [Ar]4s1 3d10 en lugar de [Ar]4s2 3d9 . Esta distribución se explica porque hay una estabilidad ligeramente mayor con los subniveles casi llenos (3d5 ) y completamente llenos (3d10 ). Los electrones que se encuentran en el mismo subnivel (en este caso, los orbitales d) tienen la mis- ma energía pero distinta distribución espacial. En consecuencia, su apantallamiento mutuo es relativamente pequeño y el núcleo los atrae con mayor fuerza cuando tienen la configuración 3d5 . De acuerdo con la regla de Hund, el diagrama de orbital para el Cr es Cr [Ar] 4s1 3d5 hhhhhh Así, el Cr tiene un total de seis electrones no apareados. El diagrama de orbital para el cobre es Cu [Ar] 4s1 3d10 hghghghghgh De nuevo, en este caso también se gana más estabilidad con el subnivel 3d completamente lle- no. En general, los subniveles casi llenos y completamente llenos tienen mayor estabilidad. Los subniveles 4s y 4p se llenan con el patrón más sencillo en los elementos que van del Zn (Z = 30) al Kr (Z = 36). En el rubidio (Z = 37), los electrones comienzan a entrar por el nivel de energía n = 5. Las configuraciones electrónicas de los metales de la segunda serie de transición [itrio (Z = 39) hasta plata (Z = 47)] también son irregulares, aunque aquí no se dan más detalles. El sexto periodo de la tabla periódica comienza con cesio (Z = 55) y bario (Z = 56), que tienen las configuraciones electrónicas [Xe]6s1 y [Xe]6s2 , respectivamente. Luego va el lanta- no (Z = 57). Según la figura 7.24, esperaríamos que después de llenar el orbital 6s, los demás electrones se acomodaran en los orbitales 4f. La realidad es que las energías de los orbitales 5d y 4f son muy parecidas. De hecho, en el lantano el orbital 4f es un poco más energético que el 5d, de ahí que su configuración electrónica sea [Xe]6s2 5d1 en lugar de [Xe]6s2 4f 1 . Después del lantano siguen los 14 elementos que forman la serie de los lantánidos o de las tierras raras, que van del cerio (Z = 58) al lutecio (Z = 71). Los metales de esta serie tienen los subniveles 4f parcialmente llenos o con facilidad forman cationes que tienen estos subni- veles incompletos. Los electrones que se suman se acomodan en los orbitales 4f. Este subnivel se llena totalmente en el lutecio, y el siguiente electrón entra en el subnivel 5d. Observe que la configuración electrónica del gadolinio (Z = 64) es [Xe]6s2 4f 7 5d1 en lugar de [Xe]6s2 4f 8 . Como el cromo, el gadolinio gana más estabilidad con el subnivel (4f7 ) semilleno. Los metales de la tercera serie de transición, incluidos el lantano y el hafnio (Z = 72) hasta llegar al oro (Z = 79), se distinguen porque tienen lleno el subnivel 5d. Con Hg (Z = 80), los orbitales 6s y 5d ahora se llenan. Después se llena el subnivel 6p y este patrón continúa hasta el radón (Z = 86). La última hilera de elementos corresponde a la serie de los actínidos, que comienza con el torio (Z = 90). Muy pocos de estos elementos se encuentran en la naturaleza; la mayor parte se ha sintetizado. Con algunas excepciones, es factible escribir la configuración electrónica de cualquier elemento empleando como guía la figura 7.24. Con los elementos que se debe tener más cui- dado es con los metales de transición, los lantánidos y los actínidos. Como se señaló antes, para valores grandes del número cuántico principal n, el orden de llenado de un subnivel en un elemento puede cambiar para el siguiente elemento. En la figura 7.28 se agrupan los elemen- tos según el tipo de subnivel que ocupan los electrones más externos. Los metales de transición. 8B 1B 2B3B 4B 5B 6B 7B 3097.9 El principio de la construcción 07_Chapter 7.indd 309 12/22/09 11:16:22 AM
- 341. 310 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Figura 7.28 Clasificación de los grupos de elementos en la tabla periódica de acuerdo con el tipo de subnivel externo llenado por los electrones. 1s 1s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 2s 3s 4s 3d 4d 5d 6d 5s 6s 7s 4f 5f S Pd 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A 8B 1B 2B3B 4B 5B 6B 7B EjEmplo 7.11 Escriba las configuraciones electrónicas a) del azufre (S) y b) del paladio (Pd) en su estado fundamental. El paladio es diamagnético. a) Estrategia ¿Cuántos electrones hay en el átomo de S (Z = 16)? Comenzamos con n = 1 y seguimos llenando orbitales en el orden mostrado en la figura 7.24. Para cada valor de ℓ, asignamos los valores posibles de mℓ. Podemos colocar los electrones en los orbitales de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund y después escribir la configuración electrónica. La tarea se simplifica si utilizamos el núcleo de gas noble que precede al S para los electrones internos. Solución El azufre tiene 16 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Ne]. (Ne es el gas noble en el periodo que precede al azufre.) [Ne] representa 1s2 2s2 2p6 . Esto deja seis electrones para llenar el subnivel 3s y llenar parcialmente el subnivel 3p. Así, la configuración electrónica del S es o . b) Estrategia Podemos utilizar el mismo método que en a). ¿Qué implica que se afirme que el Pd es un elemento diamagnético? Solución El paladio tiene 46 electrones. El núcleo de gas noble en este caso es [Kr]. (El Kr es el gas noble en el periodo que antecede al paladio.) [Kr] representa 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Los 10 electrones restantes se distribuyen entre los orbitales 4d y 5s. Las tres elecciones son 1) 4d10 , 2) 4d9 5s1 y 3) 4d8 5s2 . Debido a que el paladio es diamagnético, todos los electrones se aparean y su configuración electrónica debe ser o simplemente . Las configuraciones en 2) y 3) representan elementos paramagnéticos. Verificación Para confirmar la respuesta, escriba los diagramas orbitales de 1), 2) y 3). Ejercicio de práctica Escriba la configuración electrónica del estado fundamental del fósforo (P). 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 [Kr]4d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [Ne]3s2 3p4 Revisión de conceptos Identifique el átomo que tiene la siguiente configuración electrónica de estado fundamental [Ar]4s2 3d6 . Problemas similares: 7.87, 7.88. 07_Chapter 7.indd 310 12/22/09 11:16:25 AM
- 342. u = λν (7.1) Relaciona la rapidez de una onda con su frecuencia y longitud de onda. E = hν (7.2) Relaciona la energía de un cuanto (y de un fotón) con la frecuencia. E h c = λ (7.3) Relaciona la energía de un cuanto (y de un fotón) con la longitud de onda. hν = KE + W (7.4) El efecto fotoeléctrico. (7.5) La energía de un electrón de un átomo de hidrógeno en el estado n.E R n n = – H 1 2 (7.6) Energía de un fotón absorbida o emitida conforme el electrón transita del ∆E h R n n = = ν H i f 1 1 2 2 – nivel ni al nivel nf. λ = h mu (7.8) Relaciona la longitud de onda de una partícula con su masa m y rapidez u. ∆ ∆x p h ≥ 4π (7.9) Calcula la incertidumbre en la posición o en el momento de una partícula. Ecuaciones básicas Resumen de conceptos 1. La teoría cuántica desarrollada por Planck explica plena- mente la emisión de radiación de los sólidos calentados. La teoría cuántica establece que los átomos y moléculas emiten energía radiante en cantidades discretas (cuanta) y no en forma continua. Este comportamiento está gobernado por la relación E = hν, donde E es la energía de la radiación, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación. La energía se emite siempre en múltiplos enteros de hν (1 hν, 2 hν, 3 hν,. . .). 2. Con la teoría cuántica, Einstein resolvió otro misterio de la física: el efecto fotoeléctrico. Einstein propuso que la luz se comporta como una corriente de partículas (fotones). 3. El espectro de líneas del hidrógeno, que aún era un misterio para los físicos del siglo xix, también se explicaba con la teoría cuántica. El modelo que desarrolló Bohr para el átomo de hidrógeno suponía que la energía de su único electrón está cuantizada, es decir, limitada a ciertos valores definidos de energía por un entero, el número cuántico principal. 4. El estado de energía más estable de un electrón es el estado fundamental. Se dice que un electrón que se encuentra en un nivel de energía superior al de su estado más estable está en un estado excitado. En el modelo de Bohr, un electrón emite un fotón cuando pasa de un estado de mayor energía (un estado excitado) a otro de menor energía (el estado fun- damental u otro estado menos excitado). La liberación de cantidades específicas de energía en forma de fotones ex- plica las líneas del espectro de emisión del hidrógeno. 5. De Broglie amplió la descripción de Einstein del comporta- miento onda-partícula de la luz a toda la materia en movi- miento. La longitud de onda de una partícula en movimiento, de masa m y rapidez u, se expresa con la ecuación λ = h/mu formulada por de Broglie. 6. La ecuación de Schrödinger describe los movimientos y energías de partículas submicroscópicas. Esta ecuación re- volucionó la mecánica cuántica y abrió una nueva era para la física. 7. La ecuación de Schrödinger expresa los posibles estados de energía del electrón de un átomo de hidrógeno y la probabi- lidad de hallarlo en cierta región alrededor del núcleo. Estos resultados son aplicables con una exactitud razonable a los átomos polielectrónicos. 8. Un orbital atómico es una función (ψ) que define la distri- bución de densidad electrónica (ψ2 ) en el espacio. Los orbi- tales se representan con diagramas de densidad electrónica o diagramas de contorno de superficie. 9. Cada electrón presente en un átomo se define por cuatro números cuánticos: el número cuántico principal n, que identifica la capa o nivel de energía principal del orbital; el número cuántico del momento angular ℓ, que determina la forma del orbital; el número cuántico magnético mℓ, que especifica la orientación del orbital en el espacio; y el nú- mero cuántico de espín electrónico ms, que indica la direc- ción del espín del electrón en su propio eje. 10. El orbital individual s de cada nivel de energía es esférico y está centrado alrededor del núcleo. Cada uno de los tres orbitales p presentes en el nivel n = 2 y superiores tiene dos lóbulos; los pares de lóbulos forman ángulos rectos entre sí. A partir de n = 3 hay cinco orbitales d, de formas y orienta- ciones complejas. 311Resumen de conceptos 07_Chapter 7.indd 311 12/22/09 11:16:29 AM
- 343. 312 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 11. La energía del electrón del átomo de hidrógeno está deter- minada sólo por su número cuántico principal. En los áto- mos polielectrónicos, el número cuántico principal y el número cuántico de momento angular determinan la ener- gía de un electrón. 12. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (principio de exclusión de Pauli). 13. La distribución electrónica más estable en un subnivel es la que tiene el mayor número de espines paralelos (regla de Hund). Los átomos que tienen uno o más espines no aparea- dos son paramagnéticos. Los átomos que tienen todos los electrones apareados son diamagnéticos. 14. El principio de Aufbau es la guía para la construcción de los elementos. La tabla periódica los clasifica según sus núme- ros atómicos y, por tanto, por las configuraciones electróni- cas de sus átomos. Términos básicos Preguntas y problemas Amplitud, p. 276 Átomo polielectrónico, p. 294 Configuración electrónica, p. 301 Cuanto, p. 279 Densidad electrónica, p. 294 Diagrama de contorno de superficie, p. 298 Diamagnético, p. 303 Efecto fotoeléctrico, p. 280 Espectro de emisión, p. 282 Espectro de líneas, p. 283 Estado excitado (o nivel excitado), p. 285 Estado fundamental (o nivel basal), p. 285 Fotón, p. 280 Frecuencia (ν), p. 276 Longitud de onda (λ), p. 276 Metales de transición, p. 309 Nodo, p. 289 Núcleo de gas noble, p. 307 Números cuánticos, p. 294 Onda, p. 276 Onda electromagnética, p. 277 Orbital atómico, p. 294 Paramagnético, p. 303 Principio de Aufbau, p. 307 Principio de exclusión de Pauli, p. 302 Principio de incertidumbre de Heisenberg, p. 293 Radiación electromagnética, p. 277 Regla de Hund, p. 304 Serie de los actínidos, p. 309 Serie de los lantánidos (o de las tierras raras), p. 309 Teoría cuántica y radiación electromagnética Preguntas de repaso 7.1 ¿Qué es una onda? Explique los siguientes términos rela- cionados con las ondas: longitud de onda, frecuencia y amplitud. 7.2 ¿Cuáles son las unidades de la longitud de onda y la fre- cuencia de las ondas electromagnéticas? ¿Cuál es la rapidez de la luz, en metros por segundo y en millas por hora? 7.3 Enumere los tipos de radiación electromagnética. Co- mience con la radiación que tiene la longitud de onda más larga y termine con la de longitud de onda más corta. 7.4 Dé los valores máximo y mínimo de longitud de onda que definen la región visible del espectro electromagnético. 7.5 Explique brevemente la teoría cuántica de Planck y el con- cepto de cuanto. ¿Cuáles son las unidades de la constante de Planck? 7.6 Dé dos ejemplos comunes que ilustren el concepto cuán- tico. Problemas 7.7 a) ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de la luz con una frecuencia de 8.6 × 1013 Hz? b) ¿Cuál es la fre- cuencia en (Hz) de la luz con una longitud de onda de 566 nm? 7.8 a) ¿Cuál es la frecuencia de la luz que tiene una longitud de onda de 456 nm? b) ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de una radiación que tiene una frecuencia de 2.45 × 109 Hz? (Éste es el tipo de radiación empleada en los hornos de microondas.) 7.9 La longitud promedio entre Marte y la Tierra es de 1.3 × 108 millas. ¿Cuánto tiempo tomaría transmitir las imáge- nes de TV desde el vehículo espacial Viking, estacionado en la superficie de Marte, hasta la Tierra? (1 milla = 1.61 km.) 7.10 ¿Cuántos minutos le llevaría a una onda de radio viajar del planeta Venus a la Tierra? (La longitud promedio de Venus a la Tierra es de 28 millones de millas.) 7.11 La unidad SI de tiempo es el segundo, que se define como 9 192 631 770 ciclos de radiación asociada a cierto pro- 07_Chapter 7.indd 312 12/22/09 11:16:31 AM
- 344. ceso de emisión en el átomo de cesio. Calcule la longitud de onda de esta radiación (con tres cifras significativas). ¿En qué región del espectro electromagnético se encuen- tra esta longitud de onda? 7.12 La unidad SI de longitud es el metro, que se define como una longitud igual a 1 650 763.73 longitudes de onda de la luz emitida por una transición de energía particular en los átomos de kriptón. Calcule la frecuencia de la luz con tres cifras significativas. El efecto fotoeléctrico Preguntas de repaso 7.13 Explique el significado del efecto fotoeléctrico. 7.14 ¿Qué son los fotones? ¿Qué impacto tuvo la explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico en el desarrollo de la interpretación de la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la radiación electromagnética? Problemas 7.15 Un fotón tiene una longitud de onda de 624 nm. Calcule la energía del fotón en joules. 7.16 El color azul del cielo se debe a la dispersión de la luz solar por las moléculas del aire. La luz azul tiene una fre- cuencia aproximada de 7.5 × 1014 Hz. a) Calcule la longi- tud de onda, en nm, asociada a esta radiación. b) Calcule la energía, en joules, de un solo fotón asociado a esta fre- cuencia. 7.17 Un fotón tiene una frecuencia de 6.0 × 104 Hz. a) Con- vierta esta frecuencia en longitud de onda (nm). ¿Esta fre- cuencia cae en la región visible? b) Calcule la energía (en joules) de este fotón. c) Calcule la energía (en joules) de 1 mol de fotones con esta frecuencia. 7.18 ¿Cuál es la longitud de onda, en nm, de una radiación que tiene un contenido de energía de 1.0 × 103 kJ/mol? ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta radiación? 7.19 Cuando el cobre es bombardeado con electrones de alta energía se emiten rayos X. Calcule la energía (en joules) asociada a estos fotones si la longitud de onda de los rayos X es de 0.154 nm. 7.20 Cierta forma de radiación electromagnética tiene una fre- cuencia de 8.11 × 1014 Hz. a) ¿Cuál es su longitud de onda en nanómetros? ¿En metros? b) ¿En qué región del espectro electromagnético se asignaría? c) ¿Cuál es la energía (en joules) de un cuanto de esta radiación? 7.21 La función de trabajo del potasio es de 3.68 × 10−19 J. a) ¿Cuál es la frecuencia mínima de luz necesaria para ex- pulsar los electrones del metal? b) Calcule la energía ciné- tica de los electrones expulsados cuando se usa una luz de frecuencia de 8.62 × 1014 s−1 para irradiar. 7.22 Cuando se refleja una luz de frecuencia igual a 2.11 × 1015 s−1 sobre la superficie del metal oro, la energía cinética de los electrones expulsados es de 5.83 × 10−19 J. ¿Cuál es la función de trabajo del oro? Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno Preguntas de repaso 7.23 a) ¿Qué es un nivel de energía? Explique la diferencia entre estado fundamental y estado excitado. b) ¿Qué son los espectros de emisión? ¿Cómo se distinguen los espec- tros de líneas de los espectros continuos? 7.24 a) Describa brevemente la teoría de Bohr del átomo de hidrógeno y cómo explica ésta la forma de un espectro de emisión. ¿En qué se diferencia la teoría de Bohr de los conceptos de la física clásica? b) Explique el significado del signo negativo en la ecuación (7.5). Problemas 7.25 Explique por qué los elementos producen sus colores ca- racterísticos cuando emiten fotones. 7.26 Algunos compuestos de cobre emiten luz verde cuando son calentados a la flama. ¿Cómo sabría que la luz es de una sola longitud de onda o una mezcla de dos o más lon- gitudes de onda? 7.27 ¿Un material fluorescente podría emitir radiación en la región ultravioleta tras absorber luz visible? Explique su respuesta. 7.28 Explique por qué los astrónomos pueden saber qué ele- mentos se encuentran en las estrellas lejanas analizando la radiación electromagnética que emiten las estrellas. 7.29 Examine los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético: E4 _______________ –1.0 × 10–19 J E3 _______________ –5.0 × 10–19 J E2 _______________ –10 × 10–19 J E1 _______________ –15 × 10–19 J a) ¿Cuál es la longitud de onda del fotón que puede excitar un electrón desde el nivel E1 hasta el nivel E4? b) ¿Cuál es la energía (en joules) que debe tener un fotón para excitar un electrón desde el nivel E2 hasta el nivel E3? c) Cuan- do un electrón cae desde el nivel E3 hasta el nivel E1, se dice que el átomo experimenta emisión. Calcule la longi- tud de onda del fotón emitido en este proceso. 7.30 La primera línea de la serie de Balmer aparece a una lon- gitud de onda de 656.3 nm. ¿Cuál es la diferencia de ener- gía entre los dos niveles de energía asociados a la emisión que da origen a esta línea espectral? 7.31 Calcule la longitud de onda (en nm) de un fotón emitido por un átomo de hidrógeno cuando su electrón cae del ni- vel n = 5 al nivel n = 3. 7.32 Calcule la frecuencia (en Hz) y la longitud de onda (en nm) del fotón emitido por un átomo de hidrógeno cuando su electrón cae del nivel n = 4 al nivel n = 2. 7.33 El análisis espectral minucioso muestra que la luz amarilla de las lámparas de sodio (como las de los arbotantes) está formada de fotones de dos longitudes de onda, 589.0 nm y 589.6 nm. ¿Cuál es la diferencia de energía (en joules) entre estos dos fotones? 313Preguntas y problemas 07_Chapter 7.indd 313 12/22/09 11:16:34 AM
- 345. 314 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 7.34 Un electrón de un átomo de hidrógeno experimenta una transición desde un estado energético de número cuántico principal ni, al estado n = 2. Si el fotón emitido tiene una longitud de onda de 434 nm, ¿cuál es la magnitud de ni? Dualidad onda-partícula Preguntas de repaso 7.35 Explique el enunciado: la materia y la radiación tienen “naturaleza dual”. 7.36 ¿Cómo explica la hipótesis de de Broglie el hecho de que las energías del electrón del átomo de hidrógeno están cuantizadas? 7.37 ¿Por qué la ecuación (7.8) funciona sólo para partículas submicroscópicas, como los electrones y los átomos, pero no para los objetos macroscópicos? 7.38 ¿Una pelota de beisbol en movimiento posee propiedades de onda? Si es así, ¿por qué no es posible determinar sus propiedades ondulatorias? Problemas 7.39 Los neutrones térmicos son partículas que se mueven a velocidades comparables con las de las moléculas del aire a temperatura ambiente. Estos neutrones son los más efi- caces para iniciar una reacción nuclear en cadena entre los isótopos de 235 U. Calcule la longitud de onda (en nm) aso- ciada a un rayo de neutrones que se mueve a 7.00 × 102 m/s. (La masa de un neutrón es de 1.675 × 10–27 kg.) 7.40 Los protones pueden acelerarse a velocidades cercanas a las de la luz en los aceleradores de partículas. Estime la longitud de onda (en nm) de un protón que se desplaza a 2.90 × 108 m/s. (La masa de un protón es de 1.673 × 10–27 kg.) 7.41 ¿Cuál es la longitud de onda de de Broglie, en cm, de un colibrí de 12.4 g que vuela a 1.20 × 102 mph? (1 milla = 1.61 km.) 7.42 ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) de de Broglie aso- ciada a una pelota de ping-pong de 2.5 g que viaja a 35 mph? Mecánica cuántica Preguntas de repaso 7.43 ¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Bohr? 7.44 ¿Cuál es el principio de incertidumbre de Heisenberg? ¿Cuál es la ecuación de Schrödinger? 7.45 ¿Cuál es el significado físico de la función de onda? 7.46 ¿Cómo se utiliza el concepto de densidad electrónica para describir la posición de un electrón en el tratamiento de la mecánica cuántica para un átomo? 7.47 ¿Qué es un orbital atómico? ¿En qué se diferencia un or- bital atómico de una órbita? Orbitales atómicos Preguntas de repaso 7.48 Describa la forma de los orbitales s, p y d. ¿Cómo se rela- cionan estos orbitales con los números cuánticos, n, ℓ y mℓ? 7.49 Indique los orbitales del hidrógeno en orden creciente de energía. 7.50 Describa las características de un orbital s, un orbital p y un orbital d. ¿Cuál de los siguientes orbitales no existe?: 1p, 2s, 2d, 3p, 3d, 3f, 4g. 7.51 ¿Por qué el diagrama de contorno de superficie es útil para representar un orbital atómico? 7.52 Describa los cuatro números cuánticos que definen a un electrón en un átomo. 7.53 ¿Qué número cuántico define un nivel? ¿Cuáles números cuánticos definen un subnivel? 7.54 ¿Cuáles de los cuatro números cuánticos (n, ℓ, mℓ, ms) determinan: a) la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno y en un átomo polielectrónico, b) el tamaño de un orbital, c) la forma de un orbital y d) la orienta- ción de un orbital en el espacio? Problemas 7.55 Un electrón de cierto átomo está en el nivel cuántico n = 2. Enumere los posibles valores de los subniveles ℓ y mℓ. 7.56 Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Enumere los posibles valores de los subniveles ℓ y mℓ. 7.57 Dé los valores de los números cuánticos asociados a los siguientes orbitales: a) 2p, b) 3s, c) 5d. 7.58 Dé los valores de los números cuánticos de un electrón en los siguientes orbitales: a) 3s, b) 4p, c) 3d. 7.59 Analice las diferencias y semejanzas entre un orbital 1s y un orbital 2s. 7.60 ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 2px y un orbital 2py? 7.61 Enumere los subniveles y orbitales asociados al número cuántico principal n, si n = 5. 7.62 Enumere los subniveles y orbitales asociados al número cuántico principal n, si n = 6. 7.63 Calcule el número total de electrones que pueden ocupar a) un orbital s, b) tres orbitales p, c) cinco orbitales d, d) siete orbitales f. 7.64 ¿Cuál es el número total de electrones que pueden perma- necer en todos los orbitales que tengan el mismo número cuántico principal n? 7.65 Determine el máximo número de electrones que se pueden encontrar en cada uno de los siguientes subniveles: 3s, 3d, 4p, 4f, 5f. 7.66 Indique el número total de: a) electrones p en el N (Z = 7); b) electrones s en el Si (Z = 14) y c) electrones 3d en el S (Z = 16). 07_Chapter 7.indd 314 12/22/09 11:16:37 AM
- 346. 7.67 Construya una tabla con todos los orbitales permitidos en los cuatro primeros niveles de energía principales del átomo de hidrógeno. Designe cada tipo (por ejemplo, s, p) y señale cuántos orbitales hay de cada tipo. 7.68 ¿Por qué los orbitales 3s, 3p y 3d tienen la misma energía en el átomo de hidrógeno pero distintas energías en un átomo polielectrónico? 7.69 Para cada uno de los siguientes pares de orbitales del hi- drógeno, indique cuál es el que tiene más energía: a) 1s, 2s; b) 2p, 3p; c) 3dxy, 3dyz; d) 3s, 3d; e) 4f, 5s. 7.70 Para cada uno de los siguientes pares de orbitales de un átomo polielectrónico, indique cuál orbital es el que tiene menos energía: a) 2s, 2p; b) 3p, 3d; c) 3s, 4s; d) 4d, 5f. Configuración electrónica Preguntas de repaso 7.71 ¿Qué es la configuración electrónica? Describa el signifi- cado del principio de exclusión de Pauli y de la regla de Hund en la escritura de la configuración electrónica de los elementos. 7.72 Explique el significado del símbolo 4d 6 . 7.73 Explique el significado de los términos diamagnético y paramagnético. Dé un ejemplo de un átomo diamagnético y uno de un átomo paramagnético. ¿Qué significa la ex- presión “los electrones están apareados”? 7.74 ¿Qué significa el término “apantallamiento de electrones” en un átomo? Utilice el átomo de litio como ejemplo y explique cómo influye este proceso en la energía de los electrones de un átomo. Problemas 7.75 Señale cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son inaceptables y explique por qué: a) (1, 0, 1 –2 , 1 –2 ), b) (3, 0, 0, + 1 –2 ), c) (2, 2, 1, + 1 –2 ), d) (4, 3, –2, + 1 –2 , e) (3, 2, 1, 1) 7.76 Las configuraciones electrónicas del estado fundamental que se muestran aquí son incorrectas. Explique qué erro- res se han cometido en cada una y escriba las configura- ciones electrónicas correctas: Al: 1s2 2s2 2p4 3s2 3p3 B: 1s2 2s2 2p5 F: 1s2 2s2 2p6 7.77 El número atómico de un elemento es 73. ¿Los átomos de este elemento son diamagnéticos o paramagnéticos? 7.78 ¿Cuántos electrones no apareados existen en cada uno de los siguientes átomos?: B, Ne, P, Sc, Mn, Se, Kr, Fe, Cd, I, Pb. Principio de construcción Preguntas de repaso 7.79 Enuncie el principio de Aufbau y explique qué función desempeña en la clasificación de los elementos en la tabla periódica. 7.80 Describa las características de los siguientes grupos de elementos: metales de transición, lantánidos, actínidos. 7.81 ¿Qué es el núcleo de un gas noble? ¿Por qué simplifica la escritura de las configuraciones electrónicas? 7.82 ¿Cuál es el grupo y el periodo del elemento osmio? 7.83 Defina los siguientes términos y dé un ejemplo de cada uno: metales de transición, lantánidos, actínidos. 7.84 ¿Por qué las configuraciones electrónicas del Cr y del Cu en su estado fundamental no corresponden a las que se esperaría? 7.85 Explique qué significa núcleo de gas noble. Escriba la configuración electrónica del núcleo de gas noble del xe- nón. 7.86 Comente qué tan correcto es el siguiente enunciado: “la probabilidad de encontrar dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales es cero”. Problemas 7.87 Aplique el principio de Aufbau para obtener la configura- ción electrónica del selenio en su estado fundamental. 7.88 Aplique el principio de Aufbau para obtener la configura- ción electrónica del tecnecio en su estado fundamental. 7.89 Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos en su estado fundamental: B, V, Ni, As, I, Au. 7.90 Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos en su estado fundamental: Ge, Fe, Zn, Ni, W, Tl. 7.91 La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s2 2s2 2p6 3s2 . Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones. ¿Cuál es el nombre de este elemento? 7.92 ¿Cuál de las siguientes especies tiene más electrones no apareados? S+ , S o S– . Explique cómo llegó a la respuesta. Problemas adicionales 7.93 Cuando un compuesto que contiene iones cesio se calienta a la llama de un mechero Bunsen, emite fotones con una ener- gía de 4.30 × 10–19 J. ¿De qué color es la llama de cesio? 7.94 Explique si son correctos los siguientes enunciados: a) El electrón del átomo de hidrógeno está en una órbita que nunca se acerca al núcleo más de 100 pm. b) Los espectros de absorción atómica se deben a las transiciones de elec- trones desde niveles de menor energía a niveles de mayor energía. c) Un átomo polielectrónico se comporta en cierto modo como un sistema solar que tiene varios planetas. 7.95 Describa con exactitud las diferencias entre cada uno de los siguientes términos: a) longitud de onda y frecuencia, b) propiedades de onda y propiedades de partícula, c) energía cuántica y variación continua de energía. 7.96 ¿Cuál es el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes números cuánticos? Espe- cifique en qué orbitales pueden hallarse estos electrones. a) n = 2, ms = + 1 –2 ; b) n = 4, mℓ = +1; c) n = 3, ℓ = 2; d) n = 2, ℓ = 0, ms = – 1 –2 ; e) n = 4, ℓ = 3, mℓ = –2. 315Preguntas y problemas 07_Chapter 7.indd 315 12/22/09 11:16:40 AM
- 347. 316 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos 7.97 Identifique a los siguientes personajes y reseñe sus contri- buciones al desarrollo de la teoría cuántica: Bohr, de Bro- glie, Einstein, Planck, Heisenberg, Schrödinger. 7.98 ¿Qué propiedades de los electrones se utilizan en un mi- croscopio electrónico? 7.99 En un experimento fotoeléctrico, un estudiante utiliza una fuente de luz que tiene una frecuencia mayor de la necesa- ria para liberar a los electrones de cierto metal. Sin em- bargo, tras aplicar continuamente el rayo de luz en la misma zona del metal y por largo tiempo, el estudiante nota que la máxima energía cinética de los electrones emi- tidos empieza a disminuir, aunque la frecuencia de la luz se mantenga constante. Explique este comportamiento. 7.100 Una bola rápida lanzada por un pitcher se ha cronome- trado en unas 100 mph. a) Calcule la longitud de onda (en nm) de una pelota de beisbol de 0.141 kg a esta rapidez. b) ¿Qué longitud de onda tendría un átomo de hidrógeno a la misma rapidez? (1 milla = 1 609 m.) 7.101 Si se toma en cuenta sólo la configuración electrónica del estado fundamental, ¿hay más elementos con átomos dia- magnéticos o con átomos paramagnéticos? Explique su respuesta. 7.102 Un láser de rubí produce pulsos de radiación con duración de 1.00 × 10–9 s y longitud de onda de 633 nm. a) Si el láser produce 0.376 J de energía por pulso, ¿cuántos foto- nes se generan en cada pulso? b) Calcule la potencia del láser por pulso (en watts). (1 W = 1 J/s.) 7.103 Una muestra de 368 g de agua absorbe radiación infrarroja de 1.06 × 104 nm de un láser de dióxido de carbono. Su- poniendo que toda la radiación absorbida se transforma en calor, calcule cuántos fotones se necesitan para elevar la temperatura del agua en 5.00°C a esa longitud de onda. 7.104 Se ha sugerido que la fotodisociación del agua H O H O2 2 1 2 ( ) ( ) ( )l hv g g+ + → 2 puede ser una fuente de hidrógeno. El ∆H°reacción para la reacción, calculado a partir de los datos termoquímicos, es de 285.8 kJ por mol de agua transformada. Calcule la máxima longitud de onda (en nm) que aportaría la energía suficiente. En principio, ¿sería factible utilizar la luz solar como fuente de energía para este proceso? 7.105 Las líneas espectrales de las series de Lyman y de Balmer no se traslapan. Compruebe este enunciado con el cálculo de la longitud de onda más larga asociada a la serie de Lyman y la longitud de onda más corta asociada a la serie de Balmer (en nm). 7.106 Sólo una fracción de la energía eléctrica suministrada a una lámpara de tungsteno se convierte en luz visible. El resto de la energía aparece como radiación infrarroja (es decir, calor). Una bombilla de 75 W transforma en luz vi- sible 15.0% de la energía que recibe (suponiendo que la longitud de onda es de 550 nm). ¿Cuántos fotones emite la bombilla por segundo? (1 W = 1 J/s.) 7.107 Las lentes de ciertas gafas para sol tienen incorporados pequeños cristales de cloruro de plata (AgCl). Al expo- nerse a la luz de longitud de onda adecuada, sucede la si- guiente reacción: AgCl Ag Cl → + Los átomos de Ag formados producen un color gris uni- forme que atenúa los reflejos. Si el ∆H de la reacción es de 248 kJ/mol, calcule la máxima longitud de onda de la luz que puede inducir este proceso. 7.108 El ion He+ tiene un solo electrón, de ahí que se parezca al ion hidrógeno. Calcule las longitudes de onda, en orden creciente, de las primeras cuatro transiciones del ion He+ en la serie de Balmer. Compárelas con las longitudes de onda de las mismas transiciones en un átomo de H. Expli- que las diferencias. (La constante de Rydberg para el ion He+ es de 8.72 × 10–18 J.) 7.109 El ozono (O3) de la estratosfera absorbe la radiación no- civa del Sol al experimentar la siguiente descomposición: O3 AgCl Ag Cl → +O + O2. a) Consulte la tabla 6.4 y calcule el ∆H° de este proceso. b) Calcule la máxima longitud de onda de los fotones (en nm) que poseen esta energía para provocar la descomposición fotoquímica del ozono. 7.110 La retina del ojo humano es capaz de detectar luz cuando la energía radiante incidente es de por lo menos 4.0 × 10–17 J. ¿Cuántos fotones de una luz de 600 nm de longi- tud de onda equivalen a esta energía? 7.111 El electrón de un átomo de H puede regresar desde un es- tado excitado al estado fundamental de dos maneras: a) por transición directa con emisión de un fotón de longitud de onda λ1 y b) pasando por un estado excitado intermedio que se alcanza con la emisión de un fotón de longitud de onda λ2. Este intermediario decae posteriormente al es- tado fundamental emitiendo otro fotón de longitud de onda λ3. Desarrolle una ecuación que relacione λ1 a λ2 y λ3. 7.112 Se llevó a cabo un experimento fotoeléctrico aplicando por separado un láser de 450 nm (luz azul) y otro de 560 nm (luz amarilla) sobre una superficie metálica limpia y midiendo la cantidad de electrones liberados y su energía cinética. ¿Cuál luz generaría más electrones? ¿Cuál luz liberaría electrones de mayor energía cinética? Suponga que con cada luz láser se aplica la misma cantidad de ener- gía a la superficie del metal y que sus frecuencias superan la frecuencia umbral. 7.113 Dibuje las formas (con contornos de superficie) de los si- guientes orbitales: a) 2py, b) 3dz2, c) 3dx2 – y2. (Muestre los ejes de las coordenadas en los dibujos.) 7.114 Todas las configuraciones electrónicas descritas en este capítulo se refieren a los átomos gaseosos en su estado fundamental. Un átomo puede absorber un cuanto de ener- gía y promover uno de sus electrones a un orbital de ma- yor energía. Cuando esto sucede se dice que el átomo está 07_Chapter 7.indd 316 12/22/09 11:16:43 AM
- 348. en un estado excitado. En seguida se muestran las configu- raciones electrónicas de algunos átomos excitados. Identi- fique estos átomos y escriba sus configuraciones elec- trónicas en el estado fundamental: a) 1s1 2s1 b) 1s2 2s2 2p2 3d1 c) 1s2 2s2 2p6 4s1 d) [Ar]4s1 3d10 4p4 e) [Ne]3s2 3p4 3d1 7.115 Dibuje los diagramas de orbital de los átomos que tienen las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s2 2s2 2p5 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 7.116 Si Rutherford y sus colaboradores hubieran utilizado elec- trones en lugar de partículas alfa para demostrar la estruc- tura del núcleo, como se describe en la sección 2.2, ¿qué hubieran descubierto? 7.117 Los científicos han encontrado átomos de hidrógeno inter- estelar que tienen número cuántico n del orden de varios cientos. Calcule la longitud de onda de la luz emitida cuando un átomo de H experimenta una transición de n = 236 a n = 235. ¿En qué región del espectro electromagné- tico cae esta longitud de onda? 7.118 Calcule la longitud de onda de un átomo de helio cuya rapidez es igual a la raíz de la rapidez cuadrática media a 20°C. 7.119 La energía de ionización es la mínima requerida para qui- tar un electrón de un átomo. Esta energía suele estar ex- presada en unidades de kJ/mol, es decir, la energía en kilojoules necesaria para un mol de electrones a un mol de átomos. a) Calcule la energía de ionización del átomo de hidrógeno. b) Repita el cálculo para la remoción de electrones desde el estado n = 2. 7.120 Un electrón de un átomo de hidrógeno se excita desde el estado fundamental al estado n = 4. Indique (con falso o verdadero) qué tan ciertos son los siguientes enunciados: a) n = 4 es el primer estado excitado. b) Ionizar (quitar) un electrón desde n = 4 demanda más energía que desde el estado fundamental. c) El electrón está más alejado (en promedio) del núcleo en el estado n = 4 que en el estado fundamental. d) La longitud de onda de la luz emitida cuando el elec- trón cae del nivel n = 4 al nivel n = 1 es mayor que cuando lo hace desde n = 4 hasta n = 2. e) La longitud de onda que absorbe el átomo al pasar del nivel n = 1 hasta n = 4 es idéntica a la de la luz emitida cuando pasa desde n = 4 hasta n = 1. 7.121 La energía de ionización de cierto elemento es de 412 kJ/ mol (vea el problema 7.119). Sin embargo, cuando los átomos de este elemento están en el primer estado exci- tado, la energía de ionización es de sólo 126 kJ/mol. Con base en esta información, calcule la longitud de onda de la luz emitida durante la transición desde el primer estado excitado hasta el estado fundamental. 7.122 Los alveolos son finos sacos de aire de los pulmones (vea el problema 5.132) que tienen un diámetro promedio de 5.0 × 10–5 m. Suponga que una molécula de oxígeno (5.3 × 10–26 kg) queda atrapada en uno de estos sacos. Calcule la incertidumbre asociada a la velocidad de esta molécula. (Sugerencia: La máxima incertidumbre en la posición de la molécula está dada por el diámetro del alveolo.) 7.123 ¿Cuántos fotones deben ser absorbidos a 660 nm para fun- dir 5.0 × 102 g de hielo? En promedio, ¿cuántas moléculas de H2O de hielo se transforman en agua líquida por cada fotón? (Sugerencia: Para fundir 1 g de hielo a 0°C se ne- cesitan 334 J.) 7.124 En seguida se muestra parte de los diagramas de orbital que representan las configuraciones electrónicas de cier- tos elementos en su estado fundamental. ¿Cuál de estos diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál viola la regla de Hund? 7.125 La luz UV que broncea la piel cae en la región de 320 a 400 nm. Calcule la energía total (en joules) que absorbe una persona expuesta a esta radiación durante 2.0 horas, dado que en un intervalo de 80 nm (320 a 400 nm) chocan un total de 2.0 × 1016 fotones en la superficie de la Tierra por centímetro cuadrado por segundo y el área corporal expuesta es de 0.45 m2 . Suponga que el cuerpo absorbe sólo la mitad de la radiación y refleja el resto. (Sugeren- cia: Utilice una longitud de onda promedio de 360 nm para calcular la energía de un fotón.) 7.126 El Sol se rodea de un círculo blanco de material gaseoso llamado corona, que sólo es visible durante un eclipse to- tal de Sol. La temperatura de la corona es de varios millo- nes de grados Celsius, suficiente para romper las moléculas y quitar algunos o todos los electrones de los átomos. Los astronautas han estimado la temperatura de la corona exa- minando las líneas de emisión de los iones de algunos elementos, por ejemplo, analizando el espectro de emisión de los iones Fe14+ . Si se sabe que para convertir Fe13+ en Fe14+ se precisan 3.5 × 104 kJ/mol, estime la temperatura de la corona del Sol. (Sugerencia: La energía cinética pro- medio de un mol de gas es de 3 –2 RT.) 7.127 En 1996, los físicos produjeron un antiátomo de hidró- geno. En este átomo, que equivale a la antimateria de un átomo ordinario, las cargas eléctricas de todas las partícu- las que lo forman están invertidas. Así, el núcleo de un antiátomo se forma de un antiprotón, con una masa igual a la del protón pero con carga negativa, mientras que en lugar del electrón existe un antielectrón (también cono- a) b) c) d) e) f) hghggghghg hgghhhhhhhg hhghghghhhhh 317Preguntas y problemas 07_Chapter 7.indd 317 12/22/09 11:16:47 AM
- 349. 318 CAPÍTULO 7 Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos cido como positrón), cuya masa es igual a la del electrón pero lleva una carga positiva. ¿Cabría esperar que los nive- les de energía, los espectros de emisión y los orbitales atómicos de un átomo de antihidrógeno fueran distintos de los del átomo de hidrógeno? ¿Qué sucedería si un átomo de antihidrógeno chocara con un átomo de hidrógeno? 7.128 Utilice la ecuación (5.16) para calcular la longitud de onda de de Broglie de una molécula de N2 a 300 K. 7.129 Cuando un electrón efectúa una transición entre los nive- les de energía de un átomo de hidrógeno, no hay restric- ciones en los valores inicial y final del número cuántico principal n. No obstante, hay una regla en mecánica cuán- tica que restringe los valores inicial y final del momento angular del orbital ℓ. Esto se denomina regla de selección que afirma que ∆ℓ = ± 1, es decir, en una transición el valor de ℓ sólo puede aumentar o disminuir por uno. De acuerdo con esta regla, ¿cuál de las siguientes transiciones se permite: a) 2sAgCl Ag Cl → +1s, b) 3pAgCl Ag Cl → +1s, c) 3dAgCl Ag Cl → + 4f, d) 4dAgCl Ag Cl → +3s? En vista de esta regla de selección, explique por qué es posible observar las diferentes series de emisión mostradas en la figura 7.11. 7.130 En un microscopio electrónico, los electrones se aceleran al hacerlos pasar a través de una diferencia de voltaje. La energía cinética que adquieren los electrones e