Compuestos iónicos y moleculares En las reacciones químicas ordinarias, el núcleo de cada átomo (y, por lo tanto, la identidad del elemento) permanece inalterado. Sin embargo, los electrones pueden añadirse a los átomos por transferencia desde otros átomos, perderse por transferencia a otros átomos o compartirse con otros átomos. La transferencia y el intercambio de electrones entre los átomos rigen la química de los elementos. Durante la formación de algunos compuestos, los átomos ganan o pierden electrones y forman partículas cargadas eléctricamente llamadas iones ( ). (a) Un átomo de sodio (Na) tiene el mismo número de protones y de electrones (11) y no tiene carga. (b) Un catión de sodio (Na + ) ha perdido un electrón, por lo que tiene un protón más (11) que electrones (10), lo que le confiere una carga global positiva, señalada con un signo positivo en superíndice. Puede utilizar la tabla periódica para predecir si un átomo formará un anión o un catión, y a menudo se puede predecir la carga del ion resultante. Los átomos de muchos metales del grupo principal pierden suficientes electrones para dejarlos con el mismo número de electrones que un átomo del gas noble anterior. Por ejemplo, un átomo de un metal alcalino (grupo 1) pierde un electrón y forma un catión con carga 1+; un metal alcalinotérreo (grupo 2) pierde dos electrones y forma un catión con carga 2+, y así sucesivamente. Por ejemplo, un átomo de calcio neutro, con 20 protones y 20 electrones, pierde fácilmente dos electrones. El resultado es un catión con 20 protones, 18 electrones y una carga 2+. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del gas noble anterior, el argón, y se simboliza como Ca 2+ . El nombre de un ion metálico es el mismo que el del átomo metálico del que se forma, por lo que el Ca 2+ se llama ion calcio. Cuando los átomos de los elementos no metálicos forman iones, generalmente ganan suficientes electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble de la tabla periódica. Los átomos del grupo 17 ganan un electrón y forman aniones con carga 1-; los átomos del grupo 16 ganan dos electrones y forman iones con carga 2-, y así sucesivamente. Por ejemplo, el átomo neutro de bromo, con 35 protones y 35 electrones, puede ganar un electrón para disponer de 36 electrones. El resultado es un anión con 35 protones, 36 electrones y una carga de 1-. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del siguiente gas noble, el criptón, y se simboliza como Br - . (En un capítulo posterior de este texto se ofrece una discusión de la teoría que apoya el estatus favorecido de los números de electrones de los gases nobles reflejados en estas reglas de predicción para la formación de iones). Observe la utilidad de la tabla periódica para predecir la formación y la carga probable de los iones ( ). Al desplazarse del extremo izquierdo al derecho en la tabla periódica, los elementos del grupo principal tienden a formar cationes con una carga igual al número de grupo. Es decir, los elementos del grupo 1 forman iones 1+; los del grupo 2, iones 2+, y así sucesivamente. Al desplazarse del extremo derecho al izquierdo en la tabla periódica, los elementos suelen formar aniones con una carga negativa igual al número de grupos desplazados a la izquierda de los gases nobles. Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (un grupo a la izquierda de los gases nobles) forman iones 1-; los elementos del grupo 16 (dos grupos a la izquierda) forman iones 2-, y así sucesivamente. Esta tendencia puede servir de guía en muchos casos, pero su valor predictivo disminuye cuando se avanza hacia el centro de la tabla periódica. De hecho, los metales de transición y algunos otros metales suelen presentar cargas variables que no son predecibles por su ubicación en la tabla. Por ejemplo, el cobre puede formar iones con una carga 1+ o 2+, y el hierro puede formar iones con una carga 2+ o 3+. Algunos elementos presentan un patrón regular de carga iónica cuando forman iones. Composición de los iones Un ion que se encuentra en algunos compuestos utilizados como antitranspirantes contiene 13 protones y 10 electrones. ¿Cuál es su símbolo? Solución Como el número de protones no cambia cuando un átomo forma un ion, el número atómico del elemento debe ser 13. Saber esto nos permite utilizar la tabla periódica para identificar el elemento como Al (aluminio). El átomo de Al ha perdido tres electrones y, por lo tanto, tiene tres cargas positivas más (13) que electrones (10). Se trata del catión aluminio, Al 3+ . Compruebe lo aprendido Indique el símbolo y el nombre del ion con 34 protones y 36 electrones. Respuesta: Se 2- , el ion seleniuro Formación de iones El magnesio y el nitrógeno reaccionan para formar un compuesto iónico. Prediga cuál forma un anión, cuál forma un catión y las cargas de cada ion. Escriba el símbolo de cada ion y nómbrelos. Solución La posición del magnesio en la tabla periódica (grupo 2) nos indica que es un metal. Los metales forman iones positivos (cationes). Un átomo de magnesio debe perder dos electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del anterior gas noble, el neón. Por lo tanto, un átomo de magnesio formará un catión con dos electrones menos que protones y una carga de 2+. El símbolo del ion es Mg 2+ , y se denomina ion magnesio. La posición del nitrógeno en la tabla periódica (grupo 15) revela que es un no metal. Los no metales forman iones negativos (aniones). Un átomo de nitrógeno debe ganar tres electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble, el neón. Por lo tanto, un átomo de nitrógeno formará un anión con tres electrones más que protones y una carga de 3-. El símbolo del ion es N 3- , y se denomina ion nitruro. Compruebe lo aprendido El aluminio y el carbono reaccionan para formar un compuesto iónico. Prediga cuál forma un anión, cuál forma un catión y las cargas de cada ion. Escriba el símbolo de cada ion y nómbrelos. Respuesta: El Al formará un catión con una carga de 3+: Al 3+ , un ion aluminio. El carbono formará un anión con una carga de 4-: C 4− , un ion carburo. Los iones de los que hemos hablado hasta ahora se llaman iones monoatómicos , es decir, son iones formados por un solo átomo. También encontramos muchos iones poliatómicos . Estos iones, que actúan como unidades discretas, son moléculas cargadas eléctricamente (un grupo de átomos enlazados con una carga global). Algunos de los iones poliatómicos más importantes se enumeran en la . Los oxianiones son iones poliatómicos que contienen uno o más átomos de oxígeno. A estas alturas de su estudio de la química, debería memorizar los nombres, fórmulas y cargas de los iones poliatómicos más comunes. Como los utilizará repetidamente, pronto se le harán familiares. Iones poliatómicos comunes Nombre Fórmula Ácido relacionado Fórmula amonio NH 4 + hidronio H 3 O + peróxido O 2 2- hidróxido OH acetato CH 3 COO ácido acético CH 3 COOH cianuro CN - ácido cianhídrico HCN azida N 3 ácido hidrazoico HN 3 carbonato CO 3 2- ácido carbónico H 2 CO 3 bicarbonato HCO 3 nitrato NO 3 – ácido nítrico HNO 3 nitrito NO 2 – ácido nitroso HNO 2 sulfato SO 4 2− ácido sulfúrico H 2 SO 4 sulfato de hidrógeno HSO 4 – sulfito SO 3 2− ácido sulfuroso H 2 SO 3 sulfito de hidrógeno HSO 3 – fosfato PO 4 3− ácido fosfórico H 3 PO 4 fosfato de hidrógeno HPO 4 2− fosfato de dihidrógeno H 2 PO 4 – perclorato ClO 4 – ácido perclórico HClO 4 clorato ClO 3 – ácido clórico HClO 3 clorito ClO 2 – ácido clorhídrico HClO 2 hipoclorito ClO - ácido hipocloroso HClO cromato CrO 4 2− ácido crómico H 2 CrO 4 dicromato Cr 2 O 7 2− ácido dicrómico H 2 Cr 2 O 7 permanganato MnO 4 – ácido permangánico HMnO 4 Tenga en cuenta que existe un sistema para nombrar algunos iones poliatómicos; -ato e -ito son sufijos que designan iones poliatómicos que contienen más o menos átomos de oxígeno. Per- (abreviatura de "hiper") e hipo- (que significa "bajo") son prefijos que significan más átomos de oxígeno que -ato y menos átomos de oxígeno que -ito , respectivamente. Por ejemplo, el perclorato es ClO 4 – , el clorato es ClO 3 – , el clorito es ClO 2 – y el hipoclorito es ClO - . Por desgracia, el número de átomos de oxígeno que corresponde a un sufijo o prefijo determinado no es coherente; por ejemplo, el nitrato es NO 3 – mientras que el sulfato es SO 4 2− . Esto se tratará con más detalle en el próximo módulo sobre nomenclatura. La naturaleza de las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones dentro de un compuesto es la base para clasificar el enlace químico. Cuando se transfieren electrones y se forman iones, se producen enlaces iónicos . Los enlaces iónicos son fuerzas electrostáticas de atracción, es decir, las fuerzas de atracción experimentadas entre objetos de carga eléctrica opuesta (en este caso, cationes y aniones). Cuando se "comparten" electrones y se forman moléculas, se producen enlaces covalentes . Los enlaces covalentes son las fuerzas de atracción entre los núcleos cargados positivamente de los átomos enlazados y uno o más pares de electrones que se encuentran entre los átomos. Los compuestos se clasifican como iónicos o moleculares (covalentes) en función de los enlaces presentes en ellos. Compuestos iónicos Cuando un elemento compuesto por átomos que pierden fácilmente electrones (un metal) reacciona con un elemento compuesto por átomos que ganan fácilmente electrones (un no metal), suele producirse una transferencia de electrones que da lugar a iones. El compuesto formado por esta transferencia se estabiliza por las atracciones electrostáticas (enlaces iónicos) entre los iones de carga opuesta presentes en el compuesto. Por ejemplo, cuando cada átomo de sodio en una muestra de sodio metálico (grupo 1) cede un electrón para formar un catión de sodio, Na + , y cada átomo de cloro en una muestra de cloro gaseoso (grupo 17) acepta un electrón para formar un anión de cloruro, Cl - , el compuesto resultante, NaCl, está formado por iones de sodio e iones de cloruro en la proporción de un ion Na + por cada ion Cl - . Del mismo modo, cada átomo de calcio (grupo 2) puede ceder dos electrones y transferir uno a cada uno de los dos átomos de cloro para formar CaCl 2 , que está compuesto por iones Ca 2+ y Cl - en la proporción de un ion Ca 2+ por dos iones Cl - . Un compuesto que contiene iones y se mantiene unido por enlaces iónicos se llama compuesto iónico . La tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son iónicos: Cuando un metal se combina con uno o más no metales, el compuesto suele ser iónico. Esta pauta funciona bien para predecir la formación de compuestos iónicos para la mayoría de los compuestos que se encuentran típicamente en un curso de introducción a la química. Sin embargo, no siempre es cierto (por ejemplo, el cloruro de aluminio, AlCl 3 , no es iónico). A menudo se pueden reconocer los compuestos iónicos por sus propiedades. Los compuestos iónicos son sólidos que suelen fundirse a altas temperaturas y hervir a temperaturas aún más altas. Por ejemplo, el cloruro de sodio se funde a 801 °C y hierve a 1413 °C. (Como comparación, el compuesto molecular agua se funde a 0 °C y hierve a 100 °C) En forma sólida, un compuesto iónico no es conductor de electricidad porque sus iones no pueden fluir (la "electricidad" es el flujo de partículas cargadas). Sin embargo, cuando está fundido, puede conducir la electricidad porque sus iones pueden moverse libremente por el líquido ( ). El cloruro de sodio se funde a 801 °C y conduce la electricidad cuando está fundido (créditos: modificación del trabajo de Mark Blaser y Matt Evans). Observe este video para ver cómo una mezcla de sales se funde y conduce electricidad. En todo compuesto iónico, el número total de cargas positivas de los cationes es igual al número total de cargas negativas de los aniones. Así, los compuestos iónicos son eléctricamente neutros en su conjunto, aunque contengan iones positivos y negativos. Podemos utilizar esta observación para ayudarnos a escribir la fórmula de un compuesto iónico. La fórmula de un compuesto iónico debe tener una proporción de iones tal que los números de cargas positivas y negativas sean iguales. Predicción de la fórmula de un compuesto iónico La piedra preciosa zafiro ( ) es principalmente un compuesto de aluminio y oxígeno que contiene cationes de aluminio, Al 3+ , y aniones de oxígeno, O 2- . ¿Cuál es la fórmula de este compuesto? Aunque el óxido de aluminio puro es incoloro, las trazas de hierro y titanio dan al zafiro azul su color característico (créditos: modificación del trabajo de Stanislav Doronenko). Solución Como el compuesto iónico debe ser eléctricamente neutro, debe tener el mismo número de cargas positivas y negativas. Dos iones de aluminio, cada uno con una carga de 3+, nos darían seis cargas positivas, y tres iones de óxido, cada uno con una carga de 2-, nos darían seis cargas negativas. La fórmula sería Al 2 O 3 . Compruebe lo aprendido Prediga la fórmula del compuesto iónico formado entre el catión sodio, Na + , y el anión sulfuro, S 2- . Respuesta: Na 2 S Muchos compuestos iónicos contienen iones poliatómicos ( ) como el catión, el anión o ambos. Al igual que los compuestos iónicos simples, estos compuestos también deben ser eléctricamente neutros, por lo que sus fórmulas pueden predecirse tratando los iones poliatómicos como unidades discretas. Utilizamos paréntesis en una fórmula para indicar un grupo de átomos que se comportan como una unidad. Por ejemplo, la fórmula del fosfato de calcio, uno de los minerales de nuestros huesos, es Ca 3 (PO 4 ) 2 . Esta fórmula indica que hay tres iones de calcio (Ca 2+ ) por cada dos de grupos de fosfato ( PO 4 3− ) . Los grupos PO 4 3− son unidades discretas, cada una de ellas formada por un átomo de fósforo y cuatro de oxígeno, y con una carga global de 3-. El compuesto es eléctricamente neutro, y su fórmula muestra un recuento total de tres átomos de Ca, dos de P y ocho de O. Predicción de la fórmula de un compuesto con un anión poliatómico El polvo de hornear contiene dihidrógeno fosfato de calcio, un compuesto iónico formado por los iones Ca 2+ y H 2 PO 4 – . ¿Cuál es la fórmula de este compuesto? Solución Las cargas positivas y negativas deben balancearse, y este compuesto iónico debe ser eléctricamente neutro. Por lo tanto, debemos tener dos cargas negativas para balancear la carga 2+ del ion calcio. Esto requiere una proporción de un ion Ca 2+ por cada dos iones H 2 PO 4 – . Para designarlo, encerramos la fórmula del ion fosfato dihidrógeno entre paréntesis y añadimos un subíndice 2. La fórmula es Ca(H 2 PO 4 ) 2 . Compruebe lo aprendido Prediga la fórmula del compuesto iónico formado entre el ion litio y el ion peróxido, O 2 2− (Pista: Utilice la tabla periódica para predecir el signo y la carga del ion litio). Respuesta: Li 2 O 2 Dado que un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales y discretas, no puede simbolizarse adecuadamente mediante una fórmula molecular . En cambio, los compuestos iónicos deben simbolizarse mediante una fórmula que indique el número relativo de sus iones constituyentes. Para los compuestos que solo contienen iones monoatómicos (como el NaCl) y para muchos compuestos que contienen iones poliatómicos (como el CaSO 4 ), estas fórmulas son solo las fórmulas empíricas introducidas anteriormente en este capítulo. Sin embargo, las fórmulas de algunos compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos no son fórmulas empíricas. Por ejemplo, el compuesto iónico oxalato de sodio está formado por iones Na + y C 2 O 4 2− combinados en una proporción de 2:1, y su fórmula se escribe como Na 2 C 2 O 4 . Los subíndices de esta fórmula no son los números enteros más pequeños posibles, ya que cada uno puede dividirse entre 2 para obtener la fórmula empírica, NaCO 2 . Sin embargo, esta no es la fórmula aceptada para el oxalato de sodio, ya que no representa con exactitud el anión poliatómico del compuesto, C 2 O 4 2− . Compuestos moleculares Muchos compuestos no contienen iones, sino que están formados únicamente por moléculas discretas y neutras. Estos compuestos moleculares (compuestos covalentes) resultan cuando los átomos comparten, en lugar de transferir (ganar o perder), electrones. El enlace covalente es un concepto importante y extenso en química, y se tratará con bastante detalle en un capítulo posterior de este texto. A menudo podemos identificar los compuestos moleculares en función de sus propiedades físicas. En condiciones normales, los compuestos moleculares suelen existir como gases, líquidos de bajo punto de ebullición y sólidos de bajo punto de fusión, aunque existen muchas excepciones importantes. Mientras que los compuestos iónicos suelen formarse cuando se combinan un metal y un no metal, los compuestos covalentes suelen formarse por una combinación de no metales. Por lo tanto, la tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son covalentes. Aunque en este punto de nuestro estudio de la química podemos utilizar las posiciones de los elementos de un compuesto en la tabla periódica para predecir si es iónico o covalente, se debes ser consciente de que se trata de un enfoque muy simplista que no tiene en cuenta una serie de excepciones interesantes. Existen matices entre los compuestos iónicos y los moleculares, de los que aprenderá más adelante. Predecir el tipo de enlace en los compuestos Prediga si los siguientes compuestos son iónicos o moleculares: (a) KI, el compuesto utilizado como fuente de yodo en la sal de mesa b) H 2 O 2 , el peróxido de hidrógeno del blanqueador y desinfectante (c) CHCl 3 , el anestésico cloroformo (d) Li 2 CO 3 , una fuente de litio en los antidepresivos Solución (a) El potasio (grupo 1) es un metal, y el yodo (grupo 17) es un no metal; se predice que el KI es iónico. (b) El hidrógeno (grupo 1) es un no metal, y el oxígeno (grupo 16) es un no metal; se predice que el H 2 O 2 es molecular. (c) El carbono (grupo 14) es un no metal, el hidrógeno (grupo 1) es un no metal y el cloro (grupo 17) es un no metal; se predice que CHCl 3 es molecular. (d) El litio (grupo 1) es un metal, y el carbonato es un ion poliatómico; se predice que el Li 2 CO 3 es iónico. Compruebe lo aprendido Según la tabla periódica, prediga si los siguientes compuestos son iónicos o covalentes: (a) SO 2 (b) CaF 2 (c) N 2 H 4 (d) Al 2 (SO 4 ) 3 Respuesta: (a) molecular; (b) iónico; (c) molecular; (d) iónico Conceptos clave y resumen Los metales (especialmente los de los grupos 1 y 2) tienden a perder el número de electrones que los dejaría con el mismo número de electrones que el gas noble anterior en la tabla periódica. De este modo, se forma un ion con carga positiva. Del mismo modo, los no metales (especialmente los de los grupos 16 y 17 y, en menor medida, los del grupo 15) pueden ganar el número de electrones necesario para proporcionar a los átomos el mismo número de electrones que en el siguiente gas noble de la tabla periódica. Por tanto, los no metales tienden a formar iones negativos. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa, aniones. Los iones pueden ser monoatómicos (contienen un solo átomo) o poliatómicos (contienen más de un átomo). Los compuestos que contienen iones se llaman compuestos iónicos. Los compuestos iónicos se forman generalmente a partir de metales y no metales. Los compuestos que no contienen iones, sino que están formados por átomos fuertemente unidos en moléculas (grupos de átomos sin carga que se comportan como una sola unidad), se llaman compuestos covalentes. Los compuestos covalentes suelen formarse a partir de dos no metales. Ejercicios de Química del final del capítulo Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: KCl, NCl 3 , ICl, MgCl 2 , PCl 5 , y CCl 4 . Iónico: KCl, MgCl 2 ; Covalente: NCl 3 , ICl, PCl 5 , CCl 4 Según la tabla periódica, prediga si los siguientes cloruros son iónicos o covalentes: SiCl 4 , PCl 3 , CaCl 2 , CsCl, CuCl 2 , y CrCl 3 . Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente. Si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados: (a) NF 3 (b) BaO (c) (NH 4 ) 2 CO 3 (d) Sr(H 2 PO 4 ) 2 (e) IBr (f) Na 2 O (a) covalente; (b) iónico, Ba 2+ , O 2- ; (c) iónico, NH 4 + , CO 3 2− ; (d) iónico, Sr 2+ , H 2 PO 4 – ; (e) covalente; (f) iónico, Na + , O 2- Para cada uno de los siguientes compuestos, indique si es iónico o covalente, y si es iónico, escriba los símbolos de los iones implicados: (a) KClO 4 (b) Mg(C 2 H 3 O 2 ) 2 (c) H 2 S (d) Ag 2 S (e) N 2 Cl 4 (f) Co(NO 3 ) 2 Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba la fórmula del compuesto que formarán: (a) Ca 2+ , S 2- (b) NH 4 + , SO 4 2− (c) Al 3+ , Br - (d) Na + , HPO 4 2− (e) Mg 2+ , PO 4 3− (a) CaS; (b) (NH 4 ) 2 SO 4 ; (c) AlBr 3 ; (d) Na 2 HPO 4 ; (e) Mg 3 (PO 4 ) 2 Para cada uno de los siguientes pares de iones, escriba la fórmula del compuesto que formarán: (a) K + , O 2- (b) NH 4 + , PO 4 3− (c) Al 3+ , O 2- (d) Na + , CO 3 2− (e) Ba 2+ , PO 4 3− enlace covalente fuerza de atracción entre los núcleos de los átomos de una molécula y los pares de electrones entre los átomos compuesto covalente (también, compuesto molecular) compuesto de moléculas formadas por átomos de dos o más elementos diferentes enlace iónico fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones de carga opuesta de un compuesto iónico compuesto iónico compuesto formado por cationes y aniones combinados en proporciones, dando lugar a una sustancia eléctricamente neutra compuesto molecular (también, compuesto covalente) compuesto de moléculas formadas por átomos de dos o más elementos diferentes ion monoatómico ion compuesto por un solo átomo oxianión anión poliatómico compuesto por un átomo central unido a átomos de oxígeno ion poliatómico ion compuesto por más de un átomo

Ciencia


Nomenclatura química La nomenclatura , un conjunto de reglas para nombrar las cosas, es importante en la ciencia y en muchas otras situaciones. Este módulo describe un enfoque que se utiliza para nombrar compuestos iónicos y moleculares simples, como NaCl, CaCO 3 y N 2 O 4 . Los más sencillos son los compuestos binarios , los que contienen solo dos elementos, pero también consideraremos cómo nombrar los compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos, y una clase específica y muy importante de compuestos conocidos como ácidos (los capítulos siguientes de este texto se centrarán en estos compuestos con gran detalle). Nos limitaremos aquí a los compuestos inorgánicos, compuestos que están formados principalmente por elementos distintos del carbono, y seguiremos las directrices de nomenclatura propuestas por la IUPAC. Las reglas de los compuestos orgánicos, en los que el carbono es el elemento principal, se tratarán en un capítulo posterior sobre química orgánica. Compuestos iónicos Para nombrar un compuesto inorgánico, debemos tener en cuenta las respuestas a las siguientes preguntas. En primer lugar, ¿el compuesto es iónico o molecular? Si el compuesto es iónico, ¿el metal forma iones de un solo tipo (carga fija) o de más de un tipo (carga variable)? ¿Los iones son monoatómicos o poliatómicos? Si el compuesto es molecular, ¿contiene hidrógeno? Si es así, ¿también contiene oxígeno? A partir de las respuestas que obtenemos, colocamos el compuesto en una categoría adecuada y le damos el nombre correspondiente. Compuestos que solo contienen iones monoatómicos El nombre de un compuesto binario que contiene iones monoatómicos consiste en el nombre del catión (el nombre del metal) seguido del nombre del anión (el nombre del elemento no metálico con su terminación sustituida por el sufijo -uro ). Algunos ejemplos se recogen en la . Nombres de algunos compuestos iónicos NaCl, cloruro de sodio Na 2 O, óxido de sodio KBr, bromuro de potasio CdS, sulfuro de cadmio CaI 2 , yoduro de calcio Mg 3 N 2 , nitruro de magnesio CsF, fluoruro de cesio Ca 3 P 2 , fosfuro de calcio LiCl, cloruro de litio Al 4 C 3 , carburo de aluminio Compuestos que contienen iones poliatómicos Los compuestos que contienen iones poliatómicos se nombran de forma similar a los que solo contienen iones monoatómicos, es decir, nombrando primero el catión y luego el anión. Los ejemplos se muestran en la . Nombres de algunos compuestos iónicos poliatómicos KC 2 H 3 O 2 , acetato de potasio NH 4 Cl, cloruro de amonio NaHCO 3 , bicarbonato de sodio CaSO 4 , sulfato de calcio Al 2 (CO 3 ) 3 , carbonato de aluminio Mg 3 (PO 4 ) 2 , fosfato de magnesio Compuestos iónicos en sus armarios Cada día usted encuentra y utiliza un gran número de compuestos iónicos En la , se listan algunos de estos compuestos, dónde se encuentran y para qué se utilizan. Observe la etiqueta o la lista de ingredientes de los distintos productos que utilice durante los próximos días, y compruebe si se encuentra con alguno de los que aparecen en esta tabla, o halle otros compuestos iónicos que ahora podría nombrar o escribir como fórmula. Compuestos iónicos cotidianos Compuesto iónico Uso NaCl, cloruro de sodio sal de mesa común KI, yoduro de potasio añadido a la sal "yodada" para la salud de la tiroides NaF, fluoruro de sodio ingrediente de la pasta de dientes NaHCO 3 , bicarbonato de sodio bicarbonato de sodio; se utiliza en la cocina (y como antiácido) Na 2 CO 3 , carbonato de sodio sosa; se utiliza en productos de limpieza NaOCl, hipoclorito de sodio ingrediente activo de la lejía de uso doméstico CaCO 3 , carbonato de calcio ingrediente de los antiácidos Mg(OH) 2 , hidróxido de magnesio ingrediente de los antiácidos Al(OH) 3 , hidróxido de aluminio ingrediente de los antiácidos NaOH, hidróxido de sodio lejía; se utiliza como limpiador de desagües K 3 PO 4 , fosfato de potasio aditivo alimentario (muchos propósitos) MgSO 4 , sulfato de magnesio añadido al agua purificada Na 2 HPO 4 , hidrogenofosfato de sodio agente antiaglomerante; utilizado en productos en polvo Na 2 SO 3 , sulfito de sodio conservante Compuestos que contienen un ion metálico con carga variable La mayoría de los metales de transición y algunos metales del grupo principal pueden formar dos o más cationes con cargas diferentes. Los compuestos de estos metales con no metales se nombran con el mismo método que los compuestos de la primera categoría, salvo que la carga del ion metálico se especifica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal. La carga del ion metálico se determina a partir de la fórmula del compuesto y la carga del anión. Por ejemplo, consideremos los compuestos iónicos binarios de hierro y cloro. El hierro suele presentar una carga de 2+ o 3+ (vea la ), y las dos fórmulas compuestas correspondientes son FeCl 2 y FeCl 3 . El nombre más sencillo, "cloruro de hierro", será en este caso ambiguo, ya que no distingue entre estos dos compuestos. En estos casos, la carga del ion metálico se incluye como un número romano entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal. Estos dos compuestos se denominan inequívocamente cloruro de hierro(II) y cloruro de hierro(III), respectivamente. Otros ejemplos se encuentran en la . Algunos compuestos iónicos con iones metálicos de carga variable Compuesto Nombre FeCl 2 cloruro de hierro(II) FeCl 3 cloruro de hierro(III) Hg 2 O óxido de mercurio(I) HgO óxido de mercurio(II) SnF 2 fluoruro de estaño(II) SnF 4 fluoruro de estaño(IV) La nomenclatura anticuada utilizaba los sufijos -ico y -oso para designar los metales con mayor y menor carga, respectivamente: El cloruro de hierro(III), FeCl 3 , se denominaba anteriormente cloruro férrico, y el cloruro de hierro(II), FeCl 2 , se conocía como cloruro ferroso. Aunque la comunidad científica ha abandonado en gran medida esta convención de nomenclatura, sigue siendo utilizada por algunos segmentos de la industria. Por ejemplo, puede ver las palabras fluoruro de estañoso en un tubo de pasta de dientes. Esto representa la fórmula SnF 2 , que se denomina más correctamente fluoruro de estaño(II). El otro fluoruro de estaño es el SnF 4 , que antes se llamaba fluoruro estánico, pero que ahora se denomina fluoruro de estaño(IV). Hidratos iónicos Los compuestos iónicos que contienen moléculas de agua como componentes integrales de sus cristales se denominan hidratos . El nombre de un hidrato iónico se obtiene añadiendo un término al nombre del compuesto anhidro (que significa "no hidratado") que indica el número de moléculas de agua asociadas a cada unidad de fórmula del compuesto. La palabra añadida comienza con un prefijo griego que denota el número de moléculas de agua (vea la ) y termina con "hidrato”. Por ejemplo, el compuesto anhidro de sulfato de cobre(II) también existe como un hidrato que contiene cinco moléculas de agua y se denomina sulfato de cobre(II) pentahidratado. La sosa es el nombre común de un hidrato de carbonato de sodio que contiene 10 moléculas de agua; el nombre sistemático es carbonato de sodio decahidratado. Las fórmulas de los hidratos iónicos se escriben añadiendo un punto centrado verticalmente, un coeficiente que representa el número de moléculas de agua y la fórmula del agua. Los dos ejemplos mencionados en el párrafo anterior están representados por las fórmulas sulfato de cobre(II) pentahidratado CuSO 4 ∙5 H 2 O carbonato de sodio decahidratado Na 2 CO 3 ∙10 H 2 O Prefijos de la nomenclatura Número Prefijo Número Prefijo 1 (a veces se omite) mono- 6 hexa- 2 di- 7 hepta- 3 tri- 8 octa- 4 tetra- 9 nona- 5 penta- 10 deca- Cómo nombrar los compuestos iónicos Nombre los siguientes compuestos iónicos (a) Fe 2 S 3 (b) CuSe (c) GaN (d) MgSO 4 ·7H 2 O (e) Ti 2 (SO 4 ) 3 Solución Los aniones de estos compuestos tienen una carga negativa fija (S 2– , Se 2– , N 3– y SO 4 2− ), y los compuestos deben ser neutros. Como el número total de cargas positivas en cada compuesto debe ser igual al número total de cargas negativas, los iones positivos deben ser Fe 3+ , Cu 2+ , Ga 3+ , Mg 2+ y Ti 3+ . Estas cargas se utilizan en los nombres de los iones metálicos: (a) sulfuro de hierro(III) (b) seleniuro de cobre(II) (c) nitruro de galio(III) (d) sulfato de magnesio heptahidratado (e) sulfato de titanio(III) Compruebe lo aprendido Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) fosfuro de cromo(III) (b) sulfuro de mercurio(II) (c) fosfato de manganeso(II) (d) óxido de cobre(I) (e) cloruro de hierro(III) dihidratado Respuesta: (a) CrP; (b) HgS; (c) Mn 3 (PO 4 ) 2 ; (d) Cu 2 O; (e) FeCl 3 ·2H 2 O Erin Brokovich y la contaminación por cromo A principios de los años 90, la asistente legal Erin Brockovich ( ) descubrió un alto índice de enfermedades graves en la pequeña ciudad de Hinckley, California. Su investigación acabó relacionando las enfermedades con las aguas subterráneas contaminadas por Cr(VI) utilizadas por Pacific Gas & Electric (PG&E) para evitar la corrosión en una tubería de gas natural cercana. Tal y como se narra en la película Erin Brockovich (por la que Julia Roberts ganó un Oscar), Erin y el abogado Edward Masry demandaron a PG&E por contaminar el agua cerca de Hinckley en 1993. El acuerdo que obtuvieron en 1996, 333 millones de dólares, fue la mayor cantidad jamás concedida por una demanda de acción directa en los EE. UU. en ese momento. (a) Erin Brockovich descubrió que el Cr(VI), utilizado por PG&E, había contaminado el suministro de agua de Hinckley, California. (b) El ion Cr(VI) suele estar presente en el agua en forma de iones poliatómicos de cromato, CrO 4 2− (izquierda), y el dicromato, Cr 2 O 7 2− (derecha). Los compuestos de cromo se utilizan ampliamente en la industria, por ejemplo, para el cromado, en la fabricación de tintes, como conservantes y para evitar la corrosión en las torres de enfriamiento, como ocurrió cerca de Hinckley. En el medio ambiente, el cromo existe principalmente en las formas de Cr(III) o Cr(VI). El Cr(III), ingrediente de muchos suplementos vitamínicos y nutricionales, forma compuestos poco solubles en el agua y tiene una baja toxicidad. Pero el Cr(VI) es mucho más tóxico y forma compuestos razonablemente solubles en agua. La exposición a pequeñas cantidades de Cr(VI) puede provocar daños en los sistemas respiratorio, gastrointestinal e inmunitario, así como en los riñones, el hígado, la sangre y la piel. A pesar de los esfuerzos de limpieza, la contaminación de las aguas subterráneas por Cr(VI) sigue siendo un problema en Hinckley y en otros lugares del mundo. Un estudio realizado en 2010 por el Grupo de Trabajo Ambiental descubrió que, de las 35 ciudades estadounidenses analizadas, 31 tenían niveles de Cr(VI) en el agua del grifo superiores a la meta de salud pública de 0,02 partes por mil millones establecido por la Agencia de Protección Ambiental de California. Compuestos moleculares (covalentes) Las características de enlace de los compuestos moleculares inorgánicos son diferentes a las de los compuestos iónicos, y también se nombran utilizando un sistema diferente. Las cargas de los cationes y aniones dictan sus proporciones en los compuestos iónicos, por lo que especificar los nombres de los iones proporciona información suficiente para determinar las fórmulas químicas. Sin embargo, como el enlace covalente permite una variación significativa en las relaciones de combinación de los átomos de una molécula, los nombres de los compuestos moleculares deben identificar explícitamente estas relaciones. Compuestos formados por dos elementos Cuando dos elementos no metálicos forman un compuesto molecular, suelen ser posibles varias relaciones de combinación. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar los compuestos CO y CO 2 . Como se trata de sustancias diferentes con propiedades distintas, no pueden tener ambas el mismo nombre (no pueden llamarse ambas óxido de carbono). Para hacer frente a esta situación, utilizamos un método de nomenclatura algo similar al utilizado para los compuestos iónicos, pero con prefijos añadidos para especificar el número de átomos de cada elemento. El nombre del elemento más metálico (el que está más a la izquierda o abajo de la tabla periódica) va primero, seguido del nombre del elemento que sea más no metálico (el que está más a la derecha o arriba) con su terminación cambiada por el sufijo -uro . Los números de átomos de cada elemento se designan con los prefijos griegos que aparecen en la . Cuando solo hay un átomo del primer elemento, se suele eliminar el prefijo mono- de esa parte. Así, el CO se denomina monóxido de carbono y CO 2 dióxido de carbono. Cuando dos vocales son adyacentes, la a del prefijo griego se suele suprimir. Algunos otros ejemplos se muestran en la . Nombres de algunos compuestos moleculares formados por dos elementos Compuesto Nombre Compuesto Nombre SO 2 dióxido de azufre BCl 3 tricloruro de boro SO 3 trióxido de azufre SF 6 hexafluoruro de azufre NO 2 dióxido de nitrógeno PF 5 pentafluoruro de fósforo N 2 O 4 tetróxido de dinitrógeno P 4 O 10 decaóxido de tetrafósforo N 2 O 5 pentóxido de dinitrógeno IF 7 heptafluoruro de yodo Hay algunos nombres comunes que encontrará a medida que continúe su estudio de la química. Por ejemplo, aunque el NO se llama a menudo óxido nítrico, su nombre correcto es monóxido de nitrógeno. Del mismo modo, el N 2 O se conoce como óxido nitroso aunque nuestras normas especificarían el nombre de monóxido de dinitrógeno. (Y el H 2 O suele llamarse agua, no monóxido de dihidrógeno). Debe memorizar los nombres comunes de los compuestos a medida que los encuentre. Nombrar compuestos covalentes Nombre los siguientes compuestos covalentes: (a) SF 6 (b) N 2 O 3 (c) Cl 2 O 7 (d) P 4 O 6 Solución Como estos compuestos están formados únicamente por no metales, utilizamos prefijos para designar el número de átomos de cada elemento: (a) hexafluoruro de azufre (b) trióxido de dinitrógeno (c) heptóxido de dicloro (d) hexóxido de tetrafósforo Compruebe lo aprendido Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) pentacloruro de fósforo (b) monóxido de dinitrógeno (c) heptafluoruro de yodo (d) tetracloruro de carbono Respuesta: (a) PCl 5 ; (b) N 2 O; (c) IF 7 ; (d) CCl 4 La siguiente página web permite practicar el nombre de los compuestos químicos y la escritura de las fórmulas químicas. Puede elegir compuestos iónicos binarios, poliatómicos y de carga variable, así como compuestos moleculares. Ácidos binarios Algunos compuestos que contienen hidrógeno son miembros de una importante clase de sustancias conocidas como ácidos. La química de estos compuestos se explora con más detalle en capítulos posteriores de este texto, pero por ahora bastará con señalar que muchos ácidos liberan iones de hidrógeno, H + , cuando se disuelven en agua. Para denotar esta propiedad química distintiva, una mezcla de agua con un ácido recibe un nombre derivado del nombre del compuesto. Si el compuesto es un ácido binario (formado por hidrógeno y otro elemento no metálico): La palabra "hidrógeno" se cambia por el prefijo hidro- El nombre del otro elemento no metálico se modifica añadiendo el sufijo -ico La palabra "ácido" se agrega como segunda palabra Por ejemplo, cuando el gas HCl (cloruro de hidrógeno) se disuelve en agua, la solución se llama ácido clorhídrico . Otros ejemplos de esta nomenclatura se muestran en la . Nombres de algunos ácidos simples Nombre del gas Nombre del ácido HF( g ), fluoruro de hidrógeno HF( aq ), ácido hidrofluorhídrico HCl( g ), cloruro de hidrógeno HCl( aq ), ácido clorhídrico HBr( g ), bromuro de hidrógeno HBr( aq ), ácido bromhídrico HI( g ), yoduro de hidrógeno HI( aq ), ácido yodhídrico H 2 S( g ), sulfuro de hidrógeno H 2 S( aq ), ácido hidrosulfúrico Oxiácidos Muchos compuestos que contienen tres o más elementos (como los compuestos orgánicos o de coordinación) están sujetos a reglas de nomenclatura especializadas que aprenderá más adelante. Sin embargo, hablaremos brevemente de los importantes compuestos conocidos como oxiácidos , compuestos que contienen hidrógeno, oxígeno y al menos otro elemento, y que se enlazan de tal manera que imparten propiedades ácidas al compuesto (aprenderá los detalles de esto en un capítulo posterior). Los oxiácidos típicos están formados por hidrógeno combinado con un ion poliatómico que contiene oxígeno. Para nombrar a los oxiácidos: Omita el "hidrógeno" Comience con el nombre de la raíz del anión Sustituya – ato con – ico , o – ito con – oso Añada "ácido" Por ejemplo, consideremos el H 2 CO 3 (que podríamos llamar "carbonato de hidrógeno"). Para nombrarlo correctamente, se omite el "hidrógeno"; se sustituye el – ato de carbonato por – ico ; y se añade ácido, por lo que su nombre es ácido carbónico. Otros ejemplos se encuentran en la . Hay algunas excepciones al método general de denominación (por ejemplo, el H 2 SO 4 se denomina ácido sulfúrico, no ácido súlfico, y el H 2 SO 3 es ácido sulfuroso, no ácido sulfoso). Nombres de oxiácidos comunes Fórmula Nombre del anión Nombre del ácido HC 2 H 3 O 2 acetato ácido acético HNO 3 nitrato ácido nítrico HNO 2 nitrito ácido nitroso HClO 4 perclorato ácido perclórico H 2 CO 3 carbonato ácido carbónico H 2 SO 4 sulfato ácido sulfúrico H 2 SO 3 sulfito ácido sulfuroso H 3 PO 4 fosfato ácido fosfórico Conceptos clave y resumen Los químicos utilizan reglas de nomenclatura para nombrar claramente los compuestos. Los compuestos iónicos y moleculares se nombran con métodos algo diferentes. Los compuestos iónicos binarios suelen estar formados por un metal y un no metal. Primero se escribe el nombre del metal, seguido del nombre del no metal con su terminación cambiada a uro/ido . Por ejemplo, el K 2 O se llama óxido de potasio. Si el metal puede formar iones con diferentes cargas, un número romano entre paréntesis sigue al nombre del metal para especificar su carga. Así, el FeCl 2 es cloruro de hierro(II) y el FeCl 3 es cloruro de hierro(III). Algunos compuestos contienen iones poliatómicos; hay que memorizar los nombres de los iones poliatómicos más comunes. Los compuestos moleculares pueden formar compuestos con diferentes proporciones de sus elementos, por lo que se utilizan prefijos para especificar el número de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. Algunos ejemplos son el SF 6 , hexafluoruro de azufre, y el N 2 O 4 , tetróxido de dinitrógeno. Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y tienen reglas de nomenclatura especiales. Los ácidos binarios se nombran utilizando el prefijo hidro- , cambiando el sufijo -uro por -ico y añadiendo "ácido"; HCl es ácido clorhídrico. Los oxiácidos se nombran cambiando la terminación del anión (– ato a – ico e – ito a – oso ), y añadiendo "ácido"; H 2 CO 3 es ácido carbónico. Ejercicios de Química del final del capítulo Nombre los siguientes compuestos: (a) CsCl (b) BaO (c) K 2 S (d) BeCl 2 (e) HBr (f) AlF 3 (a) cloruro de cesio; (b) óxido de bario; (c) sulfuro de potasio; (d) cloruro de berilio; (e) bromuro de hidrógeno; (f) fluoruro de aluminio Nombre los siguientes compuestos: (a) NaF (b) Rb 2 O (c) BCl 3 (d) H 2 Se (e) P 4 O 6 (f) ICl 3 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) bromuro de rubidio (b) seleniuro de magnesio (c) óxido de sodio (d) cloruro de calcio (e) fluoruro de hidrógeno (f) fosfuro de galio (g) bromuro de aluminio (h) sulfato de amonio (a) RbBr; (b) MgSe; (c) Na 2 O; (d) CaCl 2 ; (e) HF; (f) GaP; (g) AlBr 3 ; (h) (NH 4 ) 2 SO 4 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) carbonato de litio (b) perclorato de sodio (c) hidróxido de bario (d) carbonato de amonio (e) ácido sulfúrico (f) acetato de calcio (g) fosfato de magnesio (h) sulfito de sodio Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) dióxido de cloro (b) tetraóxido de dinitrógeno (c) fosfuro de potasio (d) sulfuro de plata(I) (e) fluoruro de aluminio trihidratado (f) dióxido de silicio (a) ClO 2 ; (b) N 2 O 4 ; (c) K 3 P; (d) Ag 2 S; (e) AIF 3 ·3H 2 O; (f) SiO 2 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) cloruro de bario (b) nitruro de magnesio (c) dióxido de azufre (d) tricloruro de nitrógeno (e) trióxido de dinitrógeno (f) cloruro de estaño(IV) Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos: (a) Cr 2 O 3 (b) FeCl 2 (c) CrO 3 (d) TiCl 4 (e) CoCl 2 ·6H 2 O (f) MoS 2 (a) óxido de cromo(III); (b) cloruro de hierro(II); (c) óxido de cromo(VI); (d) cloruro de titanio(IV); (e) cloruro de cobalto(II) hexahidratado; (f) sulfuro de molibdeno(IV) Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos: (a) NiCO 3 (b) MoO 3 (c) Co(NO 3 ) 2 (d) V 2 O 5 (e) MnO 2 (f) Fe 2 O 3 Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Escriba las fórmulas de cada compuesto: (a) fosfato de potasio (b) sulfato de cobre(II) (c) cloruro de calcio (d) óxido de titanio(IV) (e) nitrato de amonio (f) bisulfato de sodio (nombre común del hidrogenosulfato de sodio) (a) K 3 PO 4 ; (b) CuSO 4 ; (c) CaCl 2 ; (d) TiO 2 ; (e) NH 4 NO 3 ; (f) NaHSO 4 Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Nombre cada uno de los compuestos: (a) Ca(H 2 PO 4 ) 2 (b) FeSO 4 (c) CaCO 3 (d) MgO (e) NaNO 2 (f) KI ¿Cuáles son los nombres de la IUPAC de los siguientes compuestos? (a) dióxido de manganeso (b) cloruro de mercurio (Hg 2 Cl 2 ) (c) nitrato férrico [Fe(NO 3 ) 3 ] (d) tetracloruro de titanio (e) bromuro cúprico (CuBr 2 ) (a) óxido de manganeso (IV); (b) cloruro de mercurio (I); (c) nitrato de hierro (III); (d) cloruro de titanio (IV); (e) bromuro de cobre (II) ácido binario compuesto que contiene hidrógeno y otro elemento, unido de forma que le confiere propiedades ácidas (capacidad de liberar iones H + cuando se disuelve en agua) compuesto binario compuesto que contiene dos elementos diferentes. nomenclatura sistema de reglas para nombrar objetos de interés oxiácido compuesto que contiene hidrógeno, oxígeno y otro elemento, unidos de forma que le confieren propiedades ácidas (capacidad de liberar iones H + al disolverse en agua)

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Introducción El agua de una piscina es una mezcla compleja de sustancias cuyas cantidades relativas deben mantenerse cuidadosamente para garantizar la salud y la comodidad de las personas que la utilizan (créditos: modificación de la obra de Vic Brincat). Las piscinas han sido durante mucho tiempo un medio popular de recreo, ejercicio y terapia física. Dado que no es práctico llenar las piscinas grandes con agua dulce con frecuencia, el agua de la piscina se trata regularmente con productos químicos para evitar el crecimiento de bacterias y algas dañinas. El mantenimiento adecuado de la piscina requiere la adición periódica de diversos compuestos químicos en cantidades medidas con cuidado. Por ejemplo, la cantidad relativa de iones de calcio, Ca 2+ , en el agua debe mantenerse dentro de ciertos límites para prevenir la irritación de los ojos y evitar daños en el fondo de la piscina y en las tuberías. Para mantener los niveles adecuados de calcio, se añaden los cationes de calcio al agua en forma de un compuesto iónico que también contiene aniones; por lo tanto, es necesario conocer tanto la cantidad relativa de Ca 2+ en el compuesto como el volumen de agua de la piscina para conseguir el nivel adecuado de calcio. Los aspectos cuantitativos de la composición de las sustancias (como el compuesto que contiene calcio) y de las mezclas (como el agua de la piscina) son objeto de este capítulo.

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La fórmula de masa y el concepto de mol Muchos sostienen que la ciencia química moderna comenzó cuando los científicos empezaron a explorar los aspectos cuantitativos y cualitativos de la química. Por ejemplo, la teoría atómica de Dalton fue un intento de explicar los resultados de las mediciones que le permitieron calcular las masas relativas de los elementos combinados en diversos compuestos. Entender la relación entre las masas de los átomos y las fórmulas químicas de los compuestos nos permite describir cuantitativamente la composición de las sustancias. Fórmula de masa En un capítulo anterior de este texto se describía el desarrollo de la unidad de masa atómica, el concepto de masas atómicas promedio y el uso de fórmulas químicas para representar la composición elemental de las sustancias. Estas ideas pueden ampliarse para calcular la fórmula de masa de una sustancia sumando las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en la fórmula de la sustancia. Fórmula de masa de las sustancias covalentes En el caso de las sustancias covalentes, la fórmula representa el número y el tipo de átomos que componen una única molécula de la sustancia; por tanto, la fórmula de masa puede denominarse correctamente masa molecular. Pensemos en el cloroformo (CHCl 3 ), un compuesto covalente que en su día se utilizaba como anestesia quirúrgica y que ahora se emplea principalmente en la producción de tetrafluoroetileno, el componente básico del polímero "antiadherente", el teflón. La fórmula molecular del cloroformo indica que una sola molécula contiene un átomo de carbono, uno de hidrógeno y tres de cloro. La masa molecular promedio de una molécula de cloroformo es, por tanto, igual a la suma de las masas atómicas promedio de estos átomos. La resume los cálculos utilizados para obtener la masa molecular del cloroformo, que es de 119,37 u. La masa promedio de una molécula de cloroformo, CHCl 3 , es de 119,37 u, que es la suma de las masas atómicas promedio de cada uno de sus átomos constituyentes. El modelo muestra la estructura molecular del cloroformo. Asimismo, la masa molecular de una molécula de aspirina, C 9 H 8 O 4 , es la suma de las masas atómicas de nueve átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno y cuatro átomos de oxígeno, que asciende a 180,15 u ( ). La masa media de una molécula de aspirina es de 180,15 u. El modelo muestra la estructura molecular de la aspirina, C 9 H 8 O 4 . Calcular la masa molecular de un compuesto covalente El ibuprofeno, C 13 H 18 O 2 , es un compuesto covalente y el ingrediente activo de varios medicamentos populares para el dolor sin receta, como Advil y Motrin. ¿Cuál es la masa molecular (u) de este compuesto? Solución Las moléculas de este compuesto están formadas por 13 átomos de carbono, 18 de hidrógeno y 2 de oxígeno. Siguiendo el enfoque descrito anteriormente, la masa molecular media de este compuesto es, por lo tanto, de: Compruebe lo aprendido El acetaminofén, C 8 H 9 NO 2 , es un compuesto covalente y el ingrediente activo de varios medicamentos populares para el dolor sin receta, como Tylenol. ¿Cuál es la masa molecular (u) de este compuesto? Respuesta: 151,16 u Fórmula de masa de los compuestos iónicos Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones discretos combinados en proporciones que dan lugar a una materia masiva eléctricamente neutra. La fórmula de masa de un compuesto iónico se calcula de la misma manera que la fórmula de masa de los compuestos covalentes: sumando las masas atómicas promedio de todos los átomos de la fórmula del compuesto. Sin embargo, hay que tener en cuenta que la fórmula de un compuesto iónico no representa la composición de una molécula discreta, por lo que no puede denominarse correctamente "masa molecular”. Como ejemplo, consideremos el cloruro de sodio, NaCl, el nombre químico de la sal de mesa común. El cloruro de sodio es un compuesto iónico formado por cationes de sodio, Na + , y aniones de cloruro, Cl - , combinados en una relación 1:1. La fórmula de masa de este compuesto se calcula en 58,44 u (vea la ). La sal de mesa, NaCl, contiene un conjunto de iones de sodio y cloruro combinados en una relación de 1:1. Su fórmula de masa es de 58,44 u. Observe que en este cálculo se han utilizado las masas medias de los átomos neutros de sodio y cloro, en lugar de las masas de los cationes de sodio y los aniones de cloro. Este enfoque es perfectamente aceptable cuando se calcula la fórmula de masa de un compuesto iónico. Aunque un catión de sodio tiene una masa ligeramente menor que un átomo de sodio (ya que le falta un electrón), esta diferencia se verá compensada por el hecho de que un anión de cloruro es ligeramente más masivo que un átomo de cloruro (debido al electrón extra). Además, la masa de un electrón es insignificante con respecto a la masa de un átomo típico. Incluso cuando se calcula la masa de un ion aislado, los electrones faltantes o adicionales pueden generalmente ignorarse, ya que su contribución a la masa total es insignificante, reflejándose solo en los dígitos no significativos que se perderán al redondear adecuadamente la masa calculada. Las pocas excepciones a esta norma son los iones muy ligeros derivados de elementos con masas atómicas conocidas con precisión. Calcular la fórmula de masa de un compuesto iónico El sulfato de aluminio, Al 2 (SO 4 ) 3 , es un compuesto iónico que se utiliza en la fabricación de papel y en diversos procesos de purificación del agua. ¿Cuál es la fórmula de masa (u) de este compuesto? Solución La fórmula de este compuesto indica que contiene iones Al 3+ y SO 4 2- combinados en una relación 2:3. Para calcular la fórmula de masa, es útil reescribir la fórmula en el formato más simple, Al 2 S 3 O 12 . Siguiendo el enfoque descrito anteriormente, la fórmula de masa de este compuesto se calcula de la siguiente manera: Compruebe lo aprendido El fosfato de calcio, Ca 3 (PO 4 ) 2 , es un compuesto iónico y un antiaglomerante muy común que se añade a los productos alimenticios. ¿Cuál es la fórmula de masa (u) del fosfato de calcio? Respuesta: 310,18 u El mol La identidad de una sustancia se define no solo por los tipos de átomos o iones que contiene, sino por la cantidad de cada tipo de átomo o ion. Por ejemplo, el agua, H 2 O, y el peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 , se parecen en que sus respectivas moléculas están compuestas por átomos de hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, como una molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de oxígeno, a diferencia de la molécula de agua, que solo tiene uno, ambas sustancias presentan propiedades muy diferentes. Hoy en día, instrumentos sofisticados permiten la medición directa de estos rasgos microscópicos definitorios; sin embargo, los mismos rasgos se derivaron originalmente de la medición de las propiedades macroscópicas (las masas y los volúmenes de las cantidades de materia a granel) utilizando herramientas relativamente simples (balanzas y cristalería volumétrica). Este enfoque experimental requirió la introducción de una nueva unidad para la cantidad de sustancias, el mol , que sigue siendo indispensable en la ciencia química moderna. El mol es una unidad de cantidad similar a las unidades familiares como el par, la docena, el bruto, etc. Proporciona una medida específica del número de átomos o moléculas en una muestra de materia. Una de las connotaciones latinas de la palabra "mol" es "gran masa" o “gran cantidad", lo que coincide con su uso como nombre de esta unidad. El mol proporciona un vínculo entre una propiedad macroscópica fácil de medir, la masa aparente, y una propiedad fundamental extremadamente importante, el número de átomos, moléculas, etc. Un mol de sustancia es la cantidad en la que hay 6,02214076 × 10 23 entidades discretas (átomos o moléculas). Este gran número es una constante fundamental conocida como número de Avogadro ( N A ) o constante de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro. Esta constante se indica correctamente con una unidad explícita de "por mol", siendo una versión convenientemente redondeada 6,022 × 10 23 /mol. De acuerdo con su definición como unidad de cantidad, 1 mol de cualquier elemento contiene el mismo número de átomos que 1 mol de cualquier otro elemento. Sin embargo, las masas de 1 mol de diferentes elementos son diferentes, ya que las masas de los átomos individuales son drásticamente diferentes. La masa molar de un elemento (o compuesto) es la masa en gramos de 1 mol de esa sustancia, propiedad que se expresa en unidades de gramos por mol (g/mol) (vea la ). Cada muestra contiene 6,022 × 10 23 átomos -1,00 mol de átomos. De izquierda a derecha (fila superior): 65,4 g de zinc, 12,0 g de carbono, 24,3 g de magnesio y 63,5 g de cobre. De izquierda a derecha (fila inferior): 32,1 g de azufre, 28,1 g de silicio, 207 g de plomo y 118,7 g de estaño (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). La masa molar de cualquier sustancia equivale numéricamente a su peso atómico o de fórmula en u. Según la definición de u, un solo átomo 12 C pesa 12 u (su masa atómica es de 12 u). Un mol de 12 C pesa 12 g (su masa molar es 12 g/mol). Esta relación es válida para todos los elementos, ya que sus masas atómicas se miden en relación con la de la sustancia de referencia de u, 12 C. Ampliando este principio, la masa molar de un compuesto en gramos es igualmente equivalente numéricamente a su fórmula de masa en u ( ). Cada muestra contiene 6,02 × 10 23 moléculas o unidades de fórmula-1,00 mol del compuesto o elemento. En el sentido de las agujas del reloj desde la parte superior izquierda: 130,2 g de C 8 H 17 OH (1-octanol, fórmula de masa 130,2 u), 454,4 g de HgI 2 (yoduro de mercurio(II), fórmula de masa 454,4 u), 32,0 g de CH 3 OH (metanol, fórmula de masa 32,0 u) y 256,5 g de S 8 (azufre, fórmula de masa 256,5 u) (créditos: Sahar Atwa). Elemento Masa atómica (u) promedio Masa molar (g/mol) Átomos/Mol C 12,01 12,01 6,022 × 10 23 H 1,008 1,008 6,022 × 10 23 O 16,00 16,00 6,022 × 10 23 Na 22,99 22,99 6,022 × 10 23 Cl 35,45 35,45 6,022 × 10 23 Aunque la masa atómica y la masa molar son numéricamente equivalentes, hay que tener en cuenta que son enormemente diferentes en términos de escala, como lo representa la gran diferencia en las magnitudes de sus respectivas unidades (u frente a g). Para apreciar la enormidad del mol, considere una pequeña gota de agua que pesa aproximadamente 0,03 g (vea la ). Aunque esto representa solo una pequeña fracción de 1 mol de agua (~18 g), contiene más moléculas de agua de las que se pueden imaginar claramente. Si las moléculas se distribuyeran por igual entre los aproximadamente siete mil millones de habitantes de la Tierra, cada persona recibiría más de 100 mil millones de moléculas. El número de moléculas en una sola gota de agua es aproximadamente 100.000 millones de veces mayor que el número de personas en la Tierra (créditos: "tanakawho"/Wikimedia commons). El mol se utiliza en química para representar 6,022 × 10 23 de algo, pero puede ser difícil conceptualizar un número tan grande. Vea este video y luego complete las preguntas “para pensar" que siguen. Explore más sobre el mol revisando la información en "Dig Deeper" ("Profundizar en el tema"). Las relaciones entre la fórmula de masa, el mol y el número de Avogadro pueden aplicarse para calcular diversas cantidades que describen la composición de sustancias y compuestos, como se demuestra en los siguientes problemas de ejemplo. Cálculo de los moles a partir de los gramos de un elemento Según las normas nutricionales del Departamento de Agricultura de los EE. UU., la necesidad media estimada de potasio en la dieta es de 4,7 g. ¿Cuál es la necesidad media estimada de potasio en moles? Solución Se proporciona la masa de K y se solicita la cantidad correspondiente de K en moles. En la tabla periódica, la masa atómica del K es de 39,10 u, por lo que su masa molar es de 39,10 g/mol. La masa dada de K (4,7 g) es un poco más de una décima parte de la masa molar (39,10 g), por lo que una estimación razonable del número de moles sería ligeramente superior a 0,1 mol. La cantidad molar de una sustancia puede calcularse dividiendo su masa (g) entre su masa molar (g/mol): El método de factores de conversión admite este enfoque matemático, ya que la unidad "g" se cancela y la respuesta tiene unidades de “mol”. 4,7 g K ( mol K 39,10 g K ) = 0,12 mol K La magnitud calculada (0,12 mol K) es coherente con nuestra expectativa aproximada, ya que es un poco mayor que 0,1 mol. Compruebe lo aprendido El berilio es un metal ligero que se utiliza para fabricar ventanas transparentes de rayos X para instrumentos de imagen médica. ¿Cuántos moles de Be hay en una ventana de lámina delgada que pesa 3,24 g? Respuesta: 0,360 mol Calcular los gramos a partir de los moles de un elemento Un litro de aire contiene 9,2 × 10 -4 mol de argón. ¿Cuál es la masa de Ar en un litro de aire? Solución Se proporciona la cantidad molar de Ar y debe utilizarse para calcular la masa correspondiente en gramos. Como la cantidad de Ar es inferior a 1 mol, la masa será inferior a la masa de 1 mol de Ar, aproximadamente 40 g. La cantidad molar es aproximadamente una milésima (~10 -3 ) de un mol, por lo que la masa correspondiente debería ser aproximadamente una milésima de la masa molar (~0,04 g): En este caso, la lógica dicta (y el método de factores de conversión apoya) multiplicar la cantidad proporcionada (mol) por la masa molar (g/mol): 9,2 × 10 -4 mol Ar ( 39,95 g de Ar mol Ar ) = 0,037 g de Ar El resultado está de acuerdo con nuestras expectativas, alrededor de 0,04 g de Ar. Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la masa de 2,561 mol de oro? Respuesta: 504,4 g Calcular el número de átomos a partir de la masa de un elemento El cobre se utiliza habitualmente para fabricar cables eléctricos ( ). ¿Cuántos átomos de cobre hay en 5,00 g de alambre de cobre? El alambre de cobre está compuesto por muchos, muchos átomos de Cu (créditos: Emilian Robert Vicol). Solución El número de átomos de Cu en el alambre puede derivarse convenientemente de su masa mediante un cálculo de dos pasos: primero se calcula la cantidad molar de Cu y luego se utiliza el número de Avogadro ( N A ) para convertir esta cantidad molar en número de átomos de Cu: Teniendo en cuenta que la masa de la muestra proporcionada (5,00 g) es un poco menos de una décima parte de la masa de 1 mol de Cu (~64 g), una estimación razonable del número de átomos de la muestra sería del orden de una décima parte de N A , o aproximadamente 10 22 átomos de Cu. Al realizar el cálculo en dos pasos se obtiene: 5,00 g Cu ( mol Cu 63,55 g de Cu ) ( 6,022 × 10 23 Átomos de Cu mol de Cu ) = 4,74 × 10 22 Átomos de Cu El método de los factores de conversión produce la cancelación deseada de las unidades, y el resultado calculado es del orden de 10 22 como se esperaba. Compruebe lo aprendido Un buscador de oro en un río recoge 15,00 g de oro puro. ¿Cuántos átomos de Au hay en esta cantidad de oro? Respuesta: 4,586 × 10 22 átomos de Au Calcular los moles a partir de los gramos de un compuesto Nuestro cuerpo sintetiza las proteínas a partir de los aminoácidos. Uno de estos aminoácidos es la glicina, cuya fórmula molecular es C 2 H 5 O 2 N. ¿Cuántos moles de moléculas de glicina hay en 28,35 g de glicina? Solución Calcule el número de moles de un compuesto a partir de su masa siguiendo el mismo procedimiento utilizado para un elemento en el : La masa molar de la glicina es necesaria para este cálculo, y se calcula de la misma manera que su masa molecular. Un mol de glicina, C 2 H 5 O 2 N, contiene 2 moles de carbono, 5 moles de hidrógeno, 2 moles de oxígeno y 1 mol de nitrógeno: La masa proporcionada de la glicina (~28 g) es un poco más de un tercio de la masa molar (~75 g/mol), por lo que se espera que el resultado calculado sea un poco mayor que un tercio de mol (~0,33 mol). Dividiendo la masa del compuesto por su masa molar se obtiene: 28,35 g glicina ( mol de glicina 75,07 g de glicina ) = 0,378 mol de glicina Este resultado es coherente con la estimación aproximada. Compruebe lo aprendido ¿Cuántos moles de sacarosa, C 12 H 22 O 11 , hay en una muestra de 25 g de sacarosa? Respuesta: 0,073 mol Calcular los gramos a partir de los moles de un compuesto La vitamina C es un compuesto covalente con la fórmula molecular C 6 H 8 O 6 . La cantidad diaria recomendada de vitamina C en la dieta de los niños de 4 a 8 años es de 1,42 × 10 -4 mol. ¿Cuál es la masa de esta asignación en gramos? Solución Como en el caso de los elementos, la masa de un compuesto puede calcularse a partir de su cantidad molar, como se indica: La masa molar de este compuesto se calcula en 176,124 g/mol. El número dado de moles es una fracción muy pequeña de un mol (~10 -4 o una diezmilésima); por lo tanto, se espera que la masa correspondiente sea aproximadamente una diezmilésima parte de la masa molar (~0,02 g). Realizando el cálculo se obtiene: 1,42 × 10 -4 mol vitamina C ( 176,124 g de vitamina C mol vitamina C ) = 0,0250 g de vitamina C Esto es coherente con el resultado previsto. Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la masa de 0,443 mol de hidracina, N 2 H 4 ? Respuesta: 14,2 g Calcular el número de átomos y moléculas a partir de la masa de un compuesto Un paquete de un edulcorante artificial contiene 40,0 mg de sacarina (C 7 H 5 NO 3 S), que tiene la fórmula estructural: Dado que la sacarina tiene una masa molar de 183,18 g/mol, ¿cuántas moléculas de sacarina hay en una muestra de 40,0 mg (0,0400 g) de sacarina? ¿Cuántos átomos de carbono hay en la misma muestra? Solución El número de moléculas en una masa dada de un compuesto se calcula calculando primero el número de moles, como se demuestra en el , y multiplicando después por el número de Avogadro: Al utilizar la masa y la masa molar proporcionadas para la sacarina obtenemos: 0,0400 g C 7 H 5 NO 3 S ( mol C 7 H 5 NO 3 S 183,18 g C 7 H 5 NO 3 S ) ( 6,022 × 10 23 C 7 H 5 NO 3 S moléculas 1 mol C 7 H 5 NO 3 S ) = 1,31 × 10 20 C 7 H 5 NO 3 S moléculas La fórmula del compuesto muestra que cada molécula contiene siete átomos de carbono, por lo que el número de átomos de C en la muestra proporcionada es: 1,31 × 10 20 C 7 H 5 NO 3 Moléculas de S ( 7 Átomos de C 1 C 7 H 5 NO 3 Molécula de S ) = 9,17 × 10 20 Átomos de C Compruebe lo aprendido ¿Cuántas moléculas de C 4 H 10 hay en 9,213 g de este compuesto? ¿Cuántos átomos de hidrógeno? Respuesta: 9,545 × 10 22 moléculas de C 4 H 10 ; 9,545 × 10 23 átomos de H Contar las moléculas neurotransmisoras en el cerebro El cerebro es el centro de control del sistema nervioso central ( ). Este envía y recibe señales hacia y desde los músculos y otros órganos internos para supervisar y controlar sus funciones; procesa los estímulos detectados por los órganos sensoriales para guiar las interacciones con el mundo exterior; y alberga los complejos procesos fisiológicos que dan lugar a nuestro intelecto y nuestras emociones. El amplio campo de la neurociencia abarca todos los aspectos de la estructura y la función del sistema nervioso central, incluida la investigación sobre la anatomía y la fisiología del cerebro. En las últimas décadas se han hecho grandes progresos en la investigación del cerebro, y la iniciativa de investigación del cerebro mediante el avance de las neurotecnologías innovadoras (Brain Research Through Advancing Innovative Neurotechnologies, BRAIN), una iniciativa federal anunciada en 2013, tiene como objetivo acelerar y capitalizar estos avances a través de los esfuerzos concertados de varias agencias industriales, académicas y gubernamentales (más detalles disponibles en www.whitehouse.gov/share/brain-initiative). (a) Un cerebro humano típico pesa alrededor de 1,5 kg y ocupa un volumen de aproximadamente 1,1 L. (b) La información se transmite en el tejido cerebral y en todo el sistema nervioso central por medio de células especializadas llamadas neuronas (la micrografía muestra las células a 1.600× de aumento). Unas células especializadas, llamadas neuronas, transmiten información entre diferentes partes del sistema nervioso central mediante señales eléctricas y químicas. La señalización química se produce en la interfaz entre diferentes neuronas cuando una de las células libera moléculas (llamadas neurotransmisores) que se difunden a través del pequeño espacio entre las células (llamado sinapsis) y se unen a la superficie de la otra célula. Estas moléculas neurotransmisoras se almacenan en pequeñas estructuras intracelulares denominadas vesículas que se fusionan con la membrana celular y luego se abren para liberar su contenido cuando la neurona recibe la estimulación adecuada. Este proceso se denomina exocitosis (vea la ). Un neurotransmisor muy estudiado es la dopamina, C 8 H 11 NO 2 . La dopamina está implicada en varios procesos neurológicos que afectan una gran variedad de comportamientos humanos. Las disfunciones en los sistemas dopaminérgicos del cerebro son la base de graves enfermedades neurológicas como el Parkinson y la esquizofrenia. (a) Las señales químicas se transmiten desde las neuronas a otras células mediante la liberación de moléculas neurotransmisoras en los pequeños huecos (sinapsis) entre las células. (b) La dopamina, C 8 H 11 NO 2 , es un neurotransmisor que interviene en varios procesos neurológicos. Un aspecto importante de los complejos procesos relacionados con la señalización de la dopamina es el número de moléculas neurotransmisoras liberadas durante la exocitosis. Dado que este número es un factor central en la determinación de la respuesta neurológica (y el subsiguiente pensamiento y acción humanos), es importante saber cómo cambia este número con ciertas estimulaciones controladas, como la administración de fármacos. También es importante entender el mecanismo responsable de cualquier cambio en el número de moléculas neurotransmisoras liberadas, por ejemplo, alguna disfunción en la exocitosis, un cambio en el número de vesículas en la neurona o un cambio en el número de moléculas neurotransmisoras en cada vesícula. Recientemente se han realizado avances significativos en la medición directa del número de moléculas de dopamina almacenadas en vesículas individuales y la cantidad realmente liberada cuando la vesícula sufre exocitosis. Utilizando sondas miniaturizadas que pueden detectar selectivamente moléculas de dopamina en cantidades muy pequeñas, los científicos han determinado que las vesículas de cierto tipo de neuronas del cerebro de los ratones contienen una media de 30.000 moléculas de dopamina por vesícula (aproximadamente 5 × 10 -20 mol o 50 zmol). El análisis de estas neuronas de ratones sometidos a diversas terapias farmacológicas muestra cambios significativos en el número medio de moléculas de dopamina contenidas en vesículas individuales, aumentando o disminuyendo hasta tres veces, dependiendo del fármaco específico utilizado. Estos estudios también indican que no toda la dopamina de una vesícula determinada se libera durante la exocitosis, lo que sugiere que puede ser posible regular la fracción liberada mediante terapias farmacéuticas. Omiatek, Donna M., Amanda J. Bressler, Ann-Sofie Cans, Anne M. Andrews, Michael L. Heien y Andrew G. Ewing. “The Real Catecholamine Content of Secretory Vesicles in the CNS Revealed by Electrochemical Cytometry” ("El contenido real de catecolamina de las vesículas secretoras en el SNC revelado por citometría electroquímica"). Informe científico 3 (2013): 1447, consultado el 14 de enero de 2015, doi:10.1038/srep01447. Conceptos clave y resumen La fórmula de masa de una sustancia es la suma de las masas atómicas promedio de cada átomo representado en la fórmula química y se expresa en unidades de masa atómica. La fórmula de masa de un compuesto covalente también se llama masa molecular. Una unidad de cantidad conveniente para expresar números muy grandes de átomos o moléculas es el mol. Las mediciones experimentales han determinado que el número de entidades que componen 1 mol de sustancia es de 6,022 × 10 23 , una cantidad llamada número de Avogadro. La masa en gramos de 1 mol de sustancia es su masa molar. Debido al uso de la misma sustancia de referencia para definir la unidad de masa atómica y el mol, la fórmula de masa (u) y la masa molar (g/mol) de cualquier sustancia son numéricamente equivalentes (por ejemplo, una molécula de H 2 O pesa aproximadamente 18 u y 1 mol de moléculas de H 2 O pesa aproximadamente 18 g). Ejercicios de Química del final del capítulo ¿Cuál es la masa total (u) del carbono en cada una de las siguientes moléculas? (a) CH 4 (b) CHCl 3 (c) C 12 H 10 O 6 (d) CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 (a) 12,01 u; (b) 12,01 u; (c) 144,12 u; (d) 60,05 u ¿Cuál es la masa total de hidrógeno en cada una de las moléculas? (a) CH 4 (b) CHCl 3 (c) C 12 H 10 O 6 (d) CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 Calcule la masa molecular o la fórmula de masa de cada uno de los siguientes elementos: (a) P 4 (b) H 2 O (c) Ca(NO 3 ) 2 (d) CH 3 CO 2 H (ácido acético) (e) C 12 H 22 O 11 (sacarosa, azúcar de caña) (a) 123,896 u; (b) 18,015 u; (c) 164,086 u; (d) 60,052 u; (e) 342,297 u Determine la masa molecular de los siguientes compuestos: (a) (b) (c) (d) Determine la masa molecular de los siguientes compuestos: (a) (b) (c) (d) (a) 56,107 uma; (b) 54,091 uma; (c) 199,9976 uma; (d) 97,9950 uma ¿Qué molécula tiene una masa molecular de 28,05 u? (a) (b) (c) Escriba una frase que describa cómo determinar el número de moles de un compuesto en una masa conocida del mismo utilizando su fórmula molecular. Utilice la fórmula molecular para hallar la masa molar; para obtener el número de moles, divida la masa del compuesto entre la masa molar del compuesto expresada en gramos. Compare 1 mol de H 2 , 1 mol de O 2 , y 1 mol de F 2 . (a) ¿Cuál tiene el mayor número de moléculas? Explique por qué. (b) ¿Cuál tiene la mayor masa? Explique por qué. ¿Cuál contiene la mayor masa de oxígeno: ¿0,75 mol de etanol (C 2 H 5 OH), 0,60 mol de ácido fórmico (HCO 2 H), o 1,0 mol de agua (H 2 O)? Explique por qué. Ácido fórmico. Su fórmula tiene el doble de átomos de oxígeno que los otros dos compuestos (uno cada uno). Por lo tanto, 0,60 mol de ácido fórmico equivaldría a 1,20 mol de un compuesto que contiene un solo átomo de oxígeno. ¿Cuál contiene el mayor número de moles de átomos de oxígeno: ¿1 mol de etanol (C 2 H 5 OH), 1 mol de ácido fórmico (HCO 2 H), o 1 mol de agua (H 2 O)? Explique por qué. ¿En qué se parecen y en qué se diferencian la masa molecular y la masa molar de un compuesto? Las dos masas tienen el mismo valor numérico, pero las unidades son diferentes: La masa molecular es la masa de 1 molécula mientras que la masa molar es la masa de 6,022 × 10 23 moléculas. Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes compuestos: (a) fluoruro de hidrógeno, HF (b) amoníaco, NH 3 (c) ácido nítrico, HNO 3 (d) sulfato de plata, Ag 2 SO 4 (e) ácido bórico, B(OH) 3 Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos: (a) S 8 (b) C 5 H 12 (c) Sc 2 (SO 4 ) 3 (d) CH 3 COCH 3 (acetona) (e) C 6 H 12 O 6 (glucosa) (a) 256,48 g/mol; (b) 72,150 g mol -1 ; (c) 378,103 g mol -1 ; (d) 58,080 g mol -1 ; (e) 180,158 g mol -1 Calcule la fórmula de masa empírica o molecular y la masa molar de cada uno de los siguientes minerales: (a) piedra caliza, CaCO 3 (b) halita, NaCl (c) berilo, Be 3 Al 2 Si 6 O 18 (d) malaquita, Cu 2 (OH) 2 CO 3 (e) turquesa, CuAl 6 (PO 4 ) 4 (OH) 8 (H 2 O) 4 Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos: (a) el anestésico halotano, C 2 HBrClF 3 (b) el herbicida paraquat, C 12 H 14 N 2 Cl 2 (c) cafeína, C 8 H 10 N 4 O 2 (d) urea, CO(NH 2 ) 2 (e) un jabón típico, C 17 H 35 CO 2 Na (a) 197,382 g mol -1 ; (b) 257,163 g mol -1 ; (c) 194,193 g mol -1 ; (d) 60,056 g mol -1 ; (e) 306,464 g mol -1 Determine el número de moles del compuesto y el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes: (a) 25,0 g de propileno, C 3 H 6 (b) 3,06 × 10 -3 g del aminoácido glicina, C 2 H 5 NO 2 (c) 25 libras del herbicida Treflan, C 13 H 16 N 2 O 4 F (1 libra = 454 g) (d) 0,125 kg del insecticida Paris Green, Cu 4 (AsO 3 ) 2 (CH 3 CO 2 ) 2 (e) 325 mg de aspirina, C 6 H 4 (CO 2 H)(CO 2 CH 3 ) Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos: (a) 0,0146 mol de KOH (b) 10,2 mol de etano, C 2 H 6 (c) 1,6 × 10 -3 mol de Na 2 SO 4 (d) 6,854 × 10 3 mol de glucosa, C 6 H 12 O 6 (e) 2,86 mol de Co(NH 3 ) 6 Cl 3 (a) 0,819 g; (b) 307 g; (c) 0,23 g; (d) 1235 × 10 6 g (1235 kg); (e) 765 g Determine el número de moles del compuesto y determine el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes: (a) 2,12 g de bromuro de potasio, KBr (b) 0,1488 g de ácido fosfórico, H 3 PO 4 (c) 23 kg de carbonato de calcio, CaCO 3 (d) 78,452 g de sulfato de aluminio, Al 2 (SO 4 ) 3 (e) 0,1250 mg de cafeína, C 8 H 10 N 4 O 2 Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos: (a) 2,345 mol de LiCl (b) 0,0872 mol de acetileno, C 2 H 2 (c) 3,3 × 10 -2 mol de Na 2 CO 3 (d) 1,23 × 10 3 mol de fructosa, C 6 H 12 O 6 (e) 0,5758 mol de FeSO 4 (H 2 O) 7 (a) 99,41 g; (b) 2,27 g; (c) 3,5 g; (d) 222 kg; (e) 160,1 g Los requisitos nutricionales mínimos diarios aproximados del aminoácido leucina, C 6 H 13 NO 2 , son de 1,1 g. ¿Cuánto es este requisito en moles? Determine la masa en gramos de cada uno de los siguientes elementos: (a) 0,600 mol de átomos de oxígeno (b) 0,600 mol de moléculas de oxígeno, O 2 (c) 0,600 mol de moléculas de ozono, O 3 (a) 9,60 g; (b) 19,2 g; (c) 28,8 g Una mujer de 55 kg tiene 7,5 × 10 -3 mol de hemoglobina (masa molar = 64.456 g/mol) en su sangre. ¿Cuántas moléculas de hemoglobina son? ¿Cuánto es esta cantidad en gramos? Determine el número de átomos y la masa de zirconio, silicio y oxígeno que se encuentran en 0,3384 mol de zircón, ZrSiO 4 , una piedra semipreciosa. zirconio: 2,038 × 10 23 átomos; 30,87 g; silicio: 2,038 × 10 23 átomos; 9504 g; oxígeno: 8,151 × 10 23 átomos; 21,66 g Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de hidrógeno: 1 mol de CH 4 , 0,6 mol de C 6 H 6 , o 0,4 mol de C 3 H 8 . Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de aluminio: 122 g de AlPO 4 , 266 g de Al 2 Cl 6 , o 225 g de Al 2 S 3 . AlPO 4 : 1,000 mol, o 26,98 g de Al; Al 2 Cl 6 : 1,994 mol, o 53,74 g de Al; Al 2 S 3 : 3,00 mol, o 80,94 g de Al; la muestra de Al 2 S 3 contiene, por lo tanto, la mayor masa de Al. El diamante es una forma de carbono elemental. Un anillo de compromiso contiene un diamante de 1,25 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos hay en el diamante? El diamante Cullinan fue el mayor diamante natural jamás encontrado (25 de enero de 1905). Pesaba 3.104 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos de carbono había en la piedra? 3,113 × 10 25 átomos de C Una ración de 55 gramos de un determinado cereal aporta 270 mg de sodio, el 11 % de la cantidad diaria recomendada. ¿Cuántos moles y átomos de sodio hay en la cantidad diaria recomendada? Un determinado cereal crujiente de nueces contiene 11,0 gramos de azúcar (sacarosa, C 12 H 22 O 11 ) por una ración de 60,0 gramos. ¿Cuántas raciones de este cereal hay que comer para consumir 0,0278 moles de azúcar? 0,865 raciones, es decir, aproximadamente 1 porción. Un tubo de pasta de dientes contiene 0,76 g de monofluorofosfato de sodio (Na 2 PO 3 F) en 100 mL. (a) ¿Qué masa de átomos de flúor en mg estaba presente? (b) ¿Cuántos átomos de flúor había? ¿Cuál de las siguientes opciones representa el menor número de moléculas? (a) 20,0 g de H 2 O (18,02 g/mol) (b) 77,0 g de CH 4 (16,06 g/mol) (c) 68,0 g de C 3 H 6 (42,08 g/mol) (d) 100,0 g de N 2 O (44,02 g/mol) (e) 84,0 g de HF (20,01 g/mol) 20,0 g de H 2 O representa el menor número de moléculas ya que tiene el menor número de moles. Número de Avogadro ( N A ) valor determinado experimentalmente del número de entidades que componen 1 mol de sustancia, igual a 6,022 × 10 23 mol -1 fórmula de masa suma de las masas medias de todos los átomos representados en una fórmula química; para los compuestos covalentes, es también la masa molecular masa molar masa en gramos de 1 mol de una sustancia mol cantidad de sustancia que contiene el mismo número de átomos, moléculas, iones u otras entidades que el número de átomos en exactamente 12 gramos de 12 C

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Determinación de fórmulas empíricas y moleculares En el apartado anterior se ha tratado la relación entre la masa aparente de una sustancia y el número de átomos o moléculas que contiene (moles). Dada la fórmula química de la sustancia, se puede determinar su cantidad (moles) a partir de su masa, y viceversa. Pero ¿qué ocurre si se desconoce la fórmula química de una sustancia? En esta sección, estos mismos principios se aplicarán para derivar las fórmulas químicas de sustancias desconocidas a partir de mediciones experimentales de masa. Composición porcentual La composición elemental de un compuesto define su identidad química y las fórmulas químicas son la forma más sucinta de representar esta composición elemental. Cuando se desconoce la fórmula de un compuesto, la medición de la masa de cada uno de sus elementos constitutivos suele ser el primer paso en el proceso de determinación experimental de la fórmula. Los resultados de estas mediciones permiten calcular la composición porcentual del compuesto, definida como el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, consideremos un compuesto gaseoso formado únicamente por carbono e hidrógeno. La composición porcentual de este compuesto podría representarse como sigue: % de H = masa de H masa del compuesto × 100 % % de C = masa de C masa del compuesto × 100 % Si el análisis de una muestra de 10,0 g de este gas muestra que contiene 2,5 g de H y 7,5 g de C, la composición porcentual se calcularía en un 25 % de H y un 75 % de C: % de H = 2,5 g de H 10,0 g del compuesto × 100 % = 25 % % de C = 7,5 g de C 10,0 g del compuesto × 100 % = 75 % Calcular la composición porcentual El análisis de una muestra de 12,04 g de un compuesto líquido formado por carbono, hidrógeno y nitrógeno mostró que contiene 7,34 g de C, 1,85 g de H y 2,85 g de N. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto? Solución Para calcular la composición porcentual, hay que dividir la masa de cada elemento obtenida experimentalmente entre la masa total del compuesto y, a continuación, convertirla en un porcentaje: % de C = 7,34 g de C 12,04 g del compuesto × 100 % = 61,0 % % de H = 1,85 g de H 12,04 g del compuesto × 100 % = 15,4 % % de N = 2,85 g de N 12,04 g del compuesto × 100 % = 23,7 % Los resultados del análisis indican que el compuesto tiene un 61,0 % de C, un 15,4 % de H y un 23,7 % de N en masa. Compruebe lo aprendido Se determina que una muestra de 24,81 g de un compuesto gaseoso que solo contiene carbono, oxígeno y cloro contiene 3,01 g de C, 4,00 g de O y 17,81 g de Cl. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto? Respuesta: 12,1 % de C, 16,1 % de O, 71,79 % de Cl Determinar la composición porcentual a partir de fórmulas moleculares o empíricas La composición porcentual también es útil para evaluar la abundancia relativa de un elemento determinado en diferentes compuestos de fórmulas conocidas. Como ejemplo, consideremos los fertilizantes comunes que contienen nitrógeno: amoníaco (NH 3 ), nitrato de amonio (NH 4 NO 3 ) y urea (CH 4 N 2 O). El elemento nitrógeno es el ingrediente activo para fines agrícolas, por lo que el porcentaje de masa de nitrógeno en el compuesto es una preocupación práctica y económica para los consumidores que eligen entre estos fertilizantes. Para este tipo de aplicaciones, la composición porcentual de un compuesto se obtiene fácilmente a partir de su fórmula de masa y de las masas atómicas de sus elementos constitutivos. Una molécula de NH 3 contiene un átomo de N que pesa 14,01 u y tres átomos de H que pesan un total de (3 × 1,008 u) = 3,024 u. La fórmula de masa del amoníaco es, por tanto, (14,01 u + 3,024 u) = 17,03 u, y su composición porcentual es: % N = 14,01 u de N 17,03 u de NH 3 × 100 % = 82,27 % % de H = 3,024 u de H 17,03 u de NH 3 × 100 % = 17,76 % Este mismo enfoque puede adoptarse considerando un par de moléculas, una docena de moléculas o un mol de moléculas, etc. Esta última cantidad es la más conveniente y simplemente implicaría el uso de masas molares en lugar de fórmulas de masa y atómicas, como se ha demostrado en el . Siempre que se conozca la fórmula molecular o empírica del compuesto en cuestión, la composición porcentual puede derivarse de las masas atómicas o molares de los elementos del compuesto. Determinar la composición porcentual a partir de una fórmula molecular La aspirina es un compuesto con la fórmula molecular C 9 H 8 O 4 . ¿Cuál es su composición porcentual? Solución Para calcular la composición porcentual, se necesitan las masas de C, H y O en una masa conocida de C 9 H 8 O 4 . Es conveniente considerar 1 mol de C 9 H 8 O 4 y utilizar su masa molar (180,159 g/mol, determinada a partir de la fórmula química) para calcular los porcentajes de cada uno de sus elementos: % de C = 9 mol de C × masa molar de C masa molar de C 9 H 8 O 4 × 100 = 9 × 12,01 g/mol 180,159 g/mol × 100 = 108,09 g/mol 180,159 g/mol × 100 % C = 60,00 % C % de H = 8 mol de H × masa molar de H masa molar de C 9 H 8 O 4 × 100 = 8 × 1,008 g/mol 180,159 g/mol × 100 = 8,064 g/mol 180,159 g/mol × 100 % H = 4,476 % H % O = 4 mol de O × masa molar de O masa molar de C 9 H 8 O 4 × 100 = 4 × 16,00 g/mol 180,159 g/mol × 100 = 64,00 g/mol 180,159 g/mol × 100 % O = 35,52 % Tenga en cuenta que la suma de estos porcentajes es igual al 100,00 % cuando se redondea adecuadamente. Compruebe lo aprendido Con tres dígitos significativos, ¿cuál es el porcentaje en masa del hierro en el compuesto Fe 2 O 3 ? Respuesta: 69,9 % de Fe Determinación de fórmulas empíricas Como se ha mencionado anteriormente, el enfoque más común para determinar la fórmula química de un compuesto es medir primero las masas de sus elementos constitutivos. Sin embargo, hay que tener en cuenta que las fórmulas químicas representan los números relativos, no las masas, de los átomos de la sustancia. Por lo tanto, cualquier dato derivado experimentalmente que involucre la masa debe ser utilizado para derivar los números correspondientes de átomos en el compuesto. Esto se consigue utilizando las masas molares para convertir la masa de cada elemento en un número de moles. Estas cantidades molares se utilizan para calcular las relaciones de números enteros que pueden utilizarse para obtener la fórmula empírica de la sustancia. Considere una muestra de compuesto que contiene 1,71 g de C y 0,287 g de H. Los números correspondientes de átomos (en moles) son: 1,71 g de C × 1 mol de C 12,01 g de C = 0,142 mol de C 0,287 g de H × 1 mol de H 1,008 g de H = 0,284 mol de H Por lo tanto, este compuesto puede estar representado por la fórmula C 0,142 H 0,284 . Por convención, las fórmulas contienen subíndices de números enteros, lo que puede lograrse dividiendo cada subíndice por el subíndice menor: C 0,142 0,142 H 0,284 0,142 o CH 2 (Recordemos que los subíndices de "1" no se escriben, sino que se suponen si no hay ningún otro número) La fórmula empírica de este compuesto es, pues, CH 2 . Esta puede ser o no la fórmula molecular del compuesto; sin embargo, se necesita información adicional para hacer esa determinación (como se trata más adelante en esta sección). Consideremos como otro ejemplo una muestra de compuesto que se ha determinado que contiene 5,31 g de Cl y 8,40 g de O. Siguiendo el mismo enfoque se obtiene una fórmula empírica tentativa de: Cl 0,150 O 0,525 = Cl 0,150 0,150 O 0,525 0,150 = ClO 3,5 En este caso, al dividir por el subíndice más pequeño todavía nos queda un subíndice decimal en la fórmula empírica. Para convertir esto en un número entero, multiplique cada uno de los subíndices por dos, conservando la misma proporción de átomos y dando como resultado Cl 2 O 7 como fórmula empírica final. En resumen, las fórmulas empíricas se derivan de las masas de los elementos que se miden experimentalmente al: Derivar el número de moles de cada elemento a partir de su masa. Dividir la cantidad molar de cada elemento entre la cantidad molar más pequeña para obtener los subíndices de una fórmula empírica tentativa. Multiplicar todos los coeficientes por un número entero, si es necesario, para garantizar que se obtiene la menor relación de números enteros de los subíndices. En la se describe este procedimiento en forma de diagrama de flujo para una sustancia que contiene los elementos A y X. La fórmula empírica de un compuesto puede derivarse de las masas de todos los elementos de la muestra. Determinación de la fórmula empírica de un compuesto a partir de las masas de sus elementos Una muestra del mineral negro hematita ( ), un óxido de hierro que se encuentra en muchos minerales de hierro, contiene 34,97 g de hierro y 15,03 g de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de la hematita? La hematita es un óxido de hierro que se utiliza en joyería (créditos: Mauro Cateb). Solución Este problema proporciona la masa en gramos de cada elemento. Empieza por encontrar los moles de cada uno: 34,97 g de Fe ( mol de Fe 55,85 g ) = 0,6261 mol de Fe 15,03 g de O ( mol de O 16,00 g ) = 0,9394 mol de O Luego, obtenga la relación molar entre el hierro y el oxígeno dividiendo entre el número menor de moles: 0,6261 0,6261 = 1,000 mol de Fe 0,9394 0,6261 = 1,500 mol de O La proporción es de 1.000 mol de hierro por 1.500 mol de oxígeno (Fe 1 O 1,5 ). Por último, multiplique la relación por dos para obtener el menor número entero posible de subíndices, manteniendo la relación correcta entre el hierro y el oxígeno: 2 ( Fe 1 O 1,5 ) = Fe 2 O 3 La fórmula empírica es Fe 2 O 3 . Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto si una muestra contiene 0,130 g de nitrógeno y 0,370 g de oxígeno? Respuesta: N 2 O 5 Para ver otros ejemplos trabajados que ilustran la derivación de fórmulas empíricas, vea este breve video . Derivar fórmulas empíricas a partir de la composición porcentual Por último, con respecto a la derivación de fórmulas empíricas, considere los casos en los que se dispone de la composición porcentual de un compuesto en lugar de las masas absolutas de los elementos que lo componen. En estos casos, la composición porcentual puede utilizarse para calcular las masas de los elementos presentes en cualquier masa conveniente del compuesto; estas masas pueden utilizarse entonces para derivar la fórmula empírica de la manera habitual. Determinar una fórmula empírica a partir de la composición porcentual La fermentación bacteriana del grano para producir etanol forma un gas con una composición porcentual de 27,29 % de C y 72,71 % de O ( ). ¿Cuál es la fórmula empírica de este gas? El óxido de carbono se extrae de estos depósitos de fermentación a través de los grandes tubos de cobre de la parte superior (créditos: "Dual Freq"/Wikimedia Commons). Solución Como la escala de porcentajes es 100, lo más conveniente es calcular la masa de elementos presentes en una muestra que pesa 100 g. El cálculo es "más conveniente" porque, según la definición de composición porcentual, la masa de un elemento dado en gramos es numéricamente equivalente al porcentaje de masa del elemento. Esta equivalencia numérica resulta de la definición de la unidad "porcentaje", cuyo nombre deriva de la frase latina per centum que significa "por cien". Teniendo en cuenta esta definición, es más conveniente expresar los porcentajes de masa como fracciones: 27,29 % C = 27,29 g de C 100 g del compuesto 72,71 % O = 72,71 g de O 100 g del compuesto Las cantidades molares de carbono y oxígeno en una muestra de 100 g se calculan dividiendo la masa de cada elemento entre su masa molar: 27,29 g de C ( mol de C 12,01 g ) = 2,272 mol de C 72,71 g de O ( mol de O 16,00 g ) = 4,544 mol de O Los coeficientes de la fórmula empírica tentativa se obtienen dividiendo cada cantidad molar por la menor de las dos: 2,272 mol de C 2,272 = 1 4,544 mol de O 2,272 = 2 Como la proporción resultante es de un átomo de carbono por dos de oxígeno, la fórmula empírica es CO 2 . Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 40,0 % de C, 6,71 % de H y 53,28 % de O? Respuesta: CH 2 O Calcular fórmulas moleculares Recordemos que las fórmulas empíricas son símbolos que representan los números relativos de los elementos de un compuesto. Para determinar el número absoluto de átomos que componen una única molécula de un compuesto covalente es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa molar. Estas magnitudes pueden determinarse experimentalmente mediante diversas técnicas de medición. La masa molecular, por ejemplo, suele obtenerse a partir del espectro de masas del compuesto (vea el análisis de esta técnica en el capítulo anterior sobre átomos y moléculas). La masa molar puede medirse mediante una serie de métodos experimentales, muchos de los cuales se presentarán en capítulos posteriores de este texto. Las fórmulas moleculares se obtienen comparando la masa molecular o molar del compuesto con su masa de fórmula empírica . Como su nombre indica, una masa de fórmula empírica es la suma de las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en una fórmula empírica. Si se conoce la masa molecular (o molar) de la sustancia, puede dividirse por la masa de fórmula empírica para obtener el número de unidades de fórmula empírica por molécula( n ): masa molecular o molar ( u o g mol ) masa de fórmula empírica ( u o g mol ) = n unidades/moléculas de fórmula La fórmula molecular se obtiene entonces multiplicando cada subíndice de la fórmula empírica por n , como muestra la fórmula empírica genérica A x B y : ( A x B y ) n = A nx B ny Por ejemplo, consideremos un compuesto covalente cuya fórmula empírica se determina como CH 2 O. La masa de fórmula empírica de este compuesto es de aproximadamente 30 u (la suma de 12 u para un átomo de C, 2 u para dos átomos de H y 16 u para un átomo de O). Si se determina que la masa molecular del compuesto es de 180 u, esto indica que las moléculas de este compuesto contienen seis veces el número de átomos representados en la fórmula empírica: 180 u/molécula 30 u de unidad de fórmula = 6 unidades/moléculas de fórmula Las moléculas de este compuesto se representan entonces con fórmulas moleculares cuyos subíndices son seis veces mayores que los de la fórmula empírica: (CH 2 O) 6 = C 6 H 12 O 6 Observe que este mismo enfoque puede utilizarse cuando se emplea la masa molar (g/mol) en lugar de la masa molecular (u). En este caso, se considera un mol de unidades y moléculas de fórmula empírica, a diferencia de las unidades y moléculas individuales. Determinar la fórmula molecular de la nicotina La nicotina, un alcaloide de la familia de las solanáceas que es el principal responsable de la naturaleza adictiva de los cigarrillos, contiene un 74,02 % de C, un 8,710 % de H y un 17,27 % de N. Si 40,57 g de nicotina contienen 0,2500 mol de nicotina, ¿cuál es la fórmula molecular? Solución La determinación de la fórmula molecular a partir de los datos proporcionados requerirá la comparación de la masa de la fórmula empírica del compuesto con su masa molar. Como primer paso, utilice la composición porcentual para obtener la fórmula empírica del compuesto. Suponiendo que sea conveniente, una muestra de 100 g de nicotina produce las siguientes cantidades molares de sus elementos: ( 74,02 g de C ) ( 1 mol de C 12,01 g de C ) = 6,163 mol de C ( 8,710 g de H ) ( 1 mol de H 1,01 g de H ) = 8,624 mol de H ( 17,27 g de N ) ( 1 mol de N 14,01 g de N ) = 1,233 mol de N A continuación, calcule las proporciones molares de estos elementos en relación con el elemento menos abundante, el N. 6,163 mol C / 1,233 mol N = 5 8,264 mol H / 1,233 mol N = 7 1,233 mol N / 1,233 mol N = 1 1,233 1,233 = 1,000 mol de N 6,163 1,233 = 4,998 mol de C 8,624 1,233 = 6,994 mol de H Las proporciones molares de C a N y de H a N se aproximan adecuadamente a los números enteros, por lo que la fórmula empírica es C 5 H 7 N. La masa de fórmula empírica para este compuesto es, por lo tanto, de 81,13 u/unidad de fórmula, o de 81,13 g/mol de unidad de fórmula. Calcule la masa molar de la nicotina a partir de la masa y la cantidad molar del compuesto dadas: 40,57 g de nicotina 0,2500 mol de nicotina = 162,3 g mol La comparación de la masa molar y la masa de fórmula empírica indica que cada molécula de nicotina contiene dos unidades de fórmula: 162,3 g/mol 81,13 g de unidad de fórmula = 2 unidades/moléculas de fórmula Por último, obtenga la fórmula molecular de la nicotina a partir de la fórmula empírica multiplicando cada subíndice por dos: (C 5 H 7 N) 2 = C 10 H 14 N 2 Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto con una composición porcentual de 49,47 % de C, 5,201 % de H, 28,84 % de N y 16,48 % de O, y una masa molecular de 194,2 u? Respuesta: C 8 H 10 N 4 O 2 Conceptos clave y resumen La identidad química de una sustancia se define por los tipos y números relativos de átomos que componen sus entidades fundamentales (moléculas en el caso de los compuestos covalentes, iones en el caso de los compuestos iónicos). La composición porcentual de un compuesto proporciona el porcentaje de masa de cada elemento en el compuesto, y a menudo se determina experimentalmente y se utiliza para derivar la fórmula empírica del compuesto. La masa de la fórmula empírica de un compuesto covalente puede compararse con la masa molecular o molar del compuesto para obtener una fórmula molecular. ¿Qué información se necesita para determinar la fórmula molecular de un compuesto a partir de la fórmula empírica? Calcule lo siguiente con cuatro cifras significativas: (a) la composición porcentual del amoníaco, NH 3 (b) la composición porcentual de la solución de fijador fotográfico ("hipo"), Na 2 S 2 O 3 (c) el porcentaje de ion calcio en Ca 3 (PO 4 ) 2 (a) % de N = 82,24%, % de H = 17,76 %; (b) % de Na = 29,08 %, % de S = 40,56 %, % de O = 30,36 %; (c) % de Ca 2+ = 38,76 % Determine lo siguiente con cuatro cifras significativas: (a) la composición porcentual del ácido hidrazoico, HN 3 (b) la composición porcentual del TNT, C 6 H 2 (CH 3 )(NO 2 ) 3 (c) el porcentaje de SO 4 2- en Al 2 (SO 4 ) 3 Determine el porcentaje de amoníaco, NH 3 , en Co(NH 3 ) 6 Cl 3 , con tres cifras significativas. % de NH 3 = 38,2 % Determine el porcentaje de agua en CuSO 4 ∙5H 2 O con tres cifras significativas. Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones porcentuales: (a) 15,8 % de carbono y 84,2 % de azufre (b) 40,0 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % de oxígeno (a) CS 2 ; (b) CH 2 O Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones porcentuales: (a) 43,6 % de fósforo y 56,4 % de oxígeno (b) 28,7 % de K, 1,5 % de H, 22,8 % de P y 47,0 % de O Un compuesto de carbono e hidrógeno contiene un 92,3 % de C y tiene una masa molar de 78,1 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular? C 6 H 6 El dicloroetano, un compuesto que suele utilizarse para la limpieza en seco, contiene carbono, hidrógeno y cloro. Tiene una masa molar de 99 g/mol. El análisis de una muestra indica que contiene un 24,3 % de carbono y un 4,1 % de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula molecular? Determine la fórmula empírica y molecular del amianto crisotilo. El crisotilo tiene la siguiente composición porcentual: 28,03 % de Mg, 21,60 % de Si, 1,16 % de H y 49,21 % de O. La masa molar del crisotilo es de 520,8 g/mol. Mg 3 Si 2 H 3 O 8 (fórmula empírica), Mg 6 Si 4 H 6 O 16 (fórmula molecular) Los polímeros son grandes moléculas compuestas por unidades simples que se repiten muchas veces. Por ello, suelen tener fórmulas empíricas relativamente sencillas. Calcule las fórmulas empíricas de los siguientes polímeros: (a) Lucita (plexiglás); 59,9 % de C, 8,06 % de H, 32,0 % de O (b) Saran; 24,8 % de C, 2,0 % de H, 73,1 % de Cl (c) polietileno; 86 % de C, 14 % de H (d) poliestireno; 92,3 % de C, 7,7 % de H (e) Orlon; 67,9 % de C, 5,70 % de H, 26,4 % de N Un importante fabricante de tintes textiles ha desarrollado un nuevo tinte amarillo. El colorante tiene una composición porcentual de 75,95 % de C, 17,72 % de N y 6,33 % de H en masa con una masa molar de aproximadamente 240 g/mol. Determine la fórmula molecular del colorante. C 15 H 15 N 3 Ecuaciones clave % de X = masa de X masa del compuesto × 100 % % de X = masa de X masa del compuesto × 100 % masa molecular o molar ( u o g mol ) masa de fórmula empírica ( u o g mol ) = n unidades/moléculas de fórmula (A x B y ) n = A nx B ny masa de fórmula empírica suma de las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en una fórmula empírica composición porcentual porcentaje en masa de los distintos elementos en un compuesto

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