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Timestamp: 2018-07-22 15:17:37+00:00

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Principios de Química. Séptima edición. Steven S. Zumdahl & Donald J. De Coste by Cengage Learning Editores - Issuu
Principios de química Séptima edición
ZUMDAHL t DECOSTE
Principios de química Steven S. Zumdahl Universidad de Illinois
Donald J. DeCoste Universidad de Illinois
Traducción Ing. Jorge Hernández Lanto
Revisión técnica Maestra en Ciencias María Aurora Lanto Arriola Profesora titular Departamento de Química Inorgánica Escuela Nacional de Ciencias Biológicas Instituto Politécnico Nacional
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Principios de química Séptima edición Steven S. Zumdahl y Donald J. DeCoste Presidente de Cengage Learning Latinoamérica Fernando Valenzuela Migoya Director editorial, de producción y de plataformas digitales para Latinoamérica Ricardo H. Rodríguez Gerente de procesos para Latinoamérica Claudia Islas Licona Gerente de manufactura para Latinoamérica Raúl D. Zendejas Espejel Gerente editorial de contenidos en español Pilar Hernández Santamarina Coordinador de manufactura Rafael Pérez González Editores Sergio R. Cervantes González Gloria Luz Olguín Sarmiento Imagen de la portada © Nexus7/Dreamstime Composición tipográﬁca Baktun 13 Comunicación Luis Ángel Arroyo Hernández Gerardo Larios García Beatriz Mota Ramírez
© D.R. 2012 por Cengage Learning Editores, S.A. de C.V., una Compañía de Cengage Learning, Inc. Corporativo Santa Fe Av. Santa Fe núm. 505, piso 12 Col. Cruz Manca, Santa Fe C.P. 05349, México, D.F. Cengage Learning® es una marca registrada usada bajo permiso. DERECHOS RESERVADOS. Ninguna parte de este trabajo amparado por la Ley Federal del Derecho de Autor, podrá ser reproducida, transmitida, almacenada o utilizada en cualquier forma o por cualquier medio, ya sea gráﬁco, electrónico o mecánico, incluyendo, pero sin limitarse a lo siguiente: fotocopiado, reproducción, escaneo, digitalización, grabación en audio, distribución en Internet, distribución en redes de información o almacenamiento y recopilación en sistemas de información a excepción de lo permitido en el Capítulo III, Artículo 27 de la Ley Federal del Derecho de Autor, sin el consentimiento por escrito de la Editorial. Traducido del libro Introductory Chemistry. A Foundation. Seventh Edition. Steven S. Zumdahl y Donald J. DeCoste Publicado en inglés por Brooks/Cole, una compañía de Cengage Learning ©2011 ISBN: 978-1-4390-4940-2 Datos para catalogación bibliográﬁca: Zumdahl, Steven S. y Donald J. DeCoste Principios de química. Séptima edición ISBN 13: 978-607-481-808-6 Visite nuestro sitio en: http://latinoamerica.cengage.com
CONTENIDO Prefacio xiv
1 Química: introducción 1.1 Química: introducción
QUÍMICA EN ENFOQUE Doctora Ruth: heroína del algodón
1.3 Resolución de problemas utilizando un método cientíﬁco QUÍMICA EN ENFOQUE Un problema misterioso
1.4 El método cientíﬁco
1.5 Aprendizaje de la química
QUÍMICA EN ENFOQUE Química: un componente importante
2 Mediciones y cálculos 2.1 Notación cientíﬁca 2.2 Unidades
QUÍMICA EN ENFOQUE ¡Unidades críticas!
2.3 Mediciones de longitud, volumen y masa
QUÍMICA EN ENFOQUE Medición: pasado, presente y futuro
2.4 Incertidumbre en las mediciones 2.5 Cifras signiﬁcativas
2.6 Resolución de problemas y análisis dimensional
2.7 Conversiones de temperatura: método para la resolución de problemas 34 QUÍMICA EN ENFOQUE Termómetros diminutos
3 Materia 3.1 Materia
3.2 Propiedades y cambios físicos y químicos 3.3 Elementos y compuestos
3.4 Mezclas y sustancias puras
QUÍMICA EN ENFOQUE Concreto: un material antiguo hecho actualmente con alta tecnología 63
3.5 Separación de mezclas Repaso del capítulo
Repaso acumulativo para los capítulos 1-3
4 Fundamentos químicos: elementos, átomos y iones 4.1 Los elementos
4.2 Símbolos para los elementos
QUÍMICA EN ENFOQUE Elementos traza: pequeños pero cruciales
4.3 Teoría atómica de Dalton
QUÍMICA EN ENFOQUE No es cosa de risa
4.4 Fórmulas de los compuestos 4.5 Estructura del átomo
4.6 Introducción al concepto moderno de la estructura atómica 4.7 Isótopos
QUÍMICA EN ENFOQUE ¿“En cuál cabello” vive? QUÍMICA EN ENFOQUE Historias de isótopos
4.8 Introducción a la tabla periódica
QUÍMICA EN ENFOQUE Ponerle el alto al arsénico
4.9 Estados naturales de los elementos 4.10 Iones
4.11 Compuestos que contienen iones Repaso del capítulo
5.1 Nomenclatura de compuestos
QUÍMICA EN ENFOQUE Azúcar de plomo
5.2 Nomenclatura de compuestos binarios que contienen un metal y un no metal (tipos I y II) 116 5.3 Nomenclatura de compuestos binarios que sólo contienen no metales (tipo III) 124 5.4 Nomenclatura de compuestos binarios: repaso
QUÍMICA EN ENFOQUE Química a través de la ﬁlatelia
5.5 Nomenclatura de compuestos que contienen iones poliatómicos 5.6 Nomenclatura de ácidos
5.7 Escritura de las fórmulas a partir de los nombres Repaso del capítulo
Repaso acumulativo para los capítulos 4-5
6 Reacciones químicas: introducción
6.1 Evidencia de una reacción química 6.2 Ecuaciones químicas
6.3 Balanceo de ecuaciones químicas
Contenido QUÍMICA EN ENFOQUE El escarabajo que dispara en línea recta
7 Reacciones en disoluciones acuosas 7.1 Predicción de si ocurrirá una reacción
7.2 Reacciones en las que se forma un sólido
7.3 Descripción de las reacciones en disoluciones acuosas 7.4 Reacciones que forman agua: ácidos y bases
7.5 Reacciones de metales con no metales (oxidación-reducción) 7.6 Formas de clasiﬁcar las reacciones
QUÍMICA EN ENFOQUE Reacciones de oxidación-reducción.
7.7 Otras formas de clasiﬁcar las reacciones Repaso del capítulo
Repaso acumulativo para los capítulos 6-7
8 Composición química 8.1 Conteo por peso
QUÍMICA EN ENFOQUE ¡Plástico que habla y escucha!
8.2 Masas atómicas: conteo de átomos por peso 8.3 El mol
8.4 Aprendiendo a resolver problemas 8.5 Masa molar
8.6 Composición porcentual de los compuestos 8.7 Fórmulas de los compuestos
8.8 Cálculo de las fórmulas empíricas
8.9 Cálculo de las fórmulas moleculares Repaso del capítulo
9.1 Información proporcionada por las ecuaciones químicas 9.2 Relaciones mol-mol 9.3 Cálculo de las masas
QUÍMICA EN ENFOQUE Automóviles del futuro
9.4 Concepto del reactivo limitante
9.5 Cálculos que involucran un reactivo limitante 9.6 Rendimiento porcentual Repaso del capítulo
Repaso acumulativo para los capítulos 8-9
10.1 Naturaleza de la energía 10.2 Temperatura y calor
10.3 Procesos exotérmicos y endotérmicos 10.4 Termodinámica
10.5 Medición de los cambios de energía
QUÍMICA EN ENFOQUE Café: caliente y rápido (con cal)
QUÍMICA EN ENFOQUE La naturaleza tiene plantas calientes
QUÍMICA EN ENFOQUE Caminar sobre fuego: ¿magia o ciencia?
10.6 Termoquímica (entalpía)
QUÍMICA EN ENFOQUE Metano: una importante fuente de energía
10.7 Ley de Hess
10.8 Calidad contra cantidad de energía 10.9 La energía y nuestro mundo
QUÍMICA EN ENFOQUE Ver la luz
10.10 La energía como fuerza conductora Repaso del capítulo
11 Teoría atómica moderna 11.1 El átomo de Rutherford
11.2 Radiación electromagnética
QUÍMICA EN ENFOQUE La luz como atrayente sexual QUÍMICA EN ENFOQUE Efectos atmosféricos
11.3 Emisión de energía de los átomos 11.4 Niveles de energía del hidrógeno 11.5 Modelo de Bohr del átomo
11.6 Modelo mecánico ondulatorio del átomo 11.7 Orbitales del hidrógeno
11.8 Modelo mecánico ondulatorio: desarrollo complementario
11.9 Arreglos electrónicos en los primeros 18 átomos de la tabla periódica QUÍMICA EN ENFOQUE Momento magnético
11.10 Conﬁguraciones electrónicas y la tabla periódica QUÍMICA EN ENFOQUE Química del bohrio
11.11 Propiedades atómicas y la tabla periódica 351
QUÍMICA EN ENFOQUE Fuegos artiﬁciales
12 Enlace químico
12.1 Tipos de enlaces químicos 12.2 Electronegatividad
12.3 Polaridad de enlace y momentos dipolares
12.4 Conﬁguraciones electrónicas estables y cargas en los iones
12.5 Enlace iónico y estructuras de los compuestos iónicos 368 12.6 Estructuras de Lewis
QUÍMICA EN ENFOQUE Abejas o no abejas
12.7 Estructuras de Lewis de moléculas con enlaces múltiples
QUÍMICA EN ENFOQUE Esconder el dióxido de carbono QUÍMICA EN ENFOQUE Brócoli: ¿alimento milagroso?
12.8 Estructura molecular
12.9 Estructura molecular: modelo RPECV 382 QUÍMICA EN ENFOQUE Sabor: es la estructura la que cuenta
12.10 Estructura molecular: moléculas con enlaces dobles QUÍMICA EN ENFOQUE Molécula minimotora
13.1 Presión
Repaso acumulativo para los capítulos 10-12
13.2 Presión y volumen: ley de Boyle
13.3 Volumen y temperatura: ley de Charles 13.4 Volumen y moles: ley de Avogadro 13.5 Ley de los gases ideales
QUÍMICA EN ENFOQUE ¡Los bocadillos también necesitan química!
13.6 Ley de Dalton de las presiones parciales
13.7 Leyes y modelos: repaso 429 13.8 Teoría cinética molecular de los gases
13.9 Las implicaciones de la teoría cinética molecular 13.10 Estequiometría de los gases Repaso del capítulo
14 Líquidos y sólidos
14.1 El agua y sus cambios de fase
14.2 Requerimientos de energía para los cambios de estado
QUÍMICA EN ENFOQUE Las ballenas necesitan cambios de estado
Contenido 14.3 Fuerzas intermoleculares
14.4 Evaporación y presión de vapor
14.5 El estado sólido: tipos de sólidos 14.6 Enlazamiento en los sólidos
QUÍMICA EN ENFOQUE Metal con memoria
15 Disoluciones 15.1 Solubilidad
QUÍMICA EN ENFOQUE Agua, agua en todas partes, pero… QUÍMICA EN ENFOQUE Química verde
15.2 Composición de las disoluciones: introducción
15.3 Composición de las disoluciones: porcentaje en masa 15.4 Composición de las disoluciones: molaridad 15.5 Dilución
15.6 Estequiometría de las reacciones en disoluciones 15.7 Reacciones de neutralización
15.8 Composición de las disoluciones: normalidad Repaso del capítulo
16.1 Ácidos y bases
Repaso acumulativo para los capítulos 13-15
QUÍMICA EN ENFOQUE Goma que espumea
16.2 Fuerza de los ácidos
QUÍMICA EN ENFOQUE Carbonatación: un truco interesante QUÍMICA EN ENFOQUE Las plantas se deﬁenden
16.3 El agua como un ácido y una base 16.4 La escala del pH
QUÍMICA EN ENFOQUE Salpullido de aviones
QUÍMICA EN ENFOQUE Variedad de indicadores ácido-base
16.5 Cálculo del pH de disoluciones de ácidos fuertes 16.6 Disoluciones reguladoras Repaso del capítulo
17.1 Cómo ocurren las reacciones químicas
17.2 Condiciones que afectan las velocidades de reacción QUÍMICA EN ENFOQUE Protección del ozono
17.3 La condición del equilibrio
17.4 Equilibrio químico: una condición dinámica 17.5 Constante de equilibrio: introducción 17.6 Equilibrios heterogéneos
17.7 Principio de Le Châtelier
17.8 Aplicaciones que involucran la constante de equilibrio 17.9 Equilibrios de solubilidades Repaso del capítulo
Repaso acumulativo para los capítulos 16-17
18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica 18.1 Reacciones de oxidación-reducción 18.2 Estados de oxidación
18.3 Reacciones de oxidación-reducción entre no metales
QUÍMICA EN ENFOQUE ¿Envejecemos por la oxidación?
18.4 Balanceo de reacciones de oxidación-reducción por el método de medias reacciones 592 18.5 Electroquímica: introducción 18.6 Baterías 18.7 Corrosión
QUÍMICA EN ENFOQUE Acero inoxidable: se pica
18.8 Electrólisis
QUÍMICA EN ENFOQUE Chimenea que funciona con agua
19 Radiactividad y energía nuclear 19.1 Decaimiento radiactivo
19.2 Transformaciones nucleares
19.3 Detección de la radiactividad y el concepto de vida media 19.4 Datación por medio de la radiactividad
QUÍMICA EN ENFOQUE Datación de diamantes
Contenido 19.5 Aplicaciones médicas de la radiactividad
QUÍMICA EN ENFOQUE La TEP, la mejor amiga del cerebro
19.6 Energía nuclear 19.7 Fisión nuclear
19.8 Reactores nucleares 19.9 Fusión nuclear
QUÍMICA EN ENFOQUE Futuro de la energía nuclear
19.10 Efectos de la radiación
QUÍMICA EN ENFOQUE Eliminación de desechos nucleares
20.1 Enlazamiento de carbono
20.3 Fórmulas estructurales e isomerismo 20.4 Nomenclatura de alcanos 20.5 Petróleo
20 Química orgánica 20.2 Alcanos
20.6 Reacciones de alcanos 20.7 Alquenos y alquinos
20.8 Hidrocarburos aromáticos 658 20.9 Nomenclatura de compuestos aromáticos
QUÍMICA EN ENFOQUE Almacenamiento en naftaleno de termitas
20.10 Grupos funcionales 20.11 Alcoholes
20.12 Propiedades y usos de los alcoholes 20.13 Aldehídos y cetonas
20.14 Nomenclatura de aldehídos y cetonas 20.15 Ácidos carboxílicos y ésteres 20.16 Polímeros
QUÍMICA EN ENFOQUE La química de la música QUÍMICA EN ENFOQUE La madre de la invención
21.1 Proteínas 691 21.2 Estructura primaria de las proteínas
21.3 Estructura secundaria de las proteínas 21.4 Estructura terciaria de las proteínas
Contenido 21.5 Funciones de las proteínas 21.6 Enzimas
QUÍMICA EN ENFOQUE Cultivo de la orina
21.7 Carbohidratos
QUÍMICA EN ENFOQUE ¿Grandes esperanzas? La química de los
21.8 Ácidos nucleicos 21.9 Lípidos
Uso de su calculadora Álgebra básica
Notación cientíﬁca (exponencial) Graﬁcación de funciones
Unidades del SI y factores de conversión
Soluciones para los ejercicios de autocomprobación A9 Respuestas para las preguntas y ejercicios pares de ﬁnal de capítulo A27 Respuestas para los ejercicios pares de los repasos acumulativos A53 Índice/ Glosario
114 Capítulo 5 Nomenclatura
5 5.1 Nomenclatura de compuestos 5.2 Nomenclatura de compuestos binarios que contienen un metal y un no metal (tipos I y II) 5.3 Nomenclatura de compuestos binarios que sólo contienen no metales (tipo III) 5.4 Nomenclatura de compuestos binarios: repaso 5.5 Nomenclatura de compuestos que contienen iones poliatómicos 5.6 Nomenclatura de ácidos 5.7 Escritura de las fórmulas a partir de los nombres
Nomenclatura Cielo nublado sobre el Gran Cañon del Colorado. (© mundoview/ Shutterstock)
5.1 Ingrese a OWL en www.cengage.com/owl para ver tutoriales y simulaciones, desarrollar habilidades para la resolución de problemas y completar las tareas en línea asignadas por su profesor. Descargue videos de minilecturas para repasar los conceptos clave y prepararse para el examen desde OWL, o adquiéralos en www.ichapters. com
uando la química era una ciencia naciente, no había un sistema para la nomenclatura de compuestos. Los nombres como azúcar de plomo, vitriolo azul, cal viva, sales de Epsom, leche de magnesia, yeso y gas hilarante fueron acuñados por los primeros químicos. A tales nombres se les llama nombres comunes. A medida que creció el conocimiento de la química se volvió claro que no era práctico el uso de nombres comunes para los compuestos. En la actualidad se conocen más de 4 millones de compuestos químicos. Memorizar los nombres comunes para todos ellos sería imposible. Por supuesto, la solución es un sistema para la nomenclatura de compuestos en el cual el nombre indica algo acerca de su composición. Después de aprender el sistema, usted debe ser capaz de nombrar un compuesto cuando se le proporcione su fórmula. Y, de manera inversa, debe ser capaz de construir una fórmula química, dado su nombre. En las siguientes secciones se especiﬁcarán las reglas más importantes para la nomenclatura de compuestos distintos a los orgánicos (aquellos basados en cadenas de átomos de carbono).
Una artista trabajando en los útlimos detalles de una escultura en yeso. © Fotokostic/ Shutterstock
Nomenclatura de compuestos Comprender por qué es necesario contar con un sistema para la nomenclatura de compuestos. Se comenzará explicando el sistema para la nomenclatura de compuestos binarios, que están conformados por dos elementos. Los compuestos binarios se pueden dividir en dos clases amplias: 1. Compuestos que contienen un metal y un no metal 2. Compuestos que contienen dos no metales En varias de las siguientes secciones se describirá cómo nombrar compuestos en cada una de estas clases. Después, en las secciones subsiguientes se describirán los sistemas utilizados para la nomenclatura de compuestos más complejos.
Q U Í M I C A E N ENFOQUE
En la antigua sociedad romana era común hervir
vino en una vasija revestida con plomo con lo cual se eliminaba gran parte del agua para producir un jarabe viscoso muy dulce llamado sapa. Este jarabe se utilizaba de manera común como un edulcorante para varios tipos de alimentos y bebidas. Ahora se sabe que un componente principal de este jarabe era el acetato de plomo, Pb(C2H3O2)2. Este compuesto tiene un sabor muy dulce, de ahí su nombre original: azúcar de plomo. Varios historiadores creen que la caída del Imperio romano se debió al menos en parte al envenenamiento por plomo, el cual ocasiona desórdenes letárgicos y mentales. Una fuente principal de este plomo era el jarabe de sapa. Además, el sistema de ductos altamente avanzado de los romanos empleaba tuberías de plomo, las cuales permitían que éste se ﬁltrara en su agua potable. Lamentablemente esta historia es más relevante para la sociedad actual de lo que podría pensarse. La soldadura basada en plomo se utilizó de manera amplia por varios años para conectar las tuberías de
5.2 OBJETIVO Na
© Khirman Vladimir/ Shutterstock
cobre en los sistemas de agua en los hogares y ediﬁcios comerciales. Existe evidencia de que pueden ﬁltrarse en el agua potable cantidades peligrosas de plomo a partir de estas uniones soldadas. De hecho, se han encontrado grandes cantidades de este elemento en algunas fuentes de agua potable y dispensadores de enfriadores de agua. En respuesta a estos problemas, el Congreso de Estados Unidos aprobó una ley que prohíbe el plomo de las soldaduras utilizadas en los sistemas de tuberías para agua potable.
Antigua escultura romana que muestra romanos bebiendo vino.
Nomenclatura de compuestos binarios que contienen un metal y un no metal (tipos I y II) Aprender a nombrar compuestos binarios de un metal y un no metal. Como se vio en la sección 4.11, cuando un metal como el sodio se combina con un no metal como el cloro, el compuesto resultante contiene iones. El metal pierde uno o más electrones para convertirse en un catión y el no metal gana uno o más electrones para formar un anión. A la sustancia resultante se le llama compuesto iónico binario. Éste contiene un ión positivo (catión), el cual siempre se escribe primero en la fórmula, y un ión negativo (anión). Para nombrar estos compuestos simplemente se nombran los iones. En esta sección se considerarán compuestos iónicos binarios de dos tipos con base en los cationes que contienen. Ciertos átomos de metales sólo forman un catión. Por ejemplo, el átomo de Na siempre forma Na+, nunca Na2+ o Na3+. De manera similar, el Cs siempre forma Cs+, el Ca siempre forma Ca2+ y el Al siempre forma Al3+. A estos compuestos que contienen este tipo de átomo de metal se les llamará compuestos binarios del tipo I y a los cationes que contienen se les denominará cationes del tipo I. Ejemplos de estos últimos son el Na+, el Ca2+, el Cs+ y el Al3+.
5.2 Módulo 3. Nombres para las fórmulas de los compuestos iónicos (cubre los conceptos en esta sección).
Módulo 4. El mol (cubre los conceptos en esta sección).
Módulo 5. Predicción de la solubilidad en agua de los compuestos iónicos comunes (cubre los conceptos en esta sección).
Módulo 6. Escritura de ecuaciones iónicas netas (cubre los conceptos en esta sección).
Nomenclatura de compuestos binarios que contienen un metal y un no metal (tipos I y II) Tabla 5.1
Cationes y aniones sencillos comunes
ﬂuoruro
Zn2+*
* La raíz se muestra en color.
Otros átomos de metales pueden formar dos o más cationes. Por ejemplo, el Cr puede formar Cr2+ y Cr3+ y el Cu puede formar Cu+ y Cu2+. A tales iones se les llamarán cationes del tipo II y a sus compuestos se denominarán compuestos binarios del tipo II. En resumen: Compuestos del tipo I. El metal presente sólo forma un tipo de catión. Compuestos del tipo II. El metal presente puede formar dos (o más) tipos de cationes que tienen cargas diferentes. En la tabla 5.1 se listan algunos cationes y aniones comunes y sus nombres. Debe memorizarlos. Son una parte esencial de su vocabulario de la química.
Compuestos iónicos binarios del tipo I Las siguientes reglas se aplican a los compuestos iónicos del tipo I.
Reglas para la nomenclatura de compuestos iónicos del tipo I Un catión sencillo tiene el mismo nombre que su elemento precursor.
1. El anión siempre se nombra primero y el catión después, con la palabra de en medio de los dos. 2. Un catión sencillo (obtenido a partir de un átomo solo) toma su nombre del elemento. Por ejemplo, al Na+ se le llama sodio en los nombres de los compuestos que contienen este ión. 3. Un anión sencillo (obtenido a partir de un átomo solo) se nombra tomando la primera parte del nombre del elemento (la raíz) y añadiendo −uro (a excepción del oxígeno, al que se le añade −ido). Por tanto, al ión Cl− se le llama cloruro. Estas reglas se ilustrarán nombrando unos cuantos compuestos. Por ejemplo, al compuesto NaI se le llama yoduro de sodio. Contiene Na+ (el catión sodio, nombrado por el metal precursor) y I− (yoduro: la raíz del yodo más la terminación −uro). De manera similar, al compuesto CaO se le denomina óxido de calcio debido a que contiene Ca2+ (el catión calcio) y O2− (el anión óxido).
118 Capítulo 5 Nomenclatura Las reglas para la nomenclatura de los compuestos binarios también se ilustran por medio de los siguientes ejemplos: Compuesto NaCl KI CaS CsBr MgO
Iones presentes Na+, Cl− K+, I− Ca2+, S2− Cs+, Br − Mg2+, O2−
Nombre cloruro de sodio yoduro de potasio sulfuro de calcio bromuro de cesio óxido de magnesio
Es importante observar que en las fórmulas de los compuestos iónicos, los iones sencillos se representan por medio del símbolo del elemento: Cl se reﬁere al Cl−, Na se reﬁere al Na+, y así sucesivamente. Sin embargo, cuando se muestran iones individuales, siempre se incluye la carga. Por tanto, la fórmula del bromuro de potasio se escribe KBr, pero cuando se muestran de manera individual los iones potasio y bromuro, se escriben K+ y Br −.
Nomenclatura de compuestos binarios del tipo I Nombre cada compuesto binario. a) CsF
c) MgI2
SOLUCIÓN Estos compuestos se nombrarán de manera sistemática siguiendo las reglas establecidas antes. a) CsF Paso 1 Identiﬁcar el catión y el anión. El Cs está en el grupo 1, por lo que se sabe que formará el ión 1 + Cs+. Debido a que el F está en el grupo 7, forma el ión 1 − F−. Paso 2 Nombrar el anión. Al F− se le llama ﬂuoruro: se utiliza la raíz del nombre del elemento más −uro. Paso 3 Nombrar el catión. Al Cs+ simplemente se le llama cesio, igual que el nombre del elemento. Paso 4 Nombrar el compuesto combinando los nombres de los iones individuales con la palabra de en medio de los dos. El nombre del CsF es ﬂuoruro de cesio. (Recuerde que el nombre del anión siempre se escribe primero seguido de la palabra de.) b) Compuesto AlCl3
Iones presentes
Nombres de los iones
El Al (grupo 3) siempre forma Al3+.
El Cl (grupo 7) siempre forma Cl−.
El nombre del AlCl3 es cloruro de aluminio. c) Compuesto MgI2
El Mg (grupo 2) siempre forma Mg2+.
El I (grupo 7) gana un electrón para formar I−.
El nombre del MgI2 es yoduro de magnesio.
Nomenclatura de compuestos binarios que contienen un metal y un no metal (tipos I y II)
EJERCICIO 5.1 a) Rb2O
Nombre los siguientes compuestos. b) SrI2
c) K2S Vea los problemas 5.9 y 5.10.
El ejemplo 5.1 recuerda tres fundamentos: 1. Los compuestos formados a partir de metales y no metales son iónicos. 2. En un compuesto iónico el anión siempre se nombra primero. 3. La carga neta en un compuesto iónico es siempre de cero. Por tanto, en el CsF se requiere uno de cada tipo de ión (Cs+ y F−): 1+ + 1− = carga de 0. Sin embargo, en el AlCl3 se necesitan tres iones Cl− para balancear la carga del Al3+: 3+ + 3 1− = carga de 0. En el MgI2, se necesitan dos iones I− por cada ión Mg2+: 2+ + 2 1− = carga de 0.
Compuestos iónicos binarios del tipo II
Los compuestos iónicos binarios del tipo II contienen un metal que puede formar más de un tipo de catión.
Fe Metal de transición
Cl Grupo 7
Hasta ahora se han considerado los compuestos iónicos binarios (tipo I) que contienen metales que siempre forman el mismo catión. Por ejemplo, el sodio siempre forma el ión Na+, el calcio el ión Ca2+ y el aluminio el ión Al3+. Como se dijo en la sección anterior, se puede predecir con certeza que cada metal del grupo 1 formará un catión 1+ y que cada metal del grupo 2 formará un catión 2+. El aluminio siempre forma Al3+. Sin embargo, diversos metales pueden formar más de un tipo de catión. Por ejemplo, el plomo (Pb) puede formar Pb2+ o Pb4+ en compuestos iónicos. También el hierro (Fe) puede producir Fe2+ o Fe3+, el cromo (Cr) Cr2+ o Cr3+, el oro (Au) Au+ o Au3+, etc. Esto signiﬁca que si se ve el nombre cloruro de oro, no se sabría si se reﬁere al compuesto AuCl (que contiene Au+ y Cl−) o al compuesto AuCl3 (que contiene Au3+ y tres iones Cl−). Por tanto, se necesita una manera de especiﬁcar cuál catión está presente en los compuestos que contienen metales que pueden formar más de un tipo de catión. Los químicos han decidido resolver esta situación utilizando un número romano para especiﬁcar la carga en el catión. Para ver cómo funciona esto, considere el compuesto FeCl2. El hierro puede formar Fe2+ o Fe3+, por lo que primero se debe decidir cuál de estos cationes está presente. Se puede determinar la carga en el catión hierro, debido a que se sabe que debe balancear la carga en los dos aniones 1− (los iones cloruro). Por lo tanto se representan las cargas como: ?+ Carga en el catión hierro
+ 2 1−
Carga en Carga el Cl− neta
se sabe que “?” debe representar 2 debido a que (2+) + 2(1−) = 0 El FeCl3 debe contener Fe3+ para balancear la carga de los tres iones Cl−.
Entonces, el compuesto FeCl2 contiene un ión Fe2+ y dos iones Cl−. Se le llama a este compuesto cloruro de hierro(II), donde el II indica la carga del catión hierro. Es decir, al Fe2+ se le llama hierro(II). De manera similar, al Fe3+ se le denomina hierro(III). Y al FeCl3, el cual contiene un ión Fe3+ y tres iones Cl−, se le llama cloruro de hierro(III). Recuerde que el número romano indica la carga en el ión, no el número de iones presentes en el compuesto.
120 Capítulo 5 Nomenclatura Tabla 5.2
Cationes del tipo II comunes Nombre sistemático
estaño(IV)
estaño(II)
plomo(IV)
plomo(II)
Hg22+*
* Los iones mercurio (I) siempre se unen entre sí en pares para formar Hg22+.
Observe que en los ejemplos anteriores el número romano para el catión resultó ser igual al subíndice necesario para el anión (para balancear la carga). Con frecuencia este no es el caso. Por ejemplo, considere el compuesto PbO2. Dado que el ión óxido es O2−, para el PbO2 se tiene ?+
Carga en el ión plomo
Carga (4−) Carga en neta dos iones O2−
En consecuencia, la carga en el ión plomo debe ser de 4+ para balancear la carga de 4− de los dos iones óxido. El nombre del PbO2 es por tanto óxido de plomo(IV), donde el IV indica la presencia del catión Pb4+. Existe otro sistema para la nomenclatura de compuestos iónicos que contienen metales que forman dos cationes. El ión con la carga más alta tiene un nombre que termina en −ico, y el que tiene la carga más baja tiene un nombre que termina en −oso. Por ejemplo, en este sistema al Fe3+ se le llama ión férrico y al Fe2+ se le llama ión ferroso. En este sistema, los nombres para el FeCl3 y para el FeCl2 son cloruro férrico y cloruro ferroso, respectivamente (observe que se omite la palabra de). La tabla 5.2 proporciona los nombres para varios cationes del tipo II. En este texto se utilizará de manera exclusiva el sistema de números romanos; el otro sistema está cayendo en desuso. Para distinguir entre los cationes del tipo I y del tipo II, recuerde que los metales de los grupos 1 y 2 siempre son del tipo I. Por otro lado, los metales de transición casi siempre son del tipo II.
Reglas para la nomenclatura de compuestos iónicos del tipo II 1. El anión siempre se nombra primero y el catión después, con la palabra de en medio de los dos. 2. Debido a que el catión puede asumir más de una carga, ésta se especiﬁca por medio de un número romano entre paréntesis.
Nomenclatura de compuestos binarios del tipo II Proporcione el nombre sistemático de cada uno de los siguientes compuestos. a) CuCl
d ) MnO2
SOLUCIÓN Todos estos compuestos incluyen un metal que puede formar más de un tipo de catión; por tanto, se debe determinar primero la carga en cada catión. Se realiza esto reconociendo que un compuesto debe ser eléctricamente neutro; es decir, las cargas positivas y negativas deben balancearse de manera exacta. Se utilizará la carga conocida en el anión para determinar la del catión. a) En el CuCl se reconoce al anión como Cl−. Para determinar la carga en el catión cobre, se apela al principio del balance de las cargas. ?+
+ 1− =
Carga en el ión cobre
Carga en el Cl−
Carga neta (debe ser cero)
En este caso, ?+ debe ser 1+ debido a que (1+) + (1−) = 0. Por tanto, el catión cobre debe ser Cu+. Ahora se puede nombrar el compuesto utilizando los pasos regulares. Compuesto Catión
El cobre forma otros cationes (es un metal de transición), por lo que se debe incluir el I para especiﬁcar su carga.
CuCl Anión
El nombre del CuCl es cloruro de cobre(I). b) En el HgO se reconoce el anión O2−. Para obtener una carga neta de cero, el catión debe ser Hg2+. Compuesto HgO
El II es necesario para especiﬁcar la carga
El nombre del HgO es óxido de mercurio(II). c) Debido a que el Fe2O3 contiene tres aniones O2−, la carga en el catión hierro debe ser 3+. 2(3+) + 3(2−) = Fe3+
Compuesto Catión
El hierro es un metal de transición y requiere un III para especiﬁcar la carga en el catión.
Fe2O3 Anión
El nombre del Fe2O3 es óxido de hierro(III).
122 Capítulo 5 Nomenclatura d) El MnO2 contiene dos aniones O2−, por lo que la carga en el catión manganeso es 4+. (4+) + 2(2−) = Mn4+
0 Carga neta
manganeso(IV)
El manganeso es un metal de transición y requiere un IV para especiﬁcar la carga en el catión.
MnO2 Anión
El nombre del MnO2 es óxido de manganeso(IV). e) Debido a que el PbCl4 contiene cuatro aniones Cl−, la carga en el catión plomo es 4+. (4+) + 4(1−) = Pb4+
El plomo forma Pb2+ y Pb4+, por lo que se requiere un número romano.
PbCl4 Anión
El nombre del PbCl4 es cloruro de plomo(IV). En ocasiones los metales de transición sólo forman un ión, como la plata, la cual forma Ag+; el zinc, que forma Zn2+; y el cadmio, Cd2+. En estos casos los químicos no utilizan números romanos, aunque no es “incorrecto” hacerlo.
El uso de números romanos en un nombre sistemático para un compuesto sólo se requiere en casos donde se forman más de un compuesto iónico entre un par de elementos dados. Esto ocurre con mayor frecuencia para los compuestos que contienen metales de transición, los cuales a menudo forman más de un catión. Los metales que sólo forman un catión no necesitan identiﬁcarse por medio de un número romano. Los metales comunes que no requieren números romanos son los elementos del grupo 1, los cuales sólo forman iones 1+; los elementos del grupo 2, que sólo forman iones 2+; y los metales del grupo 3, como el aluminio y el galio, los cuales sólo forman iones 3+. Como se mostró en el ejemplo 5.2, cuando está presente un ión metálico que forma más de un tipo de catión, debe determinarse la carga en el ión metálico balanceando las cargas positivas y negativas del compuesto. Para efectuarlo, usted debe ser capaz de reconocer los aniones comunes y conocer sus cargas (vea la tabla 5.1).
Nomenclatura de compuestos iónicos binarios: resumen Proporcione el nombre sistemático de cada uno de los siguientes compuestos. a) CoBr2 b) CaCl2 c) Al2O3 d ) CrCl3
SOLUCIÓN Compuesto a)
Iones y Nombre del nombres compuesto Co2+ cobalto(II) bromuro de cobalto(II)
CoBr2 Br− bromuro
El calcio, un metal del grupo 2, sólo forma el ión Ca2+. No es necesario un número romano.
El aluminio sólo forma Al3+. No es necesario un número romano.
El cromo es un metal de transición. El nombre del compuesto debe tener un número romano. El CrCl3 contiene Cr3+.
Cl− cloruro Al3+ aluminio
O2− óxido Cr3+ cromo (III)
Cl− cloruro
EJERCICIO 5.2 a) PbBr2 y PbBr4
Comentarios El cobalto es un metal de transición; el nombre del compuesto debe tener un número romano. Los dos iones Br− deben balancearse por medio de un catión Co2+.
Proporcione los nombres de los siguientes compuestos. b) FeS y Fe2S3
e) CoCl3
Vea los problemas 5.9, 5.10 y 5.13 al 5.16. El siguiente diagrama de ﬂujo es de utilidad cuando se nombran compuestos iónicos binarios.
¿El compuesto contiene cationes del tipo I o del tipo II?
Nombre el catión utilizando el nombre del elemento
Utilizando el principio del balance de las cargas, determine la carga del catión.
Incluya en el nombre del catión un número romano que indique la carga.
124 Capítulo 5 Nomenclatura
5.3 OBJETIVO Tabla 5.3
Preﬁjos empleados para indicar números en los nombres químicos
Nomenclatura de compuestos binarios que sólo contienen no metales (tipo III) Aprender a nombrar compuestos binarios que sólo contienen no metales. Los compuestos binarios que sólo contienen no metales se nombran de acuerdo con un sistema similar en ciertas formas a las reglas para la nomenclatura de compuestos iónicos binarios, pero existen diferencias importantes. Los compuestos binarios del tipo III sólo contienen no metales. Las siguientes reglas cubren su nomenclatura.
1. El segundo elemento se nombra como si fuera un anión seguido de la palabra de.
2. Se nombra en segundo lugar el primer elemento en la fórmula y se utiliza el nombre completo del elemento.
Reglas para la nomenclatura de compuestos binarios del tipo III
3. Se utilizan preﬁjos para indicar los números de átomos presentes. En la tabla 5.3 se proporcionan estos preﬁjos. 4. El preﬁjo mono– nunca se utiliza para nombrar el segundo elemento. Por ejemplo, al CO se le llama monóxido de carbono, no monóxido de monocarbono. En el ejemplo 5.4 se ilustra la aplicación de estas reglas.
Nomenclatura de compuestos binarios del tipo III Nombre los siguientes compuestos binarios, los cuales contienen dos no metales (tipo III). a) BF3
SOLUCIÓN a) BF3 Regla 1 Nombre el segundo elemento como si fuera un anión: ﬂuoruro, seguido de la palabra de. Regla 2 Nombre el primer elemento utilizando el nombre completo del elemento: boro. Reglas 3 y 4 Use preﬁjos para indicar los números de átomos. Tres átomos de ﬂúor: use el preﬁjo tri–. Un átomo de boro: no utilice mono– en la segunda posición. El nombre del BF3 es triﬂuoruro de boro. b) Compuesto NO
ninguno mono–
Se utiliza mono– para el segundo elemento.
El nombre para el NO es monóxido de nitrógeno. Observe que la segunda o en el mono– ha sido omitida para una pronunciación más sencilla. El nombre común para el NO, el cual es utilizado con frecuencia por los químicos, es óxido nítrico. c) Compuesto N2O5
di– penta–
dos átomos de N cinco átomos de O
El nombre para el N2O5 es pentóxido de dinitrógeno. La a en el penta– ha sido omitida para una pronunciación más sencilla.
Nomenclatura de compuestos binarios que sólo contienen no metales (tipo III)
Una pieza de cobre a punto de colocarse en ácido nítrico (izquierda). El cobre reacciona con el ácido nítrico para producir NO incoloro, el cual reacciona de inmediato con el oxígeno del aire para forman gas NO2 de color café-rojizo y iones Cu2+ en disolución (que produce el color verdoso) (derecha).
EJERCICIO 5.3 a) CCl4
Nombre los siguientes compuestos. b) NO2
c) IF5 Vea los problemas 5.17 y 5.18.
Al agua y al amoniaco siempre se les reﬁere por medio de sus nombres comunes.
Los ejemplos anteriores ilustran que, para evitar la pronunciación complicada, con frecuencia se omite la o o la a ﬁnal cuando el segundo elemento es el oxígeno. Por ejemplo, al N2O4 se le llama tetróxido de dinitrógeno, no tetraóxido de dinitrógeno, y al CO se le denomina monóxido de carbono, no monoóxido de carbono. A ciertos compuestos siempre se les reﬁere por medio de sus nombres comunes. Los dos mejores ejemplos son el agua y al amoniaco. Nunca se utilizan los nombres sistemáticos para el H2O y el NH3. Para asegurarse de que comprende los procedimientos sobre la nomenclatura de los compuestos no metálicos binarios (tipo III), estudie el ejemplo 5.5 y después resuelva el ejercicio de autocomprobación 5.4.
Nomenclatura de compuestos binarios del tipo III: resumen Nombre cada uno de los siguientes compuestos. a) PCl5
d ) SO3
f ) N2O3
SOLUCIÓN Compuesto
hexaﬂuoruro de azufre
582 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica
Reacciones de oxidaciónreducción Estados de oxidación Reacciones de oxidaciónreducción entre no metales Balanceo de reacciones de oxidación-reducción por el método de medias reacciones Electroquímica: introducción Baterías Corrosión Electrólisis
Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica Un trabajador pinta de rojo el caso de un barco para evitar la oxidación. (© Bogdan Vasilescu)
ué tienen en común un incendio forestal, la oxidación del acero, la combustión en el motor de un automóvil y el metabolismo de los alimentos en el cuerpo humano? Todos estos procesos importantes involucran reacciones de oxidación-reducción. De hecho, virtualmente todos los procesos que proveen energía para calentar ediﬁcios, impulsar vehículos y permitir que las personas trabajen y jueguen dependen de reacciones de oxidación-reducción. Y cada vez que arranca su automóvil, enciende su calculadora, ve su reloj digital o escucha la radio en la playa está dependiendo de una reacción de oxidaciónreducción para energizar la batería en cada uno de estos dispositivos. Además, los automóviles impulsados por baterías se han vuelto más comunes en las calles de Estados Unidos. Esto conduce a un incremento en la conﬁanza de la sociedad sobre estos dispositivos y fomentará la investigación de baterías nuevas y más eﬁcientes. En este capítulo se explorarán las propiedades de las reacciones de oxiLa energía generada por una batería dación-reducción y se verá cómo se utialcalina AA, una batería de litio y una batería de mercurio resulta de las reacciones lizan para energizar baterías. © Cengage Learning
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de oxidación-reducción.
Reacciones de oxidación-reducción Aprender acerca de las reacciones de oxidación-reducción metal-no metal En la sección 7.5 se explicaron las reacciones químicas entre los metales y los no metales. Por ejemplo, el cloruro de sodio se forma por medio de la reacción de sodio y de cloro elementales. 2Na(s) + Cl2(g)
Debido a que el sodio y el cloro elementales contienen átomos sin carga y a que se conoce que el cloruro de sodio contiene iones Na+ y Cl−, esta reacción debe involucrar una transferencia de electrones de los átomos de sodio a los átomos de cloro.
e− 2Na + Cl2
Cl e−
Algunos estudiantes utilizan el mnemónico OSP RSG Oxidación Se Pierde; Reducción Se Gana
A las reacciones como ésta, en la que se transﬁeren uno o más electrones, se les llama reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox. La oxidación se deﬁne como una pérdida de electrones. La reducción se deﬁne como una ganancia de electrones. En la reacción de sodio y cloro elementales cada átomo de sodio pierde un electrón para formar un ión 1+. Por tanto, el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un
584 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica electrón formando un ión cloruro negativo y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transﬁeren electrones del metal al no metal, por lo que éstas siempre son reacciones de oxidación-reducción donde el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones).
Identiﬁcación de la oxidación y la reducción en una reacción En las siguientes reacciones, identiﬁque cuál elemento se oxida y cuál elemento se reduce. a) 2Mg(s) + O2(g) b) 2Al(s) + 3I2(s)
2MgO(s) 2AlI3(s)
SOLUCIÓN © Cengage Learning
a) Se ha aprendido que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y que los no metales del grupo 6 forman aniones 2−, por lo que se puede predecir que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2−. Esto signiﬁca que en la reacción dada, cada Mg pierde dos electrones para formar el Mg2+ y por tanto se oxida, y cada O gana dos electrones para formar el O2− y como resultado se reduce. El magnesio se quema en el aire para formar una ﬂama blanca brillante.
b) El yoduro de aluminio contiene los iones Al3+ y I−, por tanto, los átomos de aluminio pierden electrones (se oxidan) y los átomos de yodo ganan electrones (se reducen).
EJERCICIO 18.1 Para las siguientes reacciones, identiﬁque el elemento oxidado y el elemento reducido. a) 2Cu(s) + O2(g)
b) 2Cs(s) + F2(g)
2CsF(s) Vea los problemas 18.3 al 18.6.
Aunque se pueden identiﬁcar las reacciones entre los metales y los no metales como reacciones redox, es más difícil decidir si una reacción dada entre dos no metales es redox. De hecho, varias de las reacciones redox más signiﬁcativas sólo involucran no metales. Por ejemplo, las reacciones de combustión como la del metano en el oxígeno, CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g) + energía
son de oxidación-reducción. Aun cuando ninguno de los reactivos o productos son iónicos, la reacción involucra una transferencia de electrones del carbono al oxígeno. Para explicar esto se debe introducir el concepto de estados de oxidación.
18.2 OBJETIVOS
Estados de oxidación Aprender cómo asignar estados de oxidación. El concepto de estados de oxidación (en ocasiones llamados números de oxidación) permite realizar un seguimiento de los electrones en las reacciones de oxidaciónreducción asignando cargas a diversos átomos en un compuesto. En ocasiones estas
cargas son bastante aparentes. Por ejemplo, en un compuesto iónico binario los iones tienen cargas identiﬁcadas con facilidad: en el cloruro de sodio, el sodio es +1 y el cloro es −1; en el óxido de magnesio, el magnesio es +2 y el oxígeno es −2, etc. En tales compuestos iónicos binarios los estados de oxidación simplemente son las cargas de los iones. Ión Na+ Cl− Mg2+ O2−
Estado de oxidación +1 −1 +2 −2
En un elemento no combinado, todos los átomos no tienen carga (son neutros). Por ejemplo, el metal sodio contiene átomos de sodio neutros y el gas cloro está conformado por moléculas de Cl2, cada una de las cuales contiene dos átomos de cloro neutros. Por tanto, un átomo en un elemento puro no tiene carga y se le asigna un estado de oxidación de cero. En un compuesto covalente como el agua, aunque en realidad no están presentes iones, los químicos encuentran útil asignar cargas imaginarias a sus elementos. Los estados de oxidación de los elementos en estos compuestos son iguales a las cargas imaginarias que se determinan suponiendo que el átomo más electronegativo (vea la sección 12.2) en un enlace controla o posee ambos de los electrones compartidos. Por ejemplo, en los enlaces O—H en el agua se supone para propósitos de asignación de estados de oxidación que el átomo de oxígeno mucho más electronegativo controla ambos de los electrones compartidos en cada enlace. Esto le da al oxígeno ocho electrones de valencia. H O H F Grupo 7
2e⫺ 2e⫺
De hecho, se dice que cada hidrógeno ha perdido su único electrón al oxígeno. Esto le da a cada hidrógeno un estado de oxidación de +1 y al oxígeno un estado de oxidación de −2 (el átomo de oxígeno formalmente ha ganados dos electrones). En virtualmente todos los compuestos covalentes, al oxígeno se le asigna un estado de oxidación de −2 y al hidrógeno un estado de oxidación de +1. Debido a que el ﬂúor es tan electronegativo, se espera que controle cualquier electrón compartido, por lo que siempre se supone que tiene un octeto completo de electrones y se le asigna un estado de oxidación de −1. Es decir, para propósitos de asignación de estados de oxidación, el ﬂúor siempre se imagina como F− en sus compuestos covalentes. Los elementos más electronegativos son el F, el O, el N y el Cl. En general, a cada uno se le da un estado de oxidación igual a su carga como un anión (el ﬂúor es −1, el cloro es −1, el oxígeno es −2 y el nitrógeno es −3). Cuando se encuentran dos de estos elementos en el mismo compuesto, se asignan en orden de electronegatividad, comenzando con el que tiene la electronegatividad más grande: F > O > N > Cl Electronegatividad mayor
Electronegatividad menor
Por ejemplo, en el compuesto NO2, debido a que el oxígeno tiene una electronegatividad mayor que el nitrógeno, se le asigna a cada oxígeno un estado de oxidación de −2. Esto da una “carga” total de −4 (2 × −2) en los dos átomos de oxígeno. Como la molécula de NO2 tiene una carga total de cero, el N debe ser de +4 para balancear de manera exacta el −4 en los oxígenos. Entonces, en el NO2 el estado de oxidación de cada oxígeno es −2, y el estado de oxidación del nitrógeno es +4.
586 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica A continuación se proporcionan las reglas para la asignación de estados de oxidación y se ilustran en la tabla 18.1. La aplicación de estas reglas permite asignar estados de oxidación en la mayoría de los compuestos. Los principios son ilustrados en el ejemplo 18.2.
Reglas para la asignación de estados de oxidación 1. El estado de oxidación de un átomo en un elemento no combinado es 0. 2. El estado de oxidación de un ión monoatómico es el mismo que su carga. 3. Al oxígeno se le asigna un estado de oxidación de −2 en la mayoría de sus compuestos covalentes. Excepciones importantes: los peróxidos (compuestos que contienen el grupo O22−), en los que a cada oxígeno se le asigna un estado de oxidación de −1. 4. En sus compuestos covalentes con no metales, al hidrógeno se le asigna un estado de oxidación de +1. 5. En compuestos binarios, al elemento con la mayor electronegatividad se le asigna un estado de oxidación negativo igual a su carga como un anión en sus compuestos iónicos. 6. Para un compuesto eléctricamente neutro, la suma de los estados de oxidación debe ser cero. 7. Para una especie iónica, la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la carga total. Tabla 18.1
Ejemplos de estados de oxidación
El peróxido de hidrógeno puede utilizarse para desinfectar una herida.
Metal sodio, Na
Fluoruro de sodio, NaF
Na, +1 F, −1
regla 2 regla 2
Sulfuro de magnesio, MgS
Mg, +2 S, −2
C, +2 O, −2
S, +4 O, −2
Peróxido de hidrógeno, H2O2
H, +1 O, −1
regla 3 (excepción)
H, +1 N, −3
Sulfuro de hidrógeno, H2S
H, +1 S, −2
Yoduro de hidrógeno, HI
H, +1 I, −1
Na, +1 O, −2 C, +4
regla 2 regla 3 Para el CO32−, la suma de los estados de oxidación es +4 + 3(−2) = −2. regla 7
Cloruro de amonio, NH4Cl
N, −3 H, +1
regla 4 regla 5 Para el NH4+, la suma de los estados de oxidación es −3 + 4(+1) = +1. regla 7 regla 2
Cl, −1
Asignación de estados de oxidación Asigne estados de oxidación a todos los átomos en las siguientes moléculas o iones. a) CO2 b) SF6 c) NO3−
SOLUCIÓN a) La regla 3 toma prioridad aquí: al oxígeno se le asigna un estado de oxidación de −2. Se determina el estado de oxidación para el carbono reconociendo que debido a que el CO2 no tiene carga, la suma de los estados de oxidación para el oxígeno y el carbono deber ser cero (regla 6). Cada oxígeno es −2 y hay dos átomos de oxígeno, por lo que al átomo de carbono se le debe asignar un estado de oxidación de +4. CO2 −2 por cada oxígeno
+4 + 2(−2) = 0
b) Debido a que el ﬂúor tiene la mayor electronegatividad, se asigna primero su estado de oxidación. Su carga como un anión siempre es −1, por lo que se le asigna −1 como el estado de oxidación de cada átomo de ﬂúor (regla 5). Entonces al azufre se le debe asignar un estado de oxidación de +6 para balancear el total de −6 de los seis átomos de ﬂúor (regla 7). SF6 +6
−6 por cada ﬂúor
+6 + 6(−1) = 0
c) El oxígeno tiene una electronegatividad mayor que el nitrógeno, por lo que primero se le asigna su estado de oxidación de −2 (regla 5). Debido a que la carga total en el NO3− es −1 y a que la suma de los estados de oxidación de los tres oxígenos es −6, el nitrógeno debe tener un estado de oxidación de +5. NO3− +5
−2 por cada oxígeno da −6 en total
+5 + 3(−2) = −1
Esto es correcto, el NO3− tiene una carga de −1.
EJERCICIO 18.2 Asigne estados de oxidación a todos los átomos en las siguientes moléculas o iones. a) SO3 b) SO42− c) N2O5 d) PF3 e) C2H6 Vea los problemas 18.13 al 18.22.
588 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica
18.3 OBJETIVOS
Reacciones de oxidación-reducción entre no metales Comprender la oxidación y la reducción en términos de los estados de oxidación. s Aprender a identiﬁcar los agentes oxidantes y reductores. Se ha visto que las reacciones de oxidación-reducción se caracterizan por una transferencia de electrones. En algunos casos la transferencia literalmente ocurre para formar iones, como en la reacción 2Na(s) + Cl2(g)
Se pueden utilizar los estados de oxidación para veriﬁcar que ha ocurrido una transferencia de electrones. 2Na(s) + Cl2(g) Estado de oxidación:
0 0 (elemento) (elemento)
+1 −1 (Na+)(Cl−)
Por tanto, en esta reacción la transferencia de electrones se representa como se indica a continuación. e⫺
En otros casos la transferencia de electrones ocurre en un sentido diferente, como en la combustión del metano (el estado de oxidación para cada átomo se muestra debajo de cada reactivo y producto). CH4(g)
Estado de oxidación: −4 +1 (cada H)
−2 (cada O)
2H2O(g) +1 (cada H) −2
Observe que el estado de oxidación del oxígeno en el O2 es 0 debido a que el oxígeno está en forma elemental. En esta reacción no hay compuestos iónicos, pero se puede seguir describiendo el proceso en términos de la transferencia de electrones. Observe que el carbono experimenta un cambio en el estado de oxidación de −4 en el CH4 a +4 en el CO2. Tal cambio puede explicarse por una pérdida de ocho electrones: C (en el CH4)
Pérdida de 8e−
C (en el CO2)
o, en forma de ecuación, CH4
CO2 + 8e−
Por otro lado, cada oxígeno cambia de un estado de oxidación de 0 en O2 a −2 en el H2O y el CO2, lo que signiﬁca una ganancia de dos electrones por átomo. Están involucrados cuatro átomos de oxígeno, por lo que es una ganancia de ocho electrones: Átomos de 4O (en 2O2) Ganancia de
4O2− (en 2H2O y CO2)
o, en forma de ecuación 2O2 + 8e− 0
CO2 + 2H2O 4(−2) = −8
Observe que se requieren ocho electrones debido a que cuatro átomos de oxígeno están pasando de un estado de oxidación de 0 a −2, por lo que cada oxígeno requiere dos electrones.
18.3 Oxidación Pérdida de electrones o incremento en el estado de oxidación Reducción Ganancia de electrones o disminución en el estado de oxidación.
Agente oxidante Acepta electrones Contiene el elemento reducido Agente reductor Provee electrones Contiene el elemento oxidado
Reacciones de oxidación-reducción entre no metales
No ocurren cambios en el estado de oxidación del hidrógeno y no está involucrado en el proceso de transferencia de electrones. Con este antecedente, ahora se puede deﬁnir la oxidación y la reducción en términos de los estados de oxidación. La oxidación es un incremento en el estado de oxidación (una pérdida de electrones). La reducción es una disminución en el estado de oxidación (una ganancia de electrones). Por tanto, en la reacción 2Na(s) + Cl2(g)
el sodio se oxida y el cloro se reduce. Al Cl2 se le llama agente oxidante (aceptor de electrones) y al Na se le llama agente reductor (donador de electrones). También se puede deﬁnir el agente oxidante como el reactivo que contiene el elemento que se reduce (gana electrones). El agente reductor puede deﬁnirse de manera similar como el reactivo que contiene el elemento que se oxida (pierde electrones). Con respecto a la reacción CH4(g) −4
CO2(g) +4
2H2O(g) +1
se puede decir lo siguiente: 1. El carbono se oxida debido a que hay un incremento en su estado de oxidación (aparentemente ha perdido electrones).
En una reacción redox, un agente oxidante se reduce (gana electrones) y el agente reductor se oxida (pierde electrones).
2. El reactivo CH4 contiene el carbono que se oxida, por lo que el CH4 es el agente reductor. Es el reactivo que provee los electrones (aquellos perdidos por el carbono). 3. El oxígeno se reduce debido a que ha ocurrido una disminución en su estado de oxidación (aparentemente ha ganado electrones). 4. El reactivo que contiene los átomos de oxígeno es el O2, por lo que éste es el agente oxidante. Es decir, el O2 acepta los electrones. Observe que cuando se nombra el agente oxidante o reductor, se especiﬁca todo el compuesto, no sólo el elemento que experimenta el cambio en el estado de oxidación.
EJEMPLO 18.3
Identiﬁcación de los agentes oxidantes y reductores, I Cuando el metal aluminio en polvo se mezcla con cristales de yodo pulverizados y se adiciona una gota de agua, la reacción resultante produce una gran cantidad de energía. La mezcla estalla en ﬂamas y se produce un humo púrpura de vapor de I2 a partir del yodo en exceso. La ecuación para la reacción es
Al Grupo 3
I Grupo 7
2Al(s) + 3I2(s)
2AlI3(s)
Para esta reacción, identiﬁque los átomos que se oxidan y aquellos que se reducen, y especiﬁque los agentes oxidante y reductor.
SOLUCIÓN El primer paso es asignar los estados de oxidación 2Al(s)
+ 3I2(s)
0 0 Elementos libres
2AlI3(s) +3
−1 (cada I)
El AlI3(s) es una sal que contiene los iones Al3+ y I−.
590 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica Debido a que cada átomo de aluminio cambia su estado de oxidación de 0 a +3 (un incremento en el estado de oxidación), el aluminio se oxida (pierde electrones). Por otro lado, el estado de oxidación de cada átomos de yodo disminuye de 0 a −1 y el yodo se reduce (gana electrones). Debido a que el Al provee los electrones para la reducción del yodo, es el agente reductor. El I2 es el agente oxidante (el reactivo que acepta los electrones).
EJEMPLO 18.4
Identiﬁcación de los agentes oxidantes y reductores, II La metalurgia, el proceso de producir un metal a partir de su mena, siempre involucra reacciones de oxidación-reducción. En la metalurgia de la galena (PbS), la mena principal que contiene plomo, la primera etapa es la conversión del sulfuro de plomo en su óxido (un proceso llama tostación). 2PbS(s) + 3O2(g)
2PbO(s) + 2SO2(g)
Después el óxido se trata con monóxido de carbono para producir el metal libre. PbO(s) + CO(g)
Para cada reacción, identiﬁque los átomos que se oxidan y aquellos que se reducen, y especiﬁque los agentes oxidantes y reductores.
SOLUCIÓN Para la primera reacción se pueden asignar los siguientes estados de oxidación. 2PbS(s) +2
2PbO(s) +2
-2 (cada O)
El estado de oxidación para el átomo de azufre aumenta de −2 a +4, por lo que el azufre se oxida (pierde electrones). El estado de oxidación para cada átomo de oxígeno disminuye de 0 a −2. El oxígeno se reduce (pierde electrones). El agente oxidante (aceptor de electrones) es el O2 y el agente reductor (donador de electrones) es el PbS. Para la segunda reacción se tiene PbO(s) +2
CO(g) +2
El plomo se reduce (gana electrones; su estado de oxidación disminuye de +2 a 0) y el carbono se oxida (pierde electrones; su estado de oxidación aumenta de +2 a +4). El PbO es el agente oxidante (aceptor de electrones) y el CO es el agente reductor (donador de electrones).
EJERCICIO 18.3 El amoníaco, NH3, el cual se utiliza de manera amplia como fertilizante, se prepara por medio de la siguiente reacción. N2(g) + 3H2(g)
¿Es esta una reacción de oxidación-reducción? Si lo es, especiﬁque el agente oxidante y el agente reductor. Vea los problemas 18.29 al 18.36.
Las personas (especialmente aquellos por arriba de
los 30 años de edad) parecen obsesionadas con permanecer jóvenes, pero la fuente de la juventud buscada desde los días de Ponce de León ha probado ser elusiva. El cuerpo parece desgastarse de manera inevitable después de 70 u 80 años. ¿Es este nuestro destino, o se pueden encontrar maneras de combatir el envejecimiento? ¿Por qué se envejece? No se sabe con certeza, pero varios cientíﬁcos piensan que la oxidación desempeña una función principal. Aunque el oxígeno es esencial para la vida, también puede tener un efecto perjudicial. La molécula de oxígeno y otras sustancias oxidantes en el cuerpo pueden extraer sólo electrones a partir de las moléculas grandes que conforman las membranas (paredes) celulares; por tanto, ocasionan que se vuelvan muy reactivas. De hecho, estas moléculas activadas pueden reaccionar entre sí para cambiar las propiedades de las membranas celulares. Si se acumulan suﬁcientes de estos cambios, el sistema inmunitario del cuerpo empieza a ver la célula cambiada como “ajena” y la destruye. Esta acción es particularmente dañina para el organismo si las células involucradas son irremplazables, como las células nerviosas. Debido a que el cuerpo humano es tan complejo, es muy difícil determinar con precisión la causa o las causas del envejecimiento. Por tanto, los cientíﬁcos están estudiando formas de vida más sencillas. Por ejemplo, Rajindar Sohal (actualmente en la Universidad de California) y sus colaboradores de la Universidad Southern Methodist en Dallas están examinando el envejecimiento en las moscas comunes. Su trabajo indica que el daño acumulado a partir de la oxidación está vinculado con la vitalidad y la esperanza de vida de la mosca. Un estudio encontró que las moscas que eran forzadas a ser sedentarias (no podían volar a su alrededor) mostraban mucho menos daño a partir de la oxidación (debido a su consumo de oxígeno más bajo) y vivían el doble que aquellas que tenían actividades normales. El conocimiento acumulado a partir de varios estudios indica que la oxidación probablemente es la causa principal del envejecimiento. Si esto es verdadero, ¿cómo podemos protegernos? La mejor mane-
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¿Envejecemos por la oxidación?
ra para aproximarse a la respuesta a esta pregunta es estudiar las defensas naturales del cuerpo contra la oxidación. Un estudio de Russel J. Reiter, del Texas Health Science Center en San Antonio, mostró que la melatonina, una sustancia química segregada por la glándula pineal en el cerebro (pero sólo por la noche), protege contra la oxidación. Además, se ha sabido por mucho tiempo que la vitamina E es un antioxidante. Los estudios han mostrado que los glóbulos rojos deﬁcientes en vitamina E envejecen mucho más rápido que los glóbulos con niveles normales de vitamina E. Con base en este tipo de evidencia, varias personas toman dosis diarias de esta vitamina para detener los efectos del envejecimiento. Los estudios del Center for Human Nutrition and Aging en la Universidad Tufts sugieren que una dieta rica en antioxidantes puede reducir los efectos del envejecimiento cerebral. Las ratas que se alimentaron con una dieta alta en antioxidantes parecieron tener una memoria mejor y elevaron sus habilidades motrices en comparación con las ratas que recibieron una dieta normal. Las más viejas, que fueran alimentadas con dietas que incluían arándanos, incluso recuperaron parte de la memoria y de las habilidades motrices perdidas como resultado del envejecimiento cerebral normal. La oxidación sólo es una causa posible del envejecimiento. La investigación continúa en muchos frentes para encontrar las causas por las cuales se “envejece” a medida que pasa el tiempo.
Alimentos que contienen antioxidantes naturales.
592 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica
18.4 OBJETIVO
Balanceo de reacciones de oxidación-reducción por el método de medias reacciones Aprender a balancear ecuaciones de oxidación-reducción utilizando medias reacciones. Muchas reacciones de oxidación-reducción pueden balancearse con facilidad por medio de prueba y error. Es decir, se utiliza el procedimiento descrito en el capítulo 6 para encontrar un conjunto de coeﬁcientes que provee el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación. Sin embargo, las reacciones de oxidación-reducción que ocurren en una disolución acuosa con frecuencia son tan complicadas que se vuelve tedioso balancearlas por prueba y error. En esta sección se desarrollará un método sistemático para balancear las ecuaciones en estas reacciones. A ﬁn de balancear las ecuaciones para las reacciones de oxidación-reducción que ocurren en una disolución acuosa, se separa la reacción en dos medias reacciones. Las medias reacciones son ecuaciones que tienen electrones como reactivos o productos. Una media reacción representa un proceso de reducción y la otra media reacción representa un proceso de oxidación. En la de reducción los electrones se muestran en el lado de los reactivos (los electrones son ganados por un reactivo en la ecuación), y en la de oxidación los electrones se muestran en el lado de los productos (los electrones son perdidos por un reactivo en la ecuación). Por ejemplo, considere la ecuación no balanceada para la reacción de oxidaciónreducción entre el ión cerio(IV) y el ión estaño(II). Ce4+(ac) + Sn2+(ac)
Ce3+(ac) + Sn4+(ac)
Esta reacción puede separarse en una media reacción que involucra la sustancia a reducirse: El Ce4+ gana 1e− para formar Ce3+ y por tanto se reduce. El Sn2+ pierde 2e− para formar Sn4+ y por tanto se oxida.
e− + Ce4+(ac)
Ce3+(ac) media reacción de reducción
y una media reacción que involucra la sustancia a oxidarse: Sn2+(ac)
Sn4+(ac) + 2e− media reacción de oxidación
Observe que el Ce4+ debe ganar un electrón para convertirse en Ce3+, por lo que se muestra un electrón como un reactivo junto con el Ce4+ en esta media reacción. Por otro lado, para que el Sn2+ se convierta en Sn4+, debe perder dos electrones. Esto signiﬁca que se deben mostrar dos electrones como productos en esta media reacción. El principio clave en el balanceo de reacciones de oxidación-reducción radica en que el número de electrones perdidos (a partir del reactivo que se oxida) debe ser igual al de electrones ganados (a partir del reactivo que se reduce). Número de electrones perdidos
debe ser igual al
Número de electrones ganados
En las medias reacciones mostradas arriba, un electrón se gana por cada Ce4+ mientras que dos electrones se pierden por cada Sn2+. Se debe igualar el número de electrones ganados y perdidos. Para hacer esto, primero se multiplica por 2 la media reacción de reducción 2e− + 2Ce4+
2Ce3+
Después se suma esta media reacción a la media reacción de oxidación. 2e− + 2Ce4+ Sn2+ 2e− + 2Ce4+ + Sn2+
2Ce3+ Sn4+ + 2e− 2Ce3+ + Sn4+ + 2e−
Balanceo de reacciones de oxidación-reducción por el método de medias reacciones
Por último, se cancelan los 2e− en cada lado para obtener la ecuación balanceada general: 2e − + 2Ce4 + + SN2 + → 2Ce3+ + Sn 4 + + 2e − 2Ce4 + + SN2 + → 2Ce3+ + Sn 4 + Ahora se puede resumir lo que se ha expuesto acerca del método para balancear reacciones de oxidación-reducción en una disolución acuosa. 1. Separar la reacción en una media reacción de oxidación y una media reacción de reducción. 2. Balancear las medias reacciones por separado. 3. Igualar el número de electrones ganados y perdidos. 4. Sumar las medias reacciones y cancelar los electrones para obtener la ecuación balanceada general. Resulta que la mayoría de las reacciones de oxidación-reducción ocurren en disoluciones que son claramente básicas o claramente ácidas. En este caso sólo se cubrirá la de tipo ácido debido a que es la más común. Abajo se detalla el procedimiento para balancear las ecuaciones en las reacciones de oxidación-reducción que ocurren en una disolución ácida, y en el ejemplo 18.5 se ilustra el uso de estos pasos.
Método de medias reacciones para balancear las ecuaciones en reacciones de oxidación-reducción que ocurren en disoluciones ácidas Paso 1 Identiﬁcar y escribir las ecuaciones para las medias reacciones de oxidación y reducción. Paso 2 Para cada media reacción:
a) Balancear todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno. b) Balancear el oxígeno utilizando el H2O. c) Balancear el hidrógeno utilizando el H+. d) Balancear la carga utilizando electrones. Paso 3 Si es necesario, multiplicar una o ambas medias reacciones balanceadas por un entero que iguale el número de electrones transferidos en las dos medias reacciones. Paso 4 Sumar las medias reacciones y cancelar las especies idénticas que aparecen en ambos lados. Paso 5 Comprobar para asegurarse de que los elementos y las cargas están balanceados.
EJEMPLO 18.5 Se adicionará el H2O y el H+ a esta ecuación a medida que se balancee. No se tiene que preocupar por ellos ahora.
Balanceo de reacciones de oxidación-reducción utilizando el método de medias reacciones, I Balancee la ecuación para la reacción entre los iones permanganato y hierro (II) en una disolución ácida. La ecuación iónica neta para esta reacción es MnO4−(ac) + Fe2+(ac)
Fe3+(ac) + Mn2+(ac)
Esta reacción se utiliza para analizar el contenido de hierro en la mena de hierro.
594 Capítulo 18 Reacciones de oxidación-reducción y electroquímica SOLUCIÓN Paso 1 Identiﬁcar y escribir las ecuaciones para las medias reacciones. La oxidación que enuncia la media reacción que involucra el ión permanganato muestra que el manganeso se reduce. Observe que el lado izquierdo contiene oxígeno, pero el lado derecho no. Esto se tomará en cuenta más adelante cuando se adicione el agua.
+7 -2 (cada O)
Debido a que el manganeso cambia de un estado de oxidación de +7 a +2, se reduce, por lo que esta es la media reacción de reducción. Tendrá los electrones como reactivos, aunque aún no se escribirán. La otra media reacción involucra la oxidación de hierro(II) a hierro(III) y es la media reacción de oxidación. Fe2+
Esta reacción tendrá los electrones como productos, aunque aún no se escribirán. Paso 2 Balancear cada media reacción. Para la reacción de reducción se tiene: MnO4−
a) El manganeso ya está balanceado. b) Se balancea el oxígeno adicionando 4H2O al lado derecho de la ecuación. El H+ proviene de la disolución ácida en la que se está llevando a cabo la reacción.
c) Después se balancea el hidrógeno adicionando 8H+ al lado izquierdo. 8H+ + MnO4−
d) Se han balanceado todos los elementos, pero se necesita balancear la carga utilizando electrones. En este punto se tienen las siguientes cargas para los reactivos y productos en la media reacción de reducción. 8H+ + MnO4− 8+
Una disolución que contiene iones MnO4− (izquierda) y una disolución que contiene iones Fe2+ (derecha).
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Mn2+ + 4H2O 2+
18.4 Siempre adicione electrones en el lado de la media reacción con un exceso de carga positiva.
Se pueden igualar las cargas adicionándole cinco electrones al lado izquierdo. 5e− + 8H+ + MnO4−
Ahora están balanceados los elementos y las cargas, por lo que ésta representa la media reacción de reducción balanceada. El hecho de que aparecen cinco electrones en el lado de los reactivos de la ecuación tiene sentido, debido a que se requieren cinco electrones para reducir el MnO4− (en el que el Mn tiene un estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en el que el Mn tiene un estado de oxidación de +2). Para la reacción de oxidación, Fe2+
los elementos están balanceados, por lo que todo lo que se tiene que hacer es balancear la carga. Fe2+
Se necesita un electrón en el lado derecho para obtener una carga neta de 2+ en ambos lados. Fe2+
Paso 3 Igualar el número de electrones transferidos en las dos medias reacciones. Debido a que la media reacción de reducción involucra una transferencia de cinco electrones y la media reacción de oxidación involucra una transferencia de sólo un electrón, debe multiplicarse por 5 la media reacción de oxidación. El número de electrones ganados en la media reacción de reducción debe ser igual al número de electrones perdidos en la media reacción de oxidación.
5Fe3+ + 5e−
Paso 4 Sumar las medias reacciones y cancelar las especies idénticas. 5e − + 8H+ + MnO4− → Mn 2 + + 4H2 O 5Fe2 + → 5Fe3+ + 5e − 5e − + 8H+ + MnO4− + 5Fe2 + → Mn 2 + + 5Fe3+ + 4H2 O + 5e − Observe que los electrones se cancelan (como deben) para obtener la ecuación balanceada ﬁnal: 5Fe2+(ac) + MnO4−(ac) + 8H+(ac)
5Fe3+(ac) + Mn2+(ac) + 4H2O(l )
Observe que los estados físicos de los reactivos y productos, (ac) y (l) en este caso, sólo se muestran en la ecuación balanceada ﬁnal. Paso 5
Comprobar para asegurarse de que los elementos y las cargas están balanceados. Elementos Cargas
5Fe, 1Mn, 4O, 8H 17+ 17+
5Fe, 1Mn, 4O, 8H
EJEMPLO 18.6
Balanceo de reacciones de oxidación-reducción utilizando el método de medias reacciones, II Cuando un motor de un automóvil arranca, utiliza la energía suministrada por un acumulador de plomo. Esta batería recurre a una reacción de oxidación-reducción entre el plomo elemental (metal plomo) y el óxido de plomo(IV) a ﬁn de producir la
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