Símbolos y fórmulas
El desenvolvimiento de la Química como ciencia hacía necesario el dar
a cada cuerpo conocido un nombre que fuese expresión de, su naturaleza química
y a representarlo en una forma abreviada que respondiese a su composición
molecular. De esta manera, la representación de las reacciones químicas
daría idea inmediata en cada caso de la naturaleza íntima de la
transformación correspondiente. Para ello, era preciso establecer
previamente un símbolo para los átomos de
los elementos que fuese a su vez expresión inmediata de su nombre.
Los
alquimistas habían ya empleado símbolos para representar los elementos
entonces conocidos así como para distintos compuestos y formas de energía,
algunos de los cuales se reproducen en la figura pero dichos símbolos
eran completamente artificiosos, y así, para los metales, eran idénticos
a los de los astros a los que aquellos se imaginaban íntimamente
relacionados. Lavoísíer propuso algunos signos convencionales para
representar distintas substancias, pero fué DALTON el primero en utilizar
signos diferentes (círculos)(ver
teoría atómica) para los átomos de los elementos entonces conocidos
o supuestos, y mediante la combinación de ellos pudo representar la
constitución de muchos compuestos a partir de la composición elemental encontrada para
los mismos.
Los
símbolos
modernos de representación de los átomos se debe a BERZELIUS, el
cual propuso utilizar, en vez de signos arbitrarios, la primera letra del nombre latino del
elemento o, en todo caso, la primera letra seguida de otra
representativa del sonido característico del nombre al ser dos o más
los elementos cuyos nombres empezasen por la misma letra. El tomar como base el nombre latino, pues el
latín era entonces la lengua internacional utilizada en la terminología
científica, hizo que la proposición de BERZELIUS
fuese universalmente aceptada. Además, los elementos
conocidos desde antiguo tenían en general muy distinto nombre en los
diversos países, tal como el hierro,
que en francés se denomina fer, en inglés iron
y en alemán eisen, y por
ello, los símbolos basados en un idioma particular no hubiesen sido
aceptados por doquier.
Como
el nombre castellano de los elementos tiene en general la misma raíz que
los correspondientes nombres latinos, el símbolo es entonces también la
primera letra, o ésta seguida de otra, del nombre castellano del
elemento. Sólo en, algunos casos el símbolo deriva exclusivamente del
nombre latino del elemento.
Si
los símbolos expresan los átomos de los elementos, las fórmulas representan la composición
molecular de las substancias, las cuales se establecen mediante la
yuxtaposición de los símbolos de los átomos constituyentes afectados
cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del
correspondiente elemento integrantes de la molécula. El subíndice uno se
sobreentiende y no se escribe. Si la magnitud de la molécula no se conoce
o bien es dudosa la existencia de ellas como partículas físicas
independientes (caso de compuestos sólidos), la fórmula del compuesto
expresa la relación mínima de los átomos constituyentes de la sustancia.
El agua tiene por fórmula H2O, que indica que su molécula
está formada por 2 átomos
de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno; la fórmula del cloroformo es CHCI3,
que expresa que su molécula está constituida por 1 átomo de carbono, 1
átomo de hidrógeno y 3 átomos de cloro; La fórmula del elemento cloro
(sustancia elemental) es Cl2, pues su molécula está compuesta
por 2 átomos de este elemento; y SiO2
es la fórmula del dióxido de silicio o anhídrido silícico no formado
por moléculas, (compuesto reticular covalente) pero que en su composición
entran 2 átomos de oxígeno por cada átomo
de silicio.
Los
símbolos y fórmulas no sólo representan a los elementos y compuestos o
más concretamente a sus átomos y moléculas, sino, también a sus
respectivos moles.
Así,
el símbolo C representa el elemento carbono, 1átomo de carbono y 1 mol
de átomos de carbono, que son 12,011 g de carbono.
Análogamente,
la fórmula H2SO4 representa el compuesto ácido
sulfúrico, 1
molécula de este cuerpo y también 1 mol de ácido sulfúrico,
98,082 g.
Este
aspecto cuantitativo de los símbolos y fórmulas permite conocer la
relación en peso en que están unidos los elementos en un compuesto e,
inversamente, a partir de esta relación encontrada por análisis, hallar
la fórmula de cualquier substancia.
Deducción de las fórmulas de los compuestos.
Fórmula
empírica.
Fórmula
molecular.
Composición
centesimal deducida a partir de la fórmula.
Fórmula
empírica.
Para
establecer la fórmula de un compuesto debe conocerse el número de átomos
de cada elemento que entran en una molécula del compuesto o, lo que es
equivalente, el número de moles de cada elemento en un mol de compuesto.
Previamente, se obtiene por análisis la, composición centesimal de la
substancia, la cual indica la proporción en peso de los elementos
constituyentes de la misma. Si ahora sé divide el tanto por ciento de
cada elemento que entra en el compuesto o sea, el peso real del mismo en
100 g de la substancia, por su peso atómico respectivo se obtiene el número
relativo de átomos (o de moles de átomos) de cada clase contenidos en la
molécula (o mol) del compuesto. Como en la molécula existen un número
entero de átomos de cada elemento, se transforman aquellos números
relativos en los números enteros más próximos. De esta forma se
determina la fórmula empírica de
la sustancia que es la fórmula más simple y nos informa de la
proporción en que se encuentran los átomos en la molécula. Los ejemplos aclaran el
tipo de cálculo que acaba de indicarse:
EJEMPLO. Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno.
Hallar la fórmula del compuesto.
La fórmula será CxHy donde x e
y son números enteros. El compuesto puede expresarse también por
79,9 g de carbono y 20,1 g de hidrógeno. Dividiendo el peso de cada elemento por su peso atómico,
o lo que es equivalente, multiplicando este peso por el factor de conversión
de gramos a moles de átomos (átomos gramo), resulta:
Estos resultados significan que 6,65 moles de carbono
están combinados con 19,95 moles
de hidrógeno. Para reducir esta relación a números enteros se dividen
ambos valores por el menor, esto es, por 6,65, obteniéndose la relación:
que indica que por cada átomo de carbono
hay tres, átomos de hidrógeno.
La
fórmula más simple es CH3 y esta será la fórmula
empírica
de la sustancia.
La
fórmula verdadera será la fórmula empírica o bien un múltiplo de
ella. Su determinación exige el conocimiento del peso molecular.
La
composición de la substancia puede venir expresada en forma distinta de
la centesimal.
EJEMPLO.
Cinco gramos
de un óxido de plomo contienen
4,533 g de este metal. Calcular su fórmula.
El
contenido en Oxigeno es (5 - 4,533 =) 0,467 g. Si dividimos los pesos de
plomo y oxígeno por sus pesos atómicos respectivos se tiene
Dividiendo
estos dos valores por el menor, 0,02188, se obtienen respectivamente 1 mol
(átomo gramo) de plomo y 1,334 moles (átomos gramo) de oxígeno. Como
los números de átomos han de ser enteros hay que multiplicar estos últimos
valores por 3, con lo que resulta 3 moles de plomo y 4 moles de oxígeno.
La
fórmula empírica o más sencilla de este óxido de plomo es Pb304.
La
fórmula más sencilla, o fórmula empírica, sólo debe usarse
cuando no se posean datos suficientes para reemplazarla por la fórmula
verdadera de la composición de la molécula o fórmula
molecular o cuando el
compuesto no esté constituido por moléculas (compuestos ionicos).
Fórmula
molecular.
La
fórmula molecular puede calcularse a partir de la composición de la sustancia
(obteniendo la formula empírica) y de su peso molecular.
EJEMPLO. El peso molecular aproximado del compuesto de fórmula
empírica CH3 es 30. Hallar su fórmula molecular.
La fórmula molecular será el múltiplo de la empírica cuyo peso se
aproxime a 30. El peso fórmula de CH3 es (12,011 + 3 x 1,008 = 12,011 + 3,024 =) 15,035 y, por tanto, la fórmula
doble con un peso de 30,070 será la fórmula molecular, o sea,
C2H6
La determinación de la fórmula molecular de una substancia exige
conocer previamente su peso molecular aproximado. Pero una vez conocida la
fórmula molecular, el peso
molecular de la sustancia se calcula exactamente a partir de los pesos atómicos
de los elementos que la constituyen.
El
siguiente ejemplo muestra los pasos a seguir en la deducción de la fórmula
molecular de una substancia cuando se facilitan datos que permiten conocer
su composición y datos que permiten calcular su peso molecular
aproximado.
EJEMPLO. Un compuesto orgánico contiene
carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar 1,275 g de sustancia se forman 1,869 g de
dióxido de carbono, CO2, y 0,765 g de agua,
H2O. El dióxido de carbono contiene 27,29
% de carbono y el agua 11,19% de
hidrógeno. A 80 ºC Y 745 mm, 0,641 g de sustancia ocupan en estado de
vapor 316 cm3. A partir de estos datos hallar la fórmula de este
compuesto y su peso molecular exacto.
Hallaremos
primero la proporción de carbono e
hidrógeno en el compuesto y, por diferencia, la proporción de oxígeno.
Se tiene:
La relación de
moles de átomos en 100 g de compuesto es
La relación Ente el número de átomos de carbono, hidrógeno
y oxígeno es 3,33 : 6,66: 3,33 y dividiendo sus términos por el menor se
tiene la relacióri 1 : 2: 1i expresada con números enteros sencillos. La
fórmula empírica o más sencilla de la substancia es CH2O con
un peso fórmula de 30,027. La fórmula molecular será un múltiplo de la
fórmula empírica o bien esta misma y su peso molecular aproximado será
30 ó un múltiplo de este valor. Calcularemos este peso molecular de la
expresión que resulta de la ecuación general de los gases. Tenemos
El
peso molecular aproximado de la sustancia es 59,9, doble del
correspondiente a la fórmula empírica. En consecuencia, la fórmula
correcta molecular del compuesto es C2H4O2
y su peso molecular exacto es 60,054 g/mol.
Composición
centesimal deducida a partir de la fórmula.
La
fórmula de un cuerpo indica también su composición ponderal puesto que
expresa la cantidad de cada elemento contenido en el peso molecular. El cálculo
de los correspondientes tantos por ciento es una cuestión muy sencilla,
según puede deducirse del siguiente ejemplo:
EJEMPLO. Hallar la composición centesimal
del dícromato potásico cuya fórmula es K2Cr2O7.
Aunque
el dicromato potásico, como todas las sales, no está constituido por moléculas,
la fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos
de oxígeno y 2 átomos
de potasio, y, por tanto, que dos moles de cromo (2
x 52,01 g), junto con 7 moles de oxígeno (7 x
16,00 g) y dos moles de potasio (2 x 39,1 g), constituyen el peso fórmula del dicromato potásico, esto es,
294,22 g. El tanto por uno o por ciento de
cada elemento será
Ecuaciones químicas; significado.
Las
reacciones químicas pueden representarse de modo abreviado mediante, el
empleo de las fórmulas de las substancias químicas que intervienen en el
proceso. Este modo de representación constituye una ecuación
química.
El
primer paso para escribir una ecuación es consignar
las fórmulas de todas las substancias colocando a la Izquierda de una
flecha las fórmulas de las substancias iniciales que dan lugar al proceso
y que se conocen como substancias
reaccionantes o reactivos, y a
la derecha las de las substancias finales que se originan denominadas productos
de la reacción o productos. Este primer paso constituye una ecuación
indicada, o
esquematizada (sin ajustar).
Puesto
que una transformación química consiste en realidad en la agrupación
distinta de los átomos que forman las substancias reaccionantes para dar
lugar a los productos de la reacción, el número de átomos de cada clase
debe permanecer invariable y ser el mismo en los dos miembros de la ecuación.
En consecuencia, el segundo paso consiste en igualar
la ecuación indicada para lo cual se coloca delante de cada fórmula
un número entero o coeficiente, el cual corresponde al
menor número de moléculas (o de las agrupaciones de átomos
representativas de la fórmula empírica del cuerpo cuando no existen
verdaderas moléculas) necesarias para que el proceso elemental tenga
lugar.
Consideremos
la reacción entre el vapor de agua y el hierro al rojo para formar hidrógeno
y óxido de hierro magnético. La ecuación indicada (sin ajustar) de este
proceso es
Fe
+ H2O à
Fe3O4 + H2
la
cual expresa tan sólo, de un modo cualitativo, la naturaleza de las
substancias que intervienen en la transformación. Esta ecuación indicada
puede fácilmente igualarse. Para formar una supuesta moléculá de Fe3O4 se
necesitan 3 átomos de hierro y 4 de oxígeno, para lo cual debe haber a
la izquierda de la flecha, substituida casi siempre por un signo igual, 3
átomos de hierro y 4 Moléculas de agua, las que darán lugar también a
4 Moléculas de hidrógeno. La ecuación correctamente igualada es
3
Fe + 4 H2O à
Fe3O4 + 4 H2
La ecuación igualada representa a su vez una relación cuantitativa
entre las cantidades de los cuerpos reaccionantes, ya que cada fórmula
equivale a un mol de la sustancia correspondiente. La ecuación anterior
puede leerse como sigue: 3 moles de hierro (3 x 55,85 g) reaccionan con 4
moles de agua (4 x 18,016 g) para dar lugar a 1 mol de óxido de hierro
magnético (231,55 g) y a 4 moles de hidrógeno (4 x 2,016 g). Esta relación
cuantitativa es la que determina el carácter de verdadera ecuación matemática
a las ecuaciones químicas.
Cuando intervienen en la reacción substancias gaseosas, un mol
equivale también a un volumen molar cuyo valor depende de las condiciones
de presión y temperatura a que se considera el gas e igual a 22,4 litros
en las condiciones normales.
A veces no es necesario escribir una ecuación molecular completa, en
rigor no es posible hacerlo para algunas reacciones, en especial para
aquellas que se verifican en disolución. En estos casos son suficientes
ecuaciones parciales, en particular cuando no se necesitan los pesos
totales de las substancias que intervienen en la reacción y sólo
interesa el mecanismo de ella. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución
de cloruro sódico a otra de nitrato de plata se produce un precipitado
blanco de cloruro de plata. Esta reacción puede expresarse por las
ecuaciones siguientes:
Estos
compuestos están constituidos por átomos o grupos de átomos con carga
eléctrica (iones) positiva y
negativa, y que en la disolución se mueven separadamente. Por ello, la
ecuación 1) expresa la reacción
química que tiene realmente lugar y sirve exactamente para las que se
producen entre cualquier cloruro soluble y cualquier sal de plata soluble
que forman un precipitado de cloruro de plata. La ecuación 2)
se utiliza cuando interesa calcular la cantidad de alguna de las
substancias reaccionantes puesto que el cálculo exige necesariamente el
empleo de las fórmulas moleculares. La ecuación 3) es igual
esencialmente a la 2), pero al indicar separadamente los iones en los compuestos de este
tipo muestra cuál de ellos queda en la disolución en estado iónico.
Cálculos a partir de las ecuaciones químicas
Las relaciones cuantitativas entre las cantidades de los cuerpos que
intervienen en una reacción, derivadas de la ecuación química
correspondiente, permiten calcular la cantidad de una determinada
sustancia si se conoce la cantidad de una cualquiera de ellas. En general,
las cantidades calculadas son en peso, pero puede hallarse el
correspondiente volumen si se conoce, para sólidos y líquidos, su
densidad, y para los gases, a partir de la ecuación general que relaciona
el volumen con el número de moles o con el peso de la sustancia.
Los ejemplos que siguen aclaran todos los tipos de cálculos que pueden
considerarse.
