Símbolos, fórmulas y ecuaciones

 

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Símbolos y  fórmulas 

Deducción de las fórmulas de los compuestos.

Ecuaciones químicas; significado.

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas

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 rmula 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.

Relaciones ponderales

Relaciones de volumen

Relaciones peso-volumen

Análisis de mezclas gaseosas