• Author / Uploaded
• Michelle Aguilar

Citation preview

1.- Fórmula Química Las sustancias se representan mediante fórmulas, que muestran la composición atómica exacta y se escriben utilizando los símbolos de los elementos que las constituyen y los subíndices numéricos que indican las proporciones en las que se encuentra cada elemento.

Principales clases de Compuestos Inorgánicos Óxidos Básicos El oxígeno (o) se combina con los metales (M) formando una clase de compuestos llamados Óxidos Metálicos(MO), estos son compuestos binarios, ya que están formados por 2 elementos : El oxígeno y el metal. Óxidos Ácidos o Anhídridos Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua (H2O) producen compuestos llamados Ácidos (Oxiácidos), de ahí que se le conozca también como Óxidos Ácidos ; Otro nombre que reciben estos compuestos es el de Anhídridos Hidróxidos Los Óxidos Metálicos o Básicos (MO) al reaccionar con Agua (H2O) producen compuestos llamados Bases o Hidróxidos (MOH), que son compuestos temarios. Son sustancias untuosa al tacto, de sabor áspero, que cambian a azul el papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo. Oxiácidos Cuando los Óxidos no Metálicos o Anhídridos (NO) reaccionan con agua (H2O), producen una serie de compuestos llamados Oxiácidos (HNO) Hidrácidos Se forman mediante la unión del Hidrogeno (H) con un No Metal (N) Oxisales Cuando un Ácido reacciona con una Base y se neutraliza, se le llama

neutralización Halogenuros Si el Ácido es Hidrácido, la sal recibe el nombre de Halogenuro Sales Ácidas Cuando los Hidrógenos no son sustituidos totalmente, entonces se forman Sales Ácidas, llamamadas así por que contienen H Ácidos, que son compuestos cuaternarios, porque tienen 4 tipos de elementos diferentes Hidruros Las combinaciones Metal-Hidrógeno llevan el nombre de Hidruro y en seguida el nombre del metal que se trate

Grupos Funcionales Óxidos Anhídridos Hidróxidos Hidruros

Ácidos: Hidrácidos Oxiácidos

Sales: Sales Haloideas o Binarias Oxisales o Ternarias Sales Ácidas

Procedimiento 1.- Anotar elementos 2.- Intercambiar Valencias 3.- Valencias iguales se eliminan 4.- Valencias desiguales quedan igual

5.- Valencias # propias / reducir y sacar mitades 6.- radicales ( ) #2 7.- Subíndice uno no se escribe

Nombrar 1.-Sistema de Ginebra 1.- Es para elementos con valencia fija 2.- Anotar el grupo funcional * Sílaba “de” * Nombre del elemento 2.- Para elementos de dos Valencias * Anotar grupo funcional * raíz del elemento * Valencia menor terminación “oso” * Valencia mayor terminación “ico” 3.- Elementos de tres valencias en adelante * Anotar el grupo funcional * Seguir la tabla

Valencia Prefijo 1y2 Hipo 3y4 No tiene 5y6 No tiene 7∞ Per 2.- Nomenclatura Stock

Raíz del Elemento La correspondiente La correspondiente La correspondiente La correspondiente

* Escribir el grupo funcional trabajando * Elemento presente * La valencia trabajando en el compuesto ( )

3.- Nomenclatura de los Prefijos Griegos (Óxidos y Anhídridos) * Mono

1

Terminación Oso Oso Ico Ico

*Di

2

*Tri

3

* Tetra

4

* Penta

5

* Hexa 6 … Algunas raíces de los elementos son: Pb= Plumbum Au= Aurum Cu= Cuprum Fe= Ferrum S= Sulfurum

Ejemplos: Óxidos Básicos Plomo = Pb valencias: 2 y 4 Pb2O2 = PbO Oxido Plumboso Oxido de plomo (II) Monóxido de Plomo

Pb4O2 = PbO2 (Recuerda que se sacan mitades) Óxido Plúmbico Óxido de Plomo (IV) Dióxido de Plomo Óxidos Ácidos o Anhídridos Yodo = I valencias: 1, 5 y 7 I 1O 2 = I 2O Anhídrido Hipoyodoso

Anhídrido de Yodo (I) Monóxido de Diyodo

I 5O 2 = I 2O 5 Anhídrido Yodoso Anhídrido de Yodo (V) Pentóxido de Diyodo

I 7O 2 = I 2O 7 Anhídrido Peryodico Anhídrido de Yodo (VII) Heptóxido de Diyodo Hidróxidos Usan Ginebra y Stock OH -1 A partir del 2 se coloca entre paréntesis

Oro = Au valencia: 3 y 1 Au1OH1 = AuOH Hidróxido Auroso Hidróxido de Oro (I)

Au3OH1 = Au(OH)3 Hidróxido Aurico Hidróxido de Oro (III) Hidruros H +-1 Aluminio = Al valencia: 3

Al3H1 = AlH3 Hidruro de Aluminio Hidruro de Aluminio (III) Sales Hidrácido + Hidróxido = Sal Haloidea + H2O HCl + KOH à KCl + H2O Cloruro de Potasio Nomenclatura 1er nombre: Raíz del no metal, terminación uro 2do nombre: De acuerdo al metal osea la segunda regla HI + Ni(OH)3 à NiI2 + H2O Yoduro Niqueloso Oxisales Nombre: 1ero nombre del radical 2do Metal Mg2ClO1 Mg(ClO)2 Hipoclorito de Magnesio Sales Ácidas Mg2H2PO14 Mg1H2PO42 Mg(H2PO4)2 Fosfato Diácico de Magnesio Obtención de Ácidos H + Radical Oxigenado Radical Acido Ato ------------- Ico Ito ------------- Oso H1ClO13 HClO3

Acido Clorico No se pueden formar ácidos con: Amonio Bisulfito Cromato Dicromato Hidróxido Bisulfato Bicarbonato Permanganato Oxiácidos Anhídrido + H2O à Oxiácido Anhídrido Co2 + H2O à H2CO3 Carbónico Ácido Carbónico Ácido de Carbono (IV)

2.- Simbología *Ecuación Química Reactivos

Productos

-----> Produce + Mas, Reacciona, Agrega

---->

(g) gaseoso

Reversible

Se descompone y Produce

(s) solido (l) liquido (ac) solución acuosa (disuelta en agua) Catalizadores:

------> Pt ------> Electricidad

Gas se libera

Precipita Ejemplo: El nitrato de plata en solución acuosa mas cloruro de sodio en estado solido produce un precipitado de cloruro de plata mas nitrato de sodio en solución acuosa

AgNO3(ac) + NaCl(s)

AgCl + NaNO3(ac)

3.- Reacciones Químicas La materia es susceptible a sufrir cambios, a los cuales se les llama fenómenos. Si el cambio que sufre la materia no altera su estructura intima se dice que es un cambio o fenómeno físico. Si el cambio altera la estructura intima de la materia, se le llama cambio

químico Los cambios químicos también reciben el nombre de reacciones químicas. Reacción Química Se define como la transformación de una o mas sustancias en una u otras. Representación mediante ecuaciones Para representa las ecuaciones químicas en forma abreviada y simbólica, se emplea la expresión ecuaciones químicas. Partes de una Ecuación En una ecuación las sustancias que se van a transformar en otras distintas se llaman reactivos y los que resultan se llaman productos. Terminología de las ecuaciones químicas La ecuación química consta de 2 términos, el signo= se sustituye por una flecha que indica el sentido de la reacción (à) que significa “reaccionan y producen”. En química, el primer termino no es igual al segundo en calidad, ya que las sustancias se transforman en otras.

Principales Tipos de Reacciones Síntesis o Adición Unión de dos o mas elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Descomposición Formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto CaCo3 à CaO + Co2 Sustitución simple

Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o reemplazan a otros átomos diferentes que forman unidades formula de un compuesto; también se les llama desplazamiento simple. Sustitución doble o Metátesis

También se llama doble desplazamiento, transposición o metátesis. Esta clase de reacciones ocurre entre dos compuestos con intercambio de elementos para formar dos nuevos compuestos. Reacciones termoquímicas

Se representan mediante ecuaciones que solo se refieren a la transformación de las sustancias pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. Elementos de Termoquímica

El calor se incluye como reactivo o como producto. Cuando un sistema absorbe calor, parte de esa energía se emplea para producir un trabajo. Entalpia

Es una magnitud que se relaciona de manera estrecha de cualquier sistema que sufre un cambio a presión y temperatura constantes igual al calor absorbido o emitido en el proceso. Ley de la suma constante de calor de Hess

También se le llama la ley de la suma constante de calor o ley del estado inicial y final que dice: que el calor que interviene en una reacción química es el mismo si la reacción ocurre directamente en una sola etapa o indirectamente en varias etapas Entropía

La primera ley de la electrodinámica refiere que la energía se conserva en cualquier proceso físico o químico, pero no indica la dirección.

4.- Balanceo de Ecuaciones Químicas Balancear una ecuación significa encontrar la igualdad entre los 2 términos de una ecuación química Método de tanteo

Una vez planteada la reacción se empieza a balancearla seleccionando un elemento que aparezca solo una vez en los reactivos y una vez en los productos. Ejemplo: K + H2 O → KOH + H2

Se observa que el potasio y el oxígeno están en un solo reactivo y producto pero ya se hallan balanceados por lo que se debe balancear el hidrógeno. K + H2 O → KOH +1 /2 H2 Hay 2 átomos de hidrógeno en los reactivos y 3 en los productos por lo que puede balancearse colocando ½ de hidrógeno en los productos Para no trabajar con números fraccionarios se multiplican reactivos y productos por 2-

2 K + 2 H2 O → 2 KOH + H2 Método Redox En muchas reacciones químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian su numero de oxidación, esto es porque han ganado o perdido electrones a dichas reacciones se les llama de oxidación- reducción. Oxidación El sulfuro de magnesio también se oxida aunque no se haya combinado con el oxigeno, ya que perdió electrones y su numero de oxidación aumento Un átomo se oxida cuando: * Pierde electrones * Su numero de oxidación aumenta Reducción Un átomo se reduce cuando: * Gana electrones * Su numero de oxidación disminuye Asignación de numero de oxidación Para balancear con el método redox se debe recordar que: * Cuando un elemento no se encuentra combinado su numero de oxidación es 0 * El numero de oxidación de hidrogeno es 1+ * El numero de oxidación del oxigeno es 2* El numero de oxidación de los elementos del grupo 1ª de la tabla periódica es 1+ * El numero de oxidación de los elementos del grupo 2ª de la tabla periódica es 2+

* El numero de oxidación del aluminio es 3+ *El numero de oxidación de los halógenos es 1- si en la molécula no hay oxigeno * El numero de cargas positivas es igual al de negativas en una formula escrita correctamente Método Algebraico Consiste en formar una serie de ecuaciones para cada elemento del primero y el segundo termino de la ecuación.

5.- Estequiometria Leyes ponderales Ley de la conservación de la masa La masa de los reactivos siempre va a ser igual a la de los productos. Ley de las proporciones Definidas Dos o mas elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre con la misma proporción. Ley de las proporciones Múltiples o de Dalton Relaciona los pesos de 2 elementos cuando estos se pueden combinar en distintas proporciones para formar mas de un compuesto. Ley de las Proporciones Reciprocas Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado. Ley de Avogadro Volúmenes iguales de todos los gases, a igual presión y temperatura tienen el mismo numero de moléculas Mol Es la masa molecular expresada en gramos: Se llama también masa molar Numero de Avogadro El numero de moléculas que existen en un mol es igual a 6.07 × 103. Este numero lleva el nombre de Numero de Avogadro. Volumen Molar Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión y equivale a 22.4 litros. Este volumen es igual al de un cubo que mide 28. 2 cm por lado. 22.4 litros es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas

en condiciones normales Condiciones Normales: Temperatura = 0 °C = 273 °K Presión = 1 atmósfera = 760 mmHg

Ejemplos de Masa Molar: Carbonato de potasio K2CO3 K: 2× 39 = 78 C: 1 × 12 = 12 O: 3 × 16 = 48 M.M 138 gr/mol

Oxido Férrico FeO3 Fe: 1× 56 = 56 O: 3× 16 = 48 M.M 104 gr/mol

Composición Porcentual

Se Usa La Regla de 3 Fe2O3 MM Fe: 2×56 = 112 O: 3×16 = 48 160 Fe: 70% O: 30% 100% Formula Real 1.- Conocer la Composición Porcentual 2.- Dividir el porcentaje de cada elemento entre los tres subt del mismo 3.- Los valores encontrados se dividen entre el menor de todos 4.- Los num. Que surjan del paso anterior se ubican como subíndices en la formula, si son decimales se redondean, esta será la formula empírica. 5.- Par encontrar la Formula Real se divide la MM del problema entre la MM que se obtiene de la Formula Empirica 6.- El valor obtenido en el paso anterior se multiplica por la formula empírica y esa será la formula real o molecular Encontrar la Formula Real de un compuesto cuyo análisis porcentual es nitrógeno 30.43%, Oxigeno 69.57%, Peso molecular 92 N: 30.43% ÷ 14 = 2.17 ÷ 2.17 = 1 O: 64.57% ÷ 16 = 4.34 ÷ 2.17 = 2 N1O2 = Formula Empirica N: 1 x 14 = 14 O: 2 x 16 = 32 46 92÷46 = 2 N1O2 (2) = N2O4 Formula Real

Relaciones Químicas Relaciones Ponderales A) Mol - Mol Ejemplo: Calcula la cantidad en moles que se obtienen de hidróxido de sodio cuando reaccionan totaltmente, 0.45 mol de hidróxido de calcio en la sig. Ecuación Carbonato de sodio + hidróxido de calcio à hidróxido de sodio de sodio + carbonato de calcio Na2CO3 + Ca(OH) à 2NaOH + CaCO3 Obtener: 2 Moles de NaOH Reacciona: 1 Mol de Ca(OH)2 X= (w sust) (mol obtener) Mol reaccionante B) Relación Mol – Masa ¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio se obtienen cuando reaccionan 3-2 moles de amoniaco en la ecuación : amoniaco mas magnesio à nitruro de magnesio mas una molécula de hidrogeno 2 NH3 + 3Mg à Mg3Na + 3H2 Obtener (MM – Gr): Mg3N2 Mg: 3x24 = 72 N: 2 x 14 = 25 MM 100 Gr Reaccionante (Moles)

NH3 2 moles X = ( w sust) (MM obtiene) Mol reaccionante X = 3.2 mol x 100 gr 2 mol Eliminas mol y te queda como masa X= 160 gr de Mg3Na2

C) Relación Masa – Mol ¿Cuántos moles de acido clorhídrico se necesitan para obtener 10 gr de cloruro hipomanganoso en la ecuación: Acido clorhídrico + Dioxido de Manganeso à Cloruro Hipomanganoso + una molecula de Cloro + Agua 4HCL + MnO2 à MnCl2 + Cl2 + 2H2O Obtener MnCl2 Mn: 1x55 = 55 Cl: 2x35 = 70 MM 125 Gr Reaccionante HCl = 4 mol X = 10 gr x 4 mol 125 gr X= .32 mol de MnCl2 Cloruro hipomanganoso Relaciones Volumétricas A) Vol - Vol Encontrar el Vol en Litros de una molécula de oxigeno que reacciona

para obtener 50 L de Dióxido de azufre en TPN ( Temperatura y Presión Normal) en la ecuación: Bisulfuro de carbono + una molecula de oxigeno à dióxido de carbono + bióxido de azufre CS2 + 3O2 à CO2 + 2SO2 Reacciona

22.4 x  3 67.2  L Obtiene

22.4 x  2 44.8L X = (mol sust) (reacciona) obtiene X = 50 L x 67.2 L 44.8 L X= 75 L de O2 B) Masa – Vol CaCO3 à CaO + CO2 Reacciona – MM CaCO3 Ca: 1x40 = 40 C: 1x12= 12 O: 3x16 = 48 100 gr Obtiene Constante CO2 = 22.4L X = (w subs) (obtiene)

reacciona X = (20 gr) (22.4L) 100 gr X= 4.48 L de CO2 C) Vol - Masa 2KClO3 à 2KCl + 3O2 Reacciona MM KClO3 K: 1x39 = 39 Cl: 1x35 = 35 O: 3x16= 48 122 x2 244 gr MM Obtienen O2= 22.4 x3 67.2L X = (w subs) (reacciona) Obtiene X = (10 L) (244 gr) 67.2L

X= 36.30 L de KClO3