modulo de química i
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CONTENIDO
UNIDAD #1
LOGROS:
Comprende la necesidad e importancia de la clasificación periódica.
Relaciona las propiedades de los elementos con su ubicación en la tabla
periódica.
Relaciona los símbolos con los elementos.
Establece la estrecha relación entre los electrones de valencia y el
enlace químico.
Identifica los diferentes tipos de enlace y predice su formación.
Determina las fórmulas empíricas y moleculares de la sustancia.
CONTENIDO:
1. Tabla periódica de los elementos.
Ley periódica.
Descripción de la tabla.
Propiedades periódicas.
2. Enlace químico.
Concepto.
Regla de octetos.
Clases de enlace químico.
Enlace iónico.
Enlace covalente.
3. Valencia y numero de oxidación
4. Formulas químicas.
Clases de formulas.
Formula mínima.
Formula molecular.
Formula estructural.
Formula electrónica.
Determinación de formulas.
UNIDAD # 2 FUNCIONES QUÍMICAS.
LOGROS:
Identifica y establece diferencias entre las funciones de la química
inorgánica.
Nombra correctamente las funciones químicas de la química inorgánica.
Escribe fórmulas químicas a partir de la nomenclatura de las sustancias.
Funciones de la química inorgánica
1. Función química y grupo funcional.
2. Los óxidos y su nomenclatura.
3. Los ácidos y su nomenclatura.
4. Los hidróxidos y su nomenclatura.
5. Las sales, clasificación y nomenclatura.
UNIDAD #3: REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS.
LOGROS:
Identifica los tipos de reacciones, teóricamente y también en el
laboratorio.
Presenta habilidades para balancear ecuaciones químicas por diferentes
métodos.
Reconoce en una ecuación química, el agente oxidante, el agente
reductor, sustancias oxidas y sustancias reducidas.
CONTENIDO:
1. Reacciones y ecuaciones químicas.
Conceptos.
Clasificación de las reacciones.
Clasificaciones químicas.
Balance de ecuaciones químicas.
Método del tanteo.
Método de oxido de reducción.
UNIDAD # 4 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS.
LOGROS
Interpreta el enunciado de las leyes pondérales y las aplica a la
resolución de problemas.
Realiza cálculos estequimètricos a partir de las ecuaciones químicas.
Aplica los conceptos de reactivos límite, rendimiento y pureza en la
resolución de problemas propuestos.
CONTENIDO
1. Leyes pondérales de las combinaciones.
2. Cálculos estequimetricos.
3. Reactivo limite.
4. Pureza.
5. Rendimiento.
Es un esquema de todos
Están Su base es Desarrollo Histórico
Se encuentra dividida en
Se conocen como
Son Son
NOTA: todos los elementos del grupo IA tienen orbitales externos
representados por ns1, donde n es el número cuántico principal de la capa
TABLA PERIÓDICA DE LOS EMENTOS QUÍMICOS
Los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente
1829 Johann wolfgang Döbereiner clasificó los elementos según sus propiedades semejantes en triadas.(grupo de 3 elementos) 1864 John Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes en octavas (grupo de 8 elementos).1869 el ruso Dimitry Mendeléiev y 1870 el alemán Lothar Meyer clasifican los elementos en función periódica de sus masas atómicas (hoy en día realizada en función de su número atómica).
Ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos y 18 columnas verticales, llamadas grupos
ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIODICA
GRUPOS O FAMILIAS
Columnas verticales, con numeración romana y designada con las letras A y B. El del grupo identifica los electrones de valencia.
Los grupos IA al VIIA se conocen como elementos representativos
Los grupos B junto con las series Lantánidas y Actinidas se conocen como elementos de transición
IA= alcalinosIIA= alcalinotérreosIIIA= familia del boroIVA= carbonoidesV= nitrogenoidesVIA= anfígenosVIIA= halógenosVIIIA= gases nobles.
PERIODOS
Columnas horizontales, con numeración arábiga del 1 al 7 e identifican los niveles de energía que presenta el átomo.
La ley periódica: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico”.
externa. Los elementos del grupo VIIA tienen orbitales externos designados
por ns2, np5, lo que significa que poseen siete electrones en el último nivel de
energía.
ACTIVIDADRESPONDE.
1. Cómo fue la primera clasificación de los elementos químicos realizada
por Lavoisier.
2. Cómo ordeno los elementos químicos Mendeleiev.
3. En qué consistió los estudios de Moseley sobre los elementos químicos
y que cambios produjo en la ley periódica enunciada por Mendeleiev.
4. Enuncia la Ley periódica moderna.
5. Cuantos electrones de valencia tienen los elementos pertenecientes a los
grupos IA al VIIIA.
6. Cuantos niveles de energía tienen los elementos pertenecientes a los
periodos 1 al 7.
7. Escriba el símbolo y nombre de los elementos que pertenecen a las
familias: alcalinos, alcalinotérreos, nitrogenoides, carbonoides,
anfígenos, halógenos y gases nobles.
8. Escribe el símbolo y nombre de los elementos que pertenecen a la serie
de los Lantánidos y los Actínidos.
9. Que son elementos metaloides, escribe el símbolo y nombre de cada
uno.
10.En la tabla periódica donde se encuentran ubicados los metales, los no
metales y los metaloides.
11. En la tabla periódica, el arsénico, elemento 33, tiene cuatro elementos
vecinos más próximos: 15, 32, 34 y 51. ¿Cuáles de estos tienen
propiedades parecidas a la del arsénico?
12. A qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen los siguientes
elementos: Berilio, Sodio, Estroncio, Francio, Aluminio, Estaño,
Fosforo, Selenio, Bromo, Argón.
13. En qué lugar de la tabla periódica se encuentran localizados los
elementos de transición. Escribe el símbolo y nombre de 5 de ellos.
14. Realiza dos croquis de la tabla periódica y ubica en el primero los
elementos representativos y en el segundo los elementos de transición.
15. Investiga que elementos químicos se encuentran en tu región y ubícalos
en la tabla periódica indicando:
a. Grupo y periodo a que pertenecen
b. Electrones de valencia y niveles de energía
c. Si son metales, no metales o metaloides.
Son características que
Las más importantes son
Esta Es la Es unaEs la
En la
En la En laEn la
PROPIEDADES PERIODICAS
Presentan los elementos químicos según su localización en el sistema periódico.
POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I)
TAMAÑO ATOMICO AFINIDAD ELECTRONICA
ELECTRONEGATIVIDAD
Energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo.
Tabla periódica el P.I. aumenta en los periodos de izquierda a derecha y disminuye en los grupos de arriba hacia abajo
Tabla periódica el tamaño atómico aumenta de arriba hacia abajo en los grupos y disminuye de izquierda a derecha en los periodos
Energía liberada cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón convirtiéndose en un átomo negativo o anión
Tabla periódica la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha en los periodos y disminuye de a arriba hacia abajo en los grupos
Medida de la capacidad de atracción de un átomo para sostener y atraer electrones en un enlace
Tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los periodos y de abajo hacia arriba en los grupos
Relacionado con el radio atómico de los átomos neutros
LATABLA PERIÓDICA Y LA PERIODICIDAD QUÍMICA
El potencial de ionización aumenta El radio atómico disminuye La afinidad electrónica aumenta La electronegatividad aumenta
ACTIVIDAD
RESPONDE:
1. ¿Qué es una propiedad periódica?
2. Ordena los elementos del grupo VIA en orden creciente de tamaño
atómico.
3. Entre los siguientes átomos: Si, Al, B, y C. ¿Cuál tiene la energía de
ionización más grande?
4. De la siguiente lista de átomos Si, Al, B, y C. ¿Cuál átomo tiene la
afinidad electrónica más pequeña?
5. De los siguientes elementos: O, Se, Ga, S, Si ¿Cuál es el elemento más
electronegativo?
6. Ordena los elementos de la familia de los Alcalinos por orden creciente
(menor a mayor) de potencial de ionización
7. Ordena los elementos del periodo 3 por orden decreciente (menor a
mayor) de tamaño atómico.
8. Según la escala de electronegatividad desarrollada por Linus Pauling
¿cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos
electronegativo? ¿Qué valores de electronegatividad tiene cada
elemento?
9. Realiza una lista de los elementos químicos que se encuentran en tu
región y determina para cada uno de acuerdo a su ubicación en la tabla
periódica:
a. Cual mayor y menor electronegatividad.
b. Cual presenta mayor y menor potencial de ionización.
c. Cual presenta mayor y menor tamaño atómico.
d. Cual presenta mayor y menor electronegatividad.
ENLACE QUÍMICO
CONCEPTO. Es la fuerza de atracción mutua entre dos o más átomos que se
combinan para formar una molécula. La fuerza de un enlace químico obedece
a un mecanismo electrónico de ganancia, pérdida o compartimiento de
electrones entre los átomos que se unen.
Para explicar los enlaces químicos hay dos teorías en mecánica cuántica.
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA Y TEORIA DE LOS
ORBITALES MOLECULARES.
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA. Supone que los átomos que
constituyen la molécula se parecen mucho a los átomos aislados, pues
conservan sus orbitales, excepto los que intervienen en el enlace, que se
modifican. Esta teoría es más intuitiva y se corresponde mejor con el concepto
clásico de enlace químico.
TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES. Considera a la
molécula como una unidad y cada uno de los electrones puede moverse por
toda ella, si bien dentro de determinados espacios llamados orbitales
moleculares (O.M.) de manera análoga a como lo hacía en los orbitales
atómicos.
REGLA DEL OCTETO. La pérdida, ganancia o compartimiento de
electrones llevan a los átomos a que adquieran la configuración electrónica de
ocho electrones en su último nivel de energía, semejante a los de los gases
noble (grupo VIIIA).
ESTRUCTURA DE LEWIS O SIMBOLOS ELECTRÓNICOS. Se
utilizan para representar la formación de enlaces, la cual consiste en el
símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones
del último nivel de energía, los cuales se representan por medio de puntos,
círculos, cruces, equis, cuadrados, etc.
VALENCIA. Es la capacidad de combinación que presentan los átomos. Los
electrones de valencia son, los que encontramos en el último nivel de energía.
CLASES DE ENLACES QUÍMICOS
Se consideran tres clases: electrovalente o iónico, covalente y metálico.
ENLACE ELECTROVALENTE O IÓNICO. Se realiza por transferencia
completa de uno más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, de
modo que los átomos reaccionantes alcanzan la configuración de gas noble.
Por lo regular este enlace se presenta entre átomos de regiones opuestas.
a. Elementos electronegativos. (no metales) son los elementos de los
grupos VA, VIA y VIIA. Se caracterizan por captar electrones; son
iones de con carga negativa (aniones) su valencia es electronegativa.
b. Elementos electropositivos. Pierden fácilmente electrones para
adquirir su configuración de octeto. Estos elementos son los de los
grupos IA, IIA y IIIA son iones positivos (cationes) y su valencia es
electropositiva.
Ión: es un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica libre.
Catión. Es el ión electropositivo o elemento que cede electrones.
Anión. Ión electronegativo, es el elemento que acepta los electrones cedidos
por el ión electropositivo.
Naº _______________________ Na+
1s2 2s2 2p6 3s1 ______________ 1s2 2s2 2p6 + 1 e
Átomo de sodio ión sodio.
Formación del enlace iónico del cloruro de sodio
Cloro= 2,8 electronegatividad Sodio = 0,9 electronegatividad.
ENLACE COVALENTE O COVALENCIA. Es la unión de dos o más
átomos que comporten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace se
presenta entre los elementos no metálicos electronegativos, que tienen cuatro
o más electrones de valencia (sin llegar a ocho).
TEORIA DE LEWIS Y LANGMUIR, establece “los átomos pueden
compartir electrones de valencia para formar enlaces covalentes y completar
así su octeto.
CLASE DE ENLACES COVALENTES
COVALENTE SIMPLE. Ocurre cuando los dos átomos que participan
comparten entre si un solo par de electrones.
COVALENTE DOBLE. Ocurre cuando los átomos que participan en el
enlace comparten entre si un par de electrones.
o O = O
COVALENTE TRIPLE. Ocurre cuando los átomos que participan en el
enlace comparten tres pares de electrones.
COVALENTE COORDINADO. Es aquel en el que el par de electrones
compartidos son aportados por uno de los átomos que conforman el enlace.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En la formación de enlaces covalentes hay que tener en cuenta dos hechos
fundamentales:
a. Si los átomos que conforman el enlace son iguales, el enlace es no
polar.
b. Si los átomos que comparten el par de electrones son distintos, hay
diferencia de electronegatividad; el enlace es polar.
ENLACE COVALENTE NO POLAR. Es el formado por dos átomos
iguales, cuyo compartimiento de electrones es uniforme y la diferencia de
electronegatividades es igual a cero.
Ejemplo:
Electronegatividad del hidrogeno= 2.1 entonces 2.1 - 2.1 = 0
ENLACE COVALENTE POLAR. Es el formado por átomos distintos, en
donde uno de ellos tiene mayor electronegatividad y el compartimiento de
electrones no es uniforme. En el enlace covalente polar la diferencia de
electronegatividades es mayor que cero.
Ejemplo:
Electronegatividad del hidrogeno= 2.1 electronegatividad del cloro= 2.8
Entonces 2.8 – 2.1 = 0.7
ACTIVIDAD
1. Realiza un mapa conceptual sobre las clases de enlaces químicos.
2. Indica que grupos de la tabla periódica suelen formar iones positivos y
cuales iones negativos.
3. Teniendo en cuenta que el enlace iónico se forma con elementos
electronegativos y elementos electropositivos, indica si es posible este
tipo de enlace entre los siguientes pares de elementos y esquematiza
cada uno.
a. Magnesio y Oxigeno
b. Cloro y bromo
c. Potasio y Oxigeno
d. Calcio y cloro.
4. Esquematiza el enlace que ocurre entre el Cloro y el Aluminio ¿a qué
clase de enlace pertenece?
5. Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar un enlace
covalente, en caso afirmativo realiza los esquemas correspondientes.
a. Hidrogeno y Cloro
b. Cloro y Magnesio
c. Nitrógeno e Hidrogeno
d. Carbono y Cloro
e. Hidrogeno y Oxigeno
6. Dibujar diagramas de Lewis que expresen los enlaces entre los
siguientes compuestos:
a. SiH4
b. BaF2
7. Citar tres ejemplos de moléculas cuyo enlace sea covalente polar.
8. Realiza el esquema del enlace covalente coordinado entre la molécula
de SO2
VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
VALENCIA. Se denomina capa de valencia de un átomo a la capa más
externa del mismo.
Los electrones de esa capa reciben el nombre de electrones de valencia y son
los que intervienen al formar un enlace de cualquier tipo. Cada elemento
químico tiene asignado un número que indica la capacidad que posee dicho
elemento para combinarse con otros elementos. Ese número se denomina
valencia.
Existen dos tipos de valencia:
LA VALENCIA IONICA. Es el número de electrones que un átomo gana o
pierde al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico. Ejemplo el
átomo de Magnesio pierde dos electrones al formar enlaces iónicos y por eso
la valencia iónica del Magnesio es 2. Igualmente cada átomo de fosforo gana
tres electrones al combinarse iónicamente con otro átomo, por eso la valencia
iónica del fosforo es 3.
LA VALENCIA COVALENTE. Es el número de electrones que un átomo
comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente. Por ejemplo,
cada átomo de carbono comparte cuatro electrones al formar enlaces
covalentes con otros átomos, por eso la valencia covalente del carbono es 4.
NÚMERO DE OXIDACIÓN. Se conoce como número de oxidación de un
elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento cuando se
encuentra en forma de ión.
Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos, según la
tendencia del átomo a perder o ganar electrones; un mismo átomo puede tener
uno o varios números de oxidación. Los elementos metálicos siempre tienen
números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos
pueden tenerlos positivos o negativos.
NORMAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
En un compuesto siempre deberán existir elementos que actúen con
números de oxidación positivo y otros con número de oxidación
negativo.
Al escribir la formula normalmente se coloca primero el o los elementos
que actúen con numero de oxidación positivo.
El número de oxidación de cualquier elemento libre (sin combinarse) es
cero; así H2, O2, Fe, Cl2 y K tienen número de oxidación cero.
El oxigeno presenta un número de oxidación de -2. Excepto en los
peróxidos, donde actúa con número de oxidación de -1.
El hidrogeno actúa con numero de oxidación de +1, excepto en los
hidruros metálicos, donde actúa con número de oxidación de -1.
En todo compuesto la suma algebraica de los números de oxidación de
sus elementos debe ser igual a cero.
Ejemplo: Ca+2 O-2 2-2= 0 Al +3Cl3
-1 +3 – 3= 0
La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un
ión es igual a la carga del ión.
Ejemplo:
Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA siempre tienen numero de
oxidación de +1, +2 y +3
Los elementos del grupo IVA tienen número de oxidación +4 +2
Los elementos del grupo VA tienen número de oxidación +5 +3 y +1
Los elementos del grupo VIA tienen número de oxidación +6 +4 y +2
Los elementos del grupo VIIA tienen número de oxidación +7 +5 +3 y
+1
Los elementos del grupo VIIIA tienen número de oxidación de cero.
Los elementos del grupo VIIA en compuesto binarios tienen un número
de oxidación de -1.
Los elementos del grupo VIA en compuesto binarios tienen un número
de oxidación de -2.
Los elementos del grupo VA en compuesto binarios tienen un numero
de oxidación de -3.
ACTIVIDAD
1. Encuentra el número de oxidación de cada uno de los elementos que
conforman los siguientes compuestos o iones.
a. KMnO4
b. H2O2
c. NH4
d. SO3
e. H2SO4
f. H2CO2
g. PO4
h. H3BO3
i. Cr2O7
j. NO3
2. Escribe cinco ejemplos en los cuales el oxigeno actué con número de
oxidación
-1.
3. Determina el número de oxidación para cada elemento de los siguientes
compuestos:
a. Al2(SO4)3
b. Ca3(PO4)2
c. Al(OH)3
d. Pb(CO3)2
e. Cu3(SO4)2
4. Escribe cinco ejemplos de compuestos en los cuales el hidrogeno actúe
con número de oxidación de -1.
FÓRMULA QUÍMICA
Es la representación de un compuesto mediante símbolos químicos.las
fórmulas químicas expresan los elementos que hacen parte de un
compuesto y en que proporción se encuentran los mismos.
De acuerdo al grado de información se consideran los siguientes tipos
de fórmulas:
1. FORMULA MINIMA O EMPIRICA. Muestran la clase y la
relación del número total de los átomos que constituyen un
compuesto. Ejemplo: Acetileno CH, ácido sulfúrico H2SO4
2. FORMULA MOLECULAR. Expresa el número real de átomos de
cada elemento presente en ese compuesto. Ejemplo acetileno C2H2,
ácido sulfúrico H2SO4
3. FORMULA ESTRUCTURAL. Muestra como se distribuyen y
enlazan los átomos en la molécula. Ejemplo:
4. FORMULA ELECTRÓNICA O DE LEWIS. Muestra los electrones del último nivel de los átomos que participan en el enlace. Ejemplo:
DETERMINACION DE FORMULA EMPIRIRICA
Se siguen los siguientes pasos:1. Si los datos experimentales de composición aparecen en porcentaje se
establece el cálculo sobre 100 g del compuesto. En este caso, el número de gramos de cada elemento presente en la muestra será numéricamente igual al porcentaje de ese elemento presente en el compuesto.
2. Se halla el numero de moles de cada elemento en la formula; dividiendo el peso en gramo del elemento en el compuesto por su peso atómico ( 1 mol del elemento)
3. Se hallan las proporciones de cada elemento en el compuesto; dividiendo el número menor de moles hallados entre los demás moles encontrados.
4. Si el resultado no es un número entero, se amplifican multiplicando el o los decimales resultantes por 2.
Ejemplo:
El análisis químico de químico de un compuesto revela que contiene 43,6% de P y 56,4% de O en peso (masa). Deducir su formula empírica.
Solución:1. Convertimos los porcentajes a gramosP= 43,6 % _____ 43,6/100= 43,6 gramosO= 56,4% _____ 56,4/100= 56,4 gramos
2. Hallamos el número de moles de cada elemento en el compuesto.
Moles de P= 43,6 g x 1 mol de P = 1,41 31 g P
Moles de O= 56,4 g x 1 mol de O = 3,53 16 g de O
3. Hallamos las proporciones de cada elemento en el compuesto.
Moles de P = 1,41 moles = 1 1,41 moles
Moles de O= 3,53 moles = 2,5 1,41 moles
4. amplificando el resultado tenemos:
P= 1 x 2 = 2O= 2,5 x 2 = 5Entonces la formula mínima del compuesto es P2O5
DETERMINACION DE LA FORMULA MOLECULAR
Se siguen los siguientes pasos:
1. Se determina la formula mínima en caso que el problema no la de; de lo contrario tenemos que hallarla siguiendo los pasos anteriormente explicado.2. Es necesario la masa molecular del compuesto.3. la formula molecular es un múltiplo de la formula mínimaF. molecular= (F. mínima)nMasa f. molecular= (masa f: mínima)n
4. Para determinar el valor de n, dividimos la masa molecular de la sustancia por la masa de la formula mínima. N= masa molecular
Masa F. mínimaEl resultado puede ser un numero entero sencillo por el que luego multiplicamos cada subíndice de los elementos de la formulas empírica y así hallamos la cantidad exacta de cada elemento en el compuesto.
Ejemplo:El propileo tiene una masa de 42,0 gramos: contiene 14,3% de Hidrogeno y 85,7% de Carbono. Hallar su formula molecular?
Solución: 1. Hallamos la formula mínima
H 14,3% ____ 14,3 gramosC 85,7% ____ 85,7 gramosMasa del compuesto = 42,0 gramos.
Moles de H = 14,3 g = 14,3 moles 14,3 mol = 2 1,0 g/mol 7,14 mol
Moles de C = 85,7 g = 7,14 moles 7,14 mol = 1 12,0 g/mol 7,14 mol
Formula mínima= CH2
Peso de la formula mínima= 12 g. + 2 g = 14 gramos
2. Hallamos la formula molecular.
Formula molecular= (formula mínima)nMasa formula molecular= (masa formula mínima)nN= masa f. molecular N= 42,0 gramos = 3
Masa f. mínima 14 gramos
F. molecular= (CH2)3 = C3H6
DETERMINACION DE LA COMPOSICION PORCENTUAL
La composición porcentual de una sustancia es el porcentaje de masa de cada elemento presente en el compuesto; el 100% estará dado por la masa total del compuesto la cual recibe el nombre de masa molar.La composición porcentual se puede calcular si se conoce la fórmula del compuesto, así: % del elemento= masa total del elemento x 100 Masa molecular del compuesto
Ejemplo:Calcular la composición porcentual para cada uno de los elementos que hacen parte del compuesto Na2SO4
Solución: masa total del Na2SO4 = (23,0 x 2) + 32,0 + (16,o x 4 ) = 46,0 + 32,0 + 64,0 = 142 gramos
% de Na = 46,0 g x 100 = 32,39 142 g.
% de S = 32,0 g. x 100 = 22,53 142 g
% de O = 64 g. x 100 = 45,07 142
Total= 32,39 + 22,53 + 45,07 = 99,99% = 100%
ACTIVIDAD
1. Realiza las formulas empíricas, moleculares, estructurales y electrónicas
de los siguientes compuestos.
a. Glucosa
b. Benceno
c. Alcohol etílico
d. Dióxido de carbono
e. Hidróxido de aluminio.
2. Determinar la formula empírica y la formula molecular para cada uno de los compuestos que forma el carbono con el cloro, teniendo en cuenta los siguientes datos:
% C % Cl Masa molecular7,79 92,21 15410,13 89,87 23725,26 74,74 28511,25 88,75 320
3. Calcula la formula empírica de un compuesto que contiene 40,5% de azufre, 30,4% de oxigeno y 29,1% de sodio.
4. El benceno tiene como formula empírica CH; si su peso molecular es 78,0 g. ¿cuál es su formula molecular?
5. Un oxido de cloro tiene la siguiente composición porcentual: cloro 38,77%, oxigeno 61,23%. Determina la formula empírica del compuesto.
6. Determinar la composición porcentual para cada uno de los elementos en los siguientes compuestos:a. Ca(OH)2
b. K4F(CN)6 . 6H2Oc. MgSO4
d. Al2O3
e. Ca3(PO4)2
7. Realiza dos ejemplos de problemas para cálculos de formula minia o empírica, formula molecular y composición porcentual.
FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL
Es un conjunto de
Átomos o grupos de
Átomos de
Son
Son Son Se caracterizan Son por
Se dividen en Se dividen en Se dividen en
Son Resultan de la Resultan cuando Son
Resultan de la
Resultan cuando
Propiedades que caracterizan a las sustancias permitiéndolas, diferenciar-las, de la demás.
FUNCIÓN QUIMICA
GRUPO FUNCIONAL
Constitución análoga que caracterizan una especie química.Ej.: función hidróxido (OH)
PRINCIPALES FUNCIONES DE LA QUIMICA INORGÁNICA
FUNCION OXIDO FUNCION SALFUNCION ÁCIDO
FUNCION HIDROXIDO
Compuestos binarios que resultan de la combinación de cualquier elemento con el oxígeno
Compuestos que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua
Ceder protones en medio acuosos.Enrojecer el papel tornasol azul.Presentar sabor agrio, picante
Compuestos resultantes de la combinación de un hidróxido con un ácido
OXIDOS BÁSICOS
OXIDOS ÁCIDOS
Combinaciones del oxígeno conun elemento metálico
Combinaciones del oxígeno conun elemento no-metálico
ÁCIIDOS HIDRÁCIDOS
ÁCIIDOS OXACIDOS
Combinación de un hidrógeno con un no-metal
Combinación de un óxido ácido con el agua
SALES BÁSICAS
Los hidrógenos del ácido son reemplazados totalmente por los aniones o no metales de la sal. Ej: NaOH; NaCl, KOH
SALES ÁCIDAS
Resultan cuando los hidrógenos de la base son reemplazados parcialmente por los aniones o no metales de la sal. Ej: Na3HSO4
CaHPO4
NOMENCLATURA QUÍMICA
Hace referencia a
Las diferentes formas de nomenclatura son
Consiste en Consiste en: Consiste en:
Se utiliza Se utiliza Se utiliza
NOMENCLATURA DE LOS OXIDOS BÁSICOS Y ÁCIDOS
ESTOCK
OXIDO BASICO OXIDO ACIDONa2O Óxido de sodio o sódico Cl2O Óxido de cloro (I)Cu2O Óxido de cobre (I) ClO Óxido de cloro (II)CuO Óxido de cobre (II) Cl2O3 Óxido de cloro (III)
SISTEMÁTICA.
OXIDO BASICO OXIDO ACIDO
La forma correcta de darle nombre a los compuestos químicos utilizando las reglas
de la IUPAC
STOCK - WERNER
CLASICA, COMUN O TRADICIONAL
RACIONAL O SISTEMÁTICA
En nombrar el compuesto Utilizando el nombre de la función correspondiente, luego la preposición de y el nombre del metal o no-metal que forma el compuesto.
Nombrar el compuesto utilizando el nombre de la función anteponiendo prefijos numéricos (mono, di, tri, tetra, etc., para indicar la cantidad de oxígenos o hidróxidos que contiene el compuesto.
En nombrar el compuesto utilizando el nombre de la función y los sufijos o terminaciones de acuerdo al número de oxidación del metal o no-metal que presente los compuestos.
Tanto para los óxidos como para los hidróxidos
Tanto para los óxidos como para los hidróxidos
Tanto para los óxidos, los hidróxidos, los ácidos como para las sales.
Na2O Óxido de Sodio Cl 2O Monóxido de dicloroAl2O3 Óxido de Aluminio ClO Monóxido de CloroCu2O Monóxido de dicobre Cl2O3 Tritóxido de CloroCuO Monóxido de Cobre Cl2O5 Pentóxido de Cloro
COMÚN O TRADICIONAL DE ÓXIDOS BÁSICOS. (Utilización de los prefijos OSO e ICO) para indicar el menor o mayor esto de oxidación)
Na2O Óxido de sodio o sódicoCu2O Óxido cuprosoCuO Óxido cupricoFeO Óxido ferrosoFe2O3 Óxido ferrico
COMÚN O TRADICIONAL DE ÓXIDOS ÁCIDOS (además de los sufijos anteriores se utilizan los prefijos HIPO y PER y para indicar el menor o mayor estado de oxidación)
Cl2O Oxido hipocloroso ( Cl.= +1)Cl2O3 Oxido cloroso ( Cl = +3)Cl2O5 Oxido clorito ( Cl = +5)Cl2O7 Oxido perclórico ( Cl = +7)
FORMULACIÓN DE ÓXIDOS
Ejemplos:
Oxido de sodio= Na+1 O-2 _____ Na2O
Oxido ferroso = Fe+2 O-2 _____ Fe2 O2 simplificando los subíndices= Fe O
Oxido carbonoso= C+2 O-2 _____ C2 O2 simplificando los subíndices = CO
EJERCICIOS.
Nombre utilizando los tres sistemas vistos, los siguientes óxidos:
PbO CO
PbO2 CO2
Hg2O As2O3
HgO As2O5
Cr2O3 SO2
CrO3 SO3
Escriba las fórmulas moleculares para los siguientes óxidos:
Oxido de berilio Oxido nitroso
Oxido de rubidio Oxido de cloro (VII)
Oxido plumboso Dióxido de nitrógeno
Oxido de fósforo (V) Oxido de azufre (II)
Oxido de cloro (III) Monóxido de carbono
Oxido áurico Pentoxido de fósforo
NOMENCLATURA DE LOS HIDROXIDOS O BASES
STOCKKOH Hidróxido de potasio
(I)Cr(OH)3 Hidróxido de cromo (III)
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Zn(OH)2 Hidróxido de cinc (II)
SISTEMÁTICA.KOH Hidróxido de potasio Cr(OH)3 Trihidroxido de cromoFe(OH)2 Dihidroxido de hierro Zn(OH)2 Dihidroxido de cinc
TRADICIONAL O COMÚN.KOH Hidróxido de potasio Fe(OH)2 Hidróxido ferrosoNaOH Hidróxido de sodio Fe(OH)3 Hidróxido férrico
FORMULACIÓN DE HIDROXIDOS O BASES
EJEMPLOS:
Hidróxido de sodio= Na+1 OH-1 ____ Na1 OH1 simplificando los subíndices =
NaOH
Hidróxido ferroso= Fe+2 OH-1 _____ Fe (OH)2
EJERCICIOS
1. Nombre utilizando los tres sistemas vistos los siguientes hidróxidos:
Ba(OH)2
CuOH
CU(OH)2
Co(OH)3
Ni(OH)2
2. Escriba las fórmulas moleculares para los siguientes hidróxidos.
Hidróxido de magnesio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de plomo (IV)
Hidróxido de cromo (VI)
Hidróxido niquelico
Hidróxido mercurioso
3. Realice las siguientes reacciones y de el nombre de las bases resultantes.
Rb2 + H2O __________________
SnO2 + H2O _________________
CuO + H2O _________________
PbO + H2O _________________
PbO2 + 2H2O ________________
Al2O3 + 3H2O ________________
ZnO + H2O __________________
CaO + H2O __________________
NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS
HIDRACIDOS. (Además de la función del compuesto se emplea el sufijo o terminación HIDRICO).
HF Ácido fluorhídrico HCl Ácido clorhídricoHBr Ácido bromhídrico H2S Ácido sulfhídrico
OXÁCIDOS (Se utilizan los prefijos hipo, per y los sufijos oso e ico teniendo en cuenta el numero de oxidación del no-metal)
H2SO3 Ácido sulfuroso H2SeO3 Ácido seleniosoH2SO4 Ácido sulfúrico H2SeO4 Ácido selénico
HClO Ácido hipocloroso HCLO2 Ácido cloroso HClO3 Ácido clórico HClO4 Ácido perclórico
FORMULACIÓN DE ACIDOS
1. Ácidos hidrácidos:
EJEMPLOS:
Acido clorhídrico= H+1 Cl-1 ____H1 Cl1 simplificando los subíndices = HCl
Ácido sulfhídrico = H+1 S-2 _______ H2S1 _______ H2S
2. Ácidos oxácidos:
a. Se anotan los símbolos químicos del hidrogeno, el no metal
correspondiente y el oxigeno.
b. Encima del no metal se escribe la valencia negativa típica (que es igual
al número del grupo de la tabla periódica menos 8). Que será el
subíndice del hidrogeno.
c. Y la positiva de acuerdo con el nombre del ácido. La semisuma de los
números correspondientes a la valencia (sin tener en cuenta los signos)
será el subíndice del oxigeno
(n- )+( n+)
2
Ejemplos:
Ácido fosfórico:
H P (*3) (+5) O entonces los subíndices serian:
H3; P1; O 3+5/2= 8/2= 4 fórmula del ácido es: H3PO4
Ácido sulfúrico:
H S(-2) (+6) O entonces los subíndices serian:
H2; S1; O 2+6/2= 4 la fórmula del ácido es: H2SO4
EJERCICOS
1.-Nombra los siguientes ácidos:
H2SO3
H2SO4
H2CO3
H2CrO4
HIO
HIO2
HIO3
HIO4
HNO
HNO2
HNO3
HI
H2S
HCl
H2Se
H2Te
2. Escriba las fórmulas para los siguientes ácidos:
Ácido telúrico
Ácido yodhídrico
Ácido fósforos
Ácido fosfórico
Ácido hipobromoso
Ácido bromoso
Ácido brómico
Ácido perbrómico
Ácido bórico
Realice las siguientes reacciones y escriba el nombre de los ácidos resultantes.
CO2 + H2O _____________________
SO2 + H2O _____________________
SO3 + H2O _____________________
N2O3 + H2O ____________________
P2O3 + H2O ____________________
P2O5 + H2O ____________________
Cl2O + H2O ____________________
Cl2O3 + H2O _____________________
Cl2O5 + H2O _____________________
Cl2O7 + H2O _____________________
IONES
Son átomos o grupos de átomos que presentan cargas eléctricas positivas o
negativas.
Teniendo en cuenta la carga eléctrica que presentan los iones se clasifican en:
CATIONES. Son iones que presentan carga eléctrica positiva por haber
perdido electrones.
ANIONES. Son iones que presentan carga eléctrica negativa por haber
ganado electrones.
FÓRMULAS Y CARGAS DE ALGUNOS IONES
CATIONES ANIONES
Ion AmonioIon cuprosoIon LitioIon PotasioIon PlataIon SodioIon BarioIon CadmioIon CalcioIon cromosoIon cobaltosoIon cúpricoIon ferrosoIon plumbosoIon magnesioIon mercuriosoIon mercúricoIon niquelosoIon estannosoIon ZincIon AluminioIon cromicoIon ferricoIon antimoniosoIon aurosoIon áuricoIon estannico
NH4+1
Cu+1
Li+1
K+1
Ag+1
Na+1
Ba+2
Cd+2
Ca+2
Cr+2
Co+2
Cu+2
Fe+2
Pb+2
Mg+2
Hg+1
Hg+2
Ni+2
Sn+2
Zn+2
Al+3
Cr+3
Fe+3
Sb+3
Au+2
Au+3
Sn+4
ion acetatoion bromuroion cloratoion cloruroion cloritoion cianuroion fluoruroion Hidroxidoion hipocloritoion yoduroion nitratoion nítritoion percloratoion permanganatoion carbonatoion bicarbonatoion bisulfatoion cromatoion dicromatoion sulfatoion sulfuroion sulfitoion arseniatoion fosfatoion fosfitoion boratoion silicato
(H3C- COO)-1
Br-1
(ClO3)-1
Cl-1
(ClO2)-1
(CN)-1
F-1
(OH)-1
(ClO)-1
I-1
(NO3)-1
(NO2)-1
(ClO4)-1
(MnO4)-1
(CO3)-2
(HCO3)+1
(HSO4)-1
(CrO4)-2
(Cr2O7)-2
(SO4)-2
S-2
(SO3)-2
(AsO4)-2
(PO4)-3
(PO3)-3
(BO4)-3
(SiO4)-4
NOMENCLATURA DE LAS SALES
Los nombres de las sales derivan de los nombres de los ácidos que la originan,
de acuerdo con la siguiente tabla:
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL ------hídrico -----uroHipo--------oso Hipo--------ito ----------oso ----------ito ----------ico ----------ato
Per----------ico Per------------ato
Ejemplos:
NaCl __________ Cloruro de sodio
KBr ___________ Bromuro de potasio
NaClO ___________ Hipoclorito de sodio
NaClO2 ___________ Clorito de sodio
NaClO3 ___________ Clorato de sodio
NaClO4 ___________ Perclorato de sodio
FORMULACION DE SALES
EJEMPLOS:
SALES NEUTRAS
Cloruro de sodio.
El radical cloruro indica que la sal proviene del ácido clorhídrico
HCl ____ Cl-1 (ión cloruro)
La palabra sodio significa que contiene Na
Na+1 Cl-1 entonces la formula es= Na1 Cl1 = NaCl
OXISALES
Clorato de aluminio
El radical clorato indica que la sal proviene del acido clórico.
HClO3 _______ (ClO3)-1(ión clorato)
La palabra aluminio significa que contiene aluminio Al+3
Al+3 (ClO3)-1 entonces la fórmula es: Al (ClO3)3
Fosfito de sodio.
El radical fosfito indica que la sal proviene del acido fosforoso.
H3PO3 ________ (PO3)-3 (ión fosfito)
La palabra sodio significa que contiene Na+1
Na+1 (PO3)-3 entonces la fórmula es: Na3 (PO3)-1 = Na3PO3
EJERCICIOS
1.- Nombre las siguientes sales:
NaF
NaBrO
Fe2(SO4)3
CuNO3
K2CO3
Mg(BrO2)2
KCLO4
Cu2PO4
CaSO4
CaSO3
2. Realice las fórmulas para las siguientes sales:
Cromato férrico
Fosfito cobáltico
Arseniato de calcio
Permanganato de potasio
Cianuro de sodio
Bicromato de aluminio
Bromuro de sodio
Cloruro de litio
Yoduro de sodio
Fluoruro de sodio
3. Realice las siguientes reacciones y dele el nombre a las sales resultantes.
HIO + Sn(OH)2 ___________________________
HNO3 + Cu(OH)2 __________________________
H3PO4 + Cu(OH)2 _________________________
H3PO4 + CuOH ___________________________
H2CO3 + Co(0H)2 _________________________
H2CrO4 + Sn(OH)4 _________________________
H3BO3 + Fe(OH)2 __________________________________
HBrO3 + Ba(OH)2 _________________________
HBrO + Al(OH)3 __________________________
HClO + Mg(OH)2 _________________________
HNO2 + Pb(OH)4 _________________________
4. Considerando los números de oxidación de los iones, deduzca las fórmulas de cada uno de los compuestos y los nombres.
(OH)-
1Cl-1 (NO3)-
1(NO2)-
1(SO3)-
2(SO4)-
2(CO3)-
2(PO4)-
3S-2
K+1
Na+1
Ba+2
Al+3
Zn+2
Cr+3
Mn+2
Fe+2
Fe+3
Co+2
Hg+2
Pb+2
Au+3
Ag+1
Sn+2
Sn+4
Ca+2
Mg+2
Cu+1
Cu+2
Zn+2
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS.
REACCION QUÍMICA. Es el proceso mediante el cual, unas sustancias
(reactivos), se transforman en otras sustancias (productos) de diferente
naturaleza. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones
químicas.
CLASES DE REACCIONES QUIMICAS.
Las reacciones químicas se pueden clasificar en: reacciones de síntesis, de
análisis, de sustitución, de intercambio, de redox, de neutralización,
exotérmicas, endotérmicas, reversibles.
1. REACCIONES DE COMPOSICIÓN O DE SINTESIS. Son aquellas
en la dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva
A + B _____ AB
Ejemplo: 2H2O + O2 ___________ 2H2O
2. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O ANALISIS. Son
aquellas en las que un compuesto se separa en dos o más elementos.
AB ___________ A + B
Ejemplo: 2KClO3 ______________ 2KCl + 3O2
3. REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO. Son
aquellas en las que un elemento sustituye a otro en una molécula. A +
BC __________ AB + C
Ejemplo: 2NaCl2 + 2KBr ___________ 2KCl + Br2
4. REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O DE
INTERCAMBIO. Son aquellas en donde dos compuestos reaccionan
intercambiando átomos o grupos de átomos.
AB + CD _____ AD + BC
Ejemplo: 2NaCl + CaSO4 ________________ CaCl2 + Na2SO4
5. REACCIONES DE REDOX. Ocurren uno de los reaccionantes cede
electrones y el otro lo acepta.
Aº + B + 2C-2 _____________ A + 2C-2 + Bº
Ejemplo: Znº + CuSO4 __________________ ZnSO4 + Cuº
6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. Son una especie de
reacciones de intercambio donde intervienen un ácido y una base, para
producir una sal neutra y agua.
AB + DE _____________ DB + AE
Ejemplo: HCl + NaOH _______________ NaCl + H2O
7. REACCIONES EXOTERMICAS O DE COMBUSTIÓN. Son
aquellas en donde se desprende energía en forma de calor.
AB + C ___________ AC + BC + Energía.
Ejemplo: CH4 + 2O2 ____________ CO2 + 2H2O + Energía
8. REACCIONES ENDOTERMICAS. Son aquellas que necesitan un
aporte continuo de energía para producirse.
AB + ENERGÍA __________ A + B
Ejemplo: 2NaCl + energía _____________ 2Na + Cl2
9. REACCIONES REVERSIBLES. Son aquellas en los que productos
pueden reaccionar para convertirse en reactivos. Se representan con una
doble flecha separando los reactivos de los productos.
A + B AB
Ejemplo: 2H2 + O2 2H2O
REACCIONES IRREVERSIBLES. Son aquellas en las que los reactivos
reaccionan completamente para convertirse en los productos, y la reacción
se termina cuando se agotan los reactivos o se consumen en su totalidad el
que se halla en menor proporción. En estas reacciones los reactivos se
encuentran separados de los productos por una flecha que indica el sentido
en que se desplaza la reacción. A + BC AC + B
Ejemplo: 2Na + 2H2O 2NaOH + H2
ACTIVIDAD
1. Nombra correctamente los reactivos y productos de las siguientes
reacciones.
4Fe + 3º2 2FeO3
3H2 + N2 2NH3
2KClO3 2KCl + 3O2
Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O
HCl + NaOH NaCl + H2O
2. Escribe tres ecuaciones químicas que se consideren como reacciones
de:
a. síntesis
b. análisis
c. sustitución
d. intercambio
e. redox
ECUACIÓN QUÍMICA. Es la representación escrita en la forma mas
sencilla posible, de una reacción química.
Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha
generalmente de izquierda a derecha, que indica el sentido en el que trascurre
la reacción. Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda de la
flecha, mientras que las formulas de los productos se escriben a la derecha, la
flecha se lee “se convierten en” o “produce”.
Reactivo 1 + reactivo 2 producto 1 + producto 2
Ejemplo: CH4 + O2 CO2 + 2H2O
CARACTERISTICAS DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA.
La ecuación química debe indicar el estado físico de los reactivos y productos.
Para ello se emplean los siguientes símbolos:
(g) estado gaseoso
(l) estado liquido
(s) estado solido
(Ac) disolución acuosa.
Usualmente estos símbolos se omiten y solo se usan cuando es estrictamente
necesario. En la ecuación se deben identificar los catalizadores.
LOS CATALIZADORES. Son sustancias que permiten acelerar o retardar
una reacción. Los catalizadores se deben escribir sobre la flecha que separa los
reactivos de los productos. En una ecuación química el numero que antes del
símbolo o de la formula química se llama coeficiente estequiometrico, y nos
indica el numero de moles de ese compuesto o elementos que intervienen en la
reacción. Una flecha hacia arriba ( ) junto al elemento o compuesto indica
desprendimiento de gas, una flecha hacia abajo ( ) simboliza un precipitado.
Una ecuación química indica las cantidades de reactivos y de productos que
intervienen en ella.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Todas las reacciones químicas cumplen con la LEY DE LA
CONSERVACIÓN DE LA MATERIA; esto es, los elementos que
reaccionan son los mismos que deben aparecer en los productos.
Balancear una ecuación química consiste básicamente en igualar la cantidad
de átomos de cada elemento tanto en los reactantes como en los productos.
Al balancear una ecuación química, se antepone a la fórmula de cada sustancia
un coeficiente. Nunca se debe alterar los subíndices.
Para balancear las ecuaciones químicas existen varios métodos como el tanteo,
el oxido reducción, el de ion electrón y el algebraico. En el presente modulo
trabajaremos los dos primeros.
METODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN. Consiste en colocar
coeficientes a la izquierda de cada sustancia hasta tener el mismo número de
átomos, tanto en los reactantes como en los productos. El orden que debe
tenerse en cuenta es el siguiente: primero se balancea el metal, luego el no-
metal, a continuación el hidrogeno y por último el oxigeno.
Ejemplo: balancear por tanteo la siguiente ecuación:
H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3 (PO4)2 + H2O
En esta ecuación hay 3 átomos de calcio, por lo tanto se coloca el coeficiente 3
al Ca(OH)2 para que la cantidad de átomos de calcio sea igual en reactantes y
productos.
Como hay dos átomos de P en los productos, se coloca el coeficiente 2 al
H3PO4, para igualar la cantidad de átomos de P.
Se balancea el hidrogeno: hay seis átomos en 2H3PO4 y seis en 3Ca(OH)2,
para un total de 12 átomos de hidrogeno en los reactantes. Como en los
productos hay 2 átomos de hidrogeno en H2O, entonces se coloca el
coeficiente 6 para que queden 12 átomos de hidrogeno en los productos.
El oxigeno también queda balanceado con 14 en los reactantes y 14 en los
productos.
La ecuación balanceada es:
2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Ca3 (PO4)2 + 6 H2O
METODO DE OXIDO- REDUCCIÓN (REDOX). Las reacciones de
oxido- reducción involucran dos procesos: oxidación y reducción.
Se considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de
oxidación, o sea, hay una pérdida de electrones; mientras que en la reducción
hay una disminución en el estado de oxidación, luego hay ganancia de
electrones.
La oxidación y la reducción son procesos simultáneos que denominaremos
conjuntamente procesos de REDOX.
AGENTE OXIDANTE. Es aquel que es capaz de captar electrones,
provocando la oxidación.
AGENTE REDUCTOR. Es aquel que es capaz de ceder electrones,
provocando la reducción.
Ejemplo: que elemento se oxida y que elemento se reduce en la siguiente
ecuación.
HNO3 + H2 S NO + Sº + H2 O
El nitrógeno pasa de un número de oxidación de +5 en los reactantes a otro de
+2 en los productos
N+5 +3 N+2 gana electrones; se reduce
El azufre pasa de un número de oxidación de -2 en los reactantes a un numero
de oxidación de cero (0) en los productos.
S-2 -2 Sº pierde electrones: se oxida
Entonces la respuesta al ejemplo anterior es: se oxida el azufre y se reduce el
nitrógeno.
BALANCE DE ECUACIÓN QUÍMICA POR METODO DE OXIDO
REDUCCIÓN (REDOX)
Ejemplo: balancear la siguiente ecuación química por el método de oxido –
reducción.
HNO3 + H2 S NO + Sº + H2 O
1. Se determina el número de oxidación de cada elemento tanto en los
reactivos como en los productos, colocando cada numero de oxidación
en la parte superior de los mismos.
H+1 N+5 O3*2 + H2
+1 S -2 N+2 O-2 + Sº + H2
+1 O-2
2. Observamos que elementos cambiaron su estado de oxidación.
3. Se procede a escribir semireacciones con los elementos que variaron su
número de oxidación.
N+5 N+2 Reducción
S-2 Sº Oxidación
4. Se calcula el número de electrones ganados o perdidos en cada
elemento y se determina quien se oxida y quien se reduce.
N+5 +3 (e–) electrones N+2 Reducción
S-2 -2 (e-) electrones Sº Oxidación
5. Se establecen los coeficiente mínimos del oxidante y del reductor, de tal
forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el
mismo; para ello multiplicamos en las semireacciones el numero de
electrones por factores adecuados
(2) N+5 +3 (e–) electrones N+2 Reducción
(3) S-2 -2 (e-) electrones Sº Oxidación
6. Se introducen los coeficientes en la ecuación general.
2HNO3 + 3H2 S 2NO + 3S + H2 O
7. Balanceamos el hidrogeno y el oxigeno por tanteo. En la parte izquierda
hay 8 átomos de hidrógenos, entonces colocamos el coeficiente 4 frente
al compuesto H2O quedando balanceado el hidrógeno al igual que el
oxigeno.
2HNO3 + 3H2 S 2NO + 3S + 4 H2 O
Si se pueden simplificar los coeficientes se simplifican.
No siempre la ecuación queda balanceada y debemos terminar de balancear
por tanteo.
ACTIVIDAD
1. En las siguientes ecuaciones, determine:
a. Que elemento se oxida
b. Que elemento se reduce
c. Electrones perdidos
d. Electrones ganados
Fe + O2 Fe2O3
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSi3
KClO3 + KI + H2O KCl + I2 + KOH
HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO + H2O
H2S + O2 SO2 + H2O
HNO3 + H2S NO + S + H2O
CuO + NH3 N2 + Cu + H2O
Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O
KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2S + H2
KMnO4 + H2SO4 + HNO2 MnSO4 + HNO3 + K2SO4 + H2O
2. Balancear por el método de tanteo las siguientes ecuaciones químicas.
Zn + HCl ZnCl2 + H2
HgO Hg + O2
H2 + Fe3O4 Fe + H2O
NH4OH + FeCl3 NH4Cl + Fe(OH)3
BCl3 + P4 + H2 BP + HCl
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O
MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2
H2SO4 + Fe(OH)3 Fe2(SO4)3 + H2O
Al2O3 + C + Cl2 CO + AlCl3
KClO3 KCl + O2
N2O3 + H2O HNO2
I2 + Na2S2O3 Na2S4O6 + NaI
C2H5OH + O2 CO2 + H2O
3. Balancear por el método oxido- reducción (REDOX) las siguientes
ecuaciones químicas.
KClO3 + KI + H2O KCl + I2 + KOH
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O
HNO3 + P + H2O H3PO4 + NO
HNO3 + H2S S + NO + H2O
PbS + O2 PbO + SO2
KBr + Cl2 + KOH KCl + KBrO3 + H2O
CrI2 + KOH + Cl2 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + S + H2O
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometria nos permite hacer determinaciones de cantidades de
reactantes y productos en una ecuación química balanceada.
LEYES PONDERALES
1. LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA (Antonie Laurent
Lavoisier). “en toda reacción química, la masa total de las sustancias
reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.
2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (Joseph L. Proust) “
cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un
determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma
proporción, de tal manera que si uno de esos elementos se encuentra en exceso
con relación al otro, este exceso no tomara parte de en la transformación.
Ejemplo:
Para formarse el agua se necesita:
2H2 + O2 2H2O
Pero si me duplican los reactivos se formara el doble producto así:
2H2 + O2 2H2O
Ahora si solo me duplican el hidrogeno se formara:
4H2 + O2 2H2O y 2 H2 quedan sin reaccionar (exceso)
3. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES. Enunciada por el
químico inglés John Dalton. “cuando dos elementos A y B, forman más de un
compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con
cantidad fija de B, están en relación de números enteros.
Ejemplo: en el caso de los óxidos de carbono (CO y CO2) la relación entre las
cantidades de oxigeno que se unen con una misma cantidad de carbono es:
Oxigeno que se une con 12 g de Carbono en el CO= 16
Oxigeno que se une con 12 g. de carbono en el CO2= 32
Entre 16 y 32 la relación es de 1:2
FACTORES DE CONVERSION
Las relaciones estequiometricas entre reactivos y productos o entre los
reactivos, se pueden establecer en términos de masa-masa, masa-mol o mol-
mol, según las unidades en las cuales los requiera el cálculo.
CONVERSION DE MASA-MASA.
Cuantos gramos de BaO se producen si se descomponen 100 gramos de BaO2?
Primer paso: se escribe la ecuación y se balancea.
2BaO2 2BaO + O2
Segundo paso: calculamos los gramos de las sustancias que intervienen en el
problema: 2BaO y 2BaO2
Ba= 137 g x 2= 274 g O= 16 g x 4 = 64 g Total 338 g
Ba= 137 g x 2= 274 gO= 16 g x 2= 32 g Total 306 gTercer paso: según la pregunta planteada ubicamos los datos en gramos debajo
de la ecuación y se plantea la proporción en regla de tres.
338 g BaO2 306 g de BaO
100 g BaO2 x
X= 100 g BaO2 x 306 g BaO = 90.53 g de BaO
338 g BaO2
Respuesta: si se descomponen 100 gramos de BaO2, se producen 90,53 g de BaO
CONVERSION DE MOL-MASA O MASA-MOL
Cuantas moles de BaO se producen si se descomponen 100 gramos de BaO2?
Primer paso: se escribe la ecuación y se balancea
2BaO2 2BaO + O2
Segundo paso: calculamos los gramos que se producen en 2 moles de BaO2
Ba= 137 g x 2 = 274 g.
O2= 16 g x 4 = 64 g
338 g. de BaO2
Tercer paso: según la pregunta planteada ubicamos los datos en gramos debajo
de la ecuación y se plantea la proporción en una regla de tres.
338 g BaO2 2 moles de BaO
100 g BaO2 X
X= 100 g BaO2 x 2 moles BaO = 0,59 moles de BaO
338 g BaO
Rta: Si se descomponen 100 g de BaO2 se producen 0,59 moles de BaO
CONVERSION DE MOL-MOL
Cuantos moles de CO2 se producen al reaccionar 3 moles de C?
Primer paso: se escribe la ecuación y se balancea
C + O2 CO2
Segundo paso: Planteamos una regla de tres a partir de la cantidad que nos
proporcionan 3 moles de Carbono.
1 mol de C 1 mol de CO2
3 moles de C x
X= 3moles C x 1 mol CO2 = 3 moles de C
1 mol CO2
Respuesta: en 3 moles de carbono se 3 moles de CO2
ACTIVIDAD
1. Cuantos gramos de FeS se necesitan para producir 350 gramos de H2S
según la ecuación: FeS + HCl H2S + FeCl3
2. el Zn reacciona con el HCl para producir ZnCl2 e hidrogeno Zn + HCl
ZnCl2 + H2. Si se mezclan 56 g de Zinc con un exceso de HCl ¿Cuál es el peso
del Zinc producido?
3. Que peso de Na2SO4 se forman al reaccionar 250 g de H2SO4 y un exceso de
NaCl? H2SO4 + NaCl Na2SO4 + HCl
4. El oxigeno se prepara calentando el clorato de potasio KClO3 ¿Cuál es el
peso de O2 a partir de 6 gramos de KClO3?
KClO3 KClO + O2
5. Cuando el oxido ferrico (Fe2O3) se calienta en una atmosfera de Hidrogeno
(H2) se reduce para formar hierro libre (Fe) y agua (H2O), si se reducen 106
gramos de Fe2O3 ¿Cuántos gramos de agua se producen?
Fe2O3 + H2 Fe + H2O
6. Determinar la masa de CaO, que se forma por el calentamiento de 75
gramos de carbonato de calcio (CaCO3)
CaCO3 CaO + CO2
7. Cuantos gramos de cloruro de plata (AgCl), se pueden preparar haciendo
reaccionar 20 gramos de cloruro de calcio (CaCl2), con suficiente nitrato de
plata (AgNO3)
CaCl2 + AgNO3 AgCl + Ca(NO3)2
8. Cuantos gramos de oxigeno se requieren para oxidar 28 gramos de hierro, a
oxido ferrico?
Fe + O2 Fe2O3
9. Cuantos gramos de mercurio elemental y oxigeno se forman cuando se
descomponen por calentamiento 18,5 gramos de oxido de mercurio (II)?
Hg Hg + O2
10. el carbonato de sodio (Na2CO3) reacciona con acido nítrico (HNO·3) para
producir nitrato de sodio (NaNO3), agua (H2O) y gas carbónico (CO2).
¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO3) pueden prepararse a partir de 30
gramos de NA2CO3?
11. Cuando 22 gramos del gas propano (C3H8) se queman en presencia de aire
se forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). ¿Cuántas moles de dióxido
de carbono se forman?
C3H8 + O2 CO2 + H2O
12. un exceso de acido sulfúrico (H2SO4) reaccionan con 56,45 gramos de
peróxido de bario (BaO2) a) ¿Cuántas moles de peróxido de hidrogeno (H2O2)
se producen? b) cuántas moles de sulfato de bario (BaSO4) se forman?
H2SO4 + BaO2 BaSO4 + H2O2
13. de la siguiente ecuación: KClO3 KCl + O2
Determinar:
a) Cuantas moles de clorato de potacio se necesitan para producir 6 moles de
O2 ¿
b) Cuántos gramos pesa una mol de KClO3?
c) Cuántos gramos de KCl se producen con 2 moles de KClO3?
d) Cuántos gramos de KClO3 se necesitan para producir 15 gramos de O2?
5. Una muestra de 36 gramos de NH3 reacciona con 17 gramos de O2 para
producir NO y H2O
a) ¿Cuál es el numero de moles de NO qu pueden producirse con 36 gramos
de NH3?
b) Cuál es el numero de moles de NO que pueden producirse con 17 gramos
de O2?
c) Cuántos gramos pesan 3 moles de NH3?
d) Si se producen 50 gramos de NO ¿Cuántos gramos de oxigeno necesita la
reacción?
RECTIVO LÍMITE, RENDIMIENTO Y PUREZA.
Reactivo limite. El reactivo limite es la sustancia que al estar en menor
proporción, se consume primero que los demás, suspendiendo la marcha de la
reacción.
Ejemplo:
Una muestra de 26 gramos de KOH reacciona con 15 gramos de H2SO4 para
producir K2SO4 y H2O. ¿Cuál es el reactivo limite?
Paso 1: se escribe la ecuación completa balanceada
2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
Paso 2: se determina el número de moles de KOH
Peso molecular del KOH = 56,0 gramos
1 mol de KOH 56 gramo de KOH
X 26 gramo de KOH
X= 1 mol KOH x 26 gramos KOH = 0,46 moles de KOH
56 gramos KOH
Paso 3: se determina el número de moles de H2SO4
Peso molecular del H2SO4 = 98 gramos
1 mol de H2SO4 98 gramos H2SO4
X 15 gramos H2SO4
X = 1mol H2SO4 x 15 gramos H2SO4 = 0,153 moles de H2SO4
98 gramos H2SO4
Paso 4: segun la ecuación balanceada tenemos que: 2 moles de KOH reaccionan exactamente con 1 mol de H2SO4. La razón es de 2 a 1. De lo anterior de deduce que 0.46 moles de KOH deben reaccionar exactamente con:
2 moles de KOH 1mol de H2SO4
0.46 moles de KOH x
X = 0,46 mol KOH x 1mol de H2SO4 = 0,153 moles de H2SO4
2 moles KOH
Rta: según los datos hallados solo se disponen de 0,153 moles de H2SO4, as que el reactante que se encuentra en menor cantidad es el H2SO4 y por lo tanto es considerado el reactivo limite.
Porcentaje de rendimiento. Las ecuaciones químicas presentan situaciones de rendimiento que no son reales este resultado es teórico y el que obtiene experimentalmente es el rendimiento real.
Por lo tanto: porcentaje de rendimiento= Cantidad experimental x 100 Cantidad teóricaEjemplo:Se hacen reaccionar 40 gramos de NaOH y producen 50 gramos de NaCl. Calcular el porcentaje de rendimiento de la siguiente reacción.
NaOH + HCl NaCl + H2O
Primer paso: cálculos el peso de una mol de NaOH y de 1 mol de NaCl ya que la ecuación nos dice que mol NaOH produce 1 mol de NaCl.Entonces:1mol de NaOH pesa 40 gramos1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos
De acuerdo con la ecuación 40 gramos de NaOH producen 58,5 gramos de NaCl.Teóricamente deberían producirse 58,5 gramos de NaCl, pero se producen 50 gramos. Entonces el porcentaje de rendimiento de esta reacción se puede calcular así:
% de Rendimiento NaCl= 50 g experimental NaCl x 100 = 85,4 % 58,5 g teorico
Porcentaje de rendimiento de NaCl = 85,4%
Pureza de un compuesto producido en una reacción química. Las
sustancias con las cuales se trabaja en química, o que se producen en una
reacción, no son 100% puras. Es necesario tener en cuenta las impurezas de
estas sustancias con el fin de obtener valores exactos en los cálculos
realizados.
Ejemplo:
Si en una reacción se obtienen 50 gramos de NaCl del 90% de pureza.
Cuantos gramos de NaCl puros se obtienen?
Solución:
Si el NaCl tiene 90% de pureza significa que el 90% es realmente NaCl y el
10% son impurezas. Entonces los gramos de NaCl se disminuyen en un 10%;
esto podemos plantearlo de la siguiente manera:
50 gramos NaCL 100%
X 90%
X= 50gramos x 90% = 45 gramos NaCl puros
100%
ACTIVIDAD
1. Se hacen reaccionar 15 gramos de Hidroxido de sodio (NaOH) con 17
gramos de acido clorhídrico (HCl) para producir agua (H2O). ¿Cuántos
gramos de NaCl (cloruro de sodio) se obtienen?
NaOH + HCl NaCl + H2O
2. Para la siguiente reacción:
Fe + H2SO4 Fe2(SO4)3
Si 5 gramos de Fe se agregan a 7,5 gramos de H2SO4 ¿Cuántos gramos de
Fe2SO4 se producen?
3. Si en las siguientes reacciones se consumen 10 gramos de cada reactante.
¿Cuál será el reactivo limite en cada reacción?
a) CO + O2 CO2
b) N2 + H2 NH3
4. Cuántos moles de PbI2 se pueden preparar al reaccionar 0,25 moles de
Pb(NO3)2 con 0.62 moles de NaI
5. se hacen reaccionar 0.12 moles de BaCl2 con 0,48 moles de AgNO3. ¿Cuál es el reactivo límite y cuantos moles de AgCl se obtienen?BaCl2 + AgNO3 Ba(NO3)2
6. en una caldera se quemaron 200 gramos de caliza (carbonato de calcio) y se produjo gas carbónico y oxido de calcio. El residuo solido de oxido peso 80 gramos. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?CaCO3 CaO + CO2
7. se hacen reaccionar 100 gramos de NaOH con 80 gramos de HCl y se producen 90 gramos de NaCl. ¿Calcular el porcentaje de rendimiento de la reacción e identificar el reactivo limite?NaOH + HCl NaCl + H2O
8. Se obtienen 12 gramos de precipitado de AgCl a partir de 200 gramos de nitrato de plata (AgNO3). ¿Cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción?BaCl + AgNO3 Ba(NO3)2 + AgCl 9. el silicio se puede obtener a partir de arena común por reducción con carbón en un horno.SiO2 + C Si + COa) ¿Qué cantidad de silicio se produce al calentar 500 gramos de arena con 500gramos de carbón?b) ¿Cuál será el porcentaje de rendimiento si se producen 150 gramos de silicio?
10. Qué cantidad de SO2 se producirá a partir de 80 gramos de azufre si el rendimiento de la reacción es del 70%?S + O2 SO2
11. Que peso de oxido de calcio se obtiene de la calcinación de 200 gramos de CaCO3 de 95% de pureza?CaCO3 CaO + CO2
12. Qué peso de NaCl se obtiene a partir de 50 gramos de NaOH de 80% de pureza?NaOH + HCl NaCl + H2O
13. ¿Cuánto ácido nítrico del 90% de pureza se podrá obtener a partir de 130 gramos amoniaco puro? La ecuación es:NH3 + O2 HNO3 + HNO2 + H2O
14. En un experimento se hacen reaccionar 0,38 moles de hidróxido de potasio de pureza al 70% con exceso de ácido sulfúrico. ¿Cuántos gramos de sulfato de potasio se recogen?KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O
