ESCUELA SECUNDARIA DIURNA NO. 92 “REPÚBLICA DE COSTA RICA”
II.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Se divide en: Solido-
NOMBRE DEL ALUMNO:___________________________________ GRUPO:_________________ PROFR: ING. DAVID MARES HERNÁNDEZ
Líquido-
APUNTES DE QUÍMICA Gaseoso
I. CONCEPTOS BÁSICOS Es la ciencia experimental que estudia a la materia, su composición, sus transformaciones y sus relaciones con la energía. También se define como la ciencia que estudia los fenómenos que alteran la composición de los cuerpos. ENERGÍA Es el principio de actividad interna de la masa ó de los cuerpos, que en ciertas condiciones permite desarrollar trabajo. MATERIA. Es una manifestación de la energía, en forma de partículas, que obviamente ocupa un lugar en el espacio y por lo tanto están definidas por volumen y masa. MASA.Es la cuantificación de la materia contenida en un cuerpo. FENÓMENO FÍSICO. Es aquel suceso que afecta o modifica a los cuerpos o a las sustancias externamente, es decir, sin alterar su composición interna. FENÓMENO QUÍMICO Se presenta cuando los cuerpos o sustancias modifican su composición y estructura interna, para dar paso a otro tipo de sustancias.
Forma y volumen definido, con fuerzas de interacción fuertes Forma y Volumen poco definido, fuerzas de interacción media Forma y volumen No definido, fuerzas de interacción muy débil.
Leyes de la Conservación: Materia: ”La materia no se crea ni se destruye solo se transforma” Energía: “La energía no se crea ni se destruye solo se transforma”
QUIMICA
MATERIA
Propiedades: Generales: Toda la materia la tiene, algunas son: Masa Cantidad de Materia Peso Atracción de la Tierra VolumenEspacio que ocupa Especificas:
Se clasifica: MezclaElemento-
Cambia de una a otra, algunas son: DensidadMasa / Volumen Peso Especifico Temperatura de fisión Calor especifico
Unión de 2 o más sustancias puras. Sustancia pura hecha de átomos del mismo tipo. Compuesto- Unión de 2 o más elementos
III.
MEZCLAS
IV.
Una mezcla es la unión de 2 o más sustancias puras (elementos o compuestos) donde conservan sus propiedades. MEZCLAS HOMOGENEAS O SOLUCIONES: Son de una sola fase (no se ve una separación), se conforman de soluto (menor cantidad) y solvente (mayor cantidad) Tipos de Soluciones: Solución Soluto Solvente Ejemplo Solida Solido Solido Aleación Solido Agua - mar Liquida Liquido Liquido Vino Gas Refresco Gaseosa Gas Gas Aire
MEZCLAS
Calor:
Es una forma de energía que pasa de un cuerpo a otro. Del de mayor temperatura al de menor.
Temperatura
Medida indirecta de la cantidad de energía cinética de las moléculas de un cuerpo. Se puede dar en escalas de temperatura, algunas de ellas son: °F = K=
1.8°C + 32 °C + 273.15
(Grados Fahrenheit ) (Grados Kelvin)
Calor Especifico Es la cantidad de calor necesario para que un gramo de una sustancia incremente su temperatura un grado centígrado. Cp Agua = 1 cal / gr °C
Se clasifican por su solubilidad en: Tipo Soluto Solvente No saturada Menor Justo Saturada Justo Justo Sobresaturada Exceso Justo MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Son aquellas que tienen dos o más fases (Se separan o pueden verse una separación o fases). Ejemplo: Coloides Suspensiones CONCENTRACIÓN Relación cuantitativa de la cantidad de soluto entre una determinada cantidad de disolvente. %masa = ( gr soluto / gr total solución) x 100 %volumen = (volumen soluto / Volumen total) x 100
TEMPERATURAS Y CALOR
Calor Latente Es la energía necesaria para que una sustancia cambie totalmente de estado, sin un cambio de temperatura. Estados de Agregación: Son los cambios de la materia de acuerdo a su incremento o decremento de energía y de temperatura. GAS EVAPORACIÓN SUBLIMACIÓN
CONDENSACIÓN Y
SÓLIDO
SOLIDIFICACIÓ LICUEFACCIÓN N FUSIÓN
Y GASIFICACIÓN
LÍQUIDO
V.
ESTRUCTURA ÁTOMICA MODELOS ATOMICOS
DEFINICIONES ÁTOMO
La conceptualización del átomo ha sufrido una evolución a lo largo de la historia.
PROTONES (p+) Carga +, se localiza en el núcleo NEUTRONES (n ), S/carga, se localiza en el núcleo ELECTRONES (e- ). Carga -, se localiza en el orbital El átomo es eléctricamente neutro, no puede dividirse por medios químicos pero sí por medios físicos, se combina con otros átomos por medio de enlaces químicos.
DEMOCRITO Y EPICURO lo definían como la partícula más pequeña e indivisible que compone un cuerpo. JHON DALTON lo definió como una esfera diminuta y sólida THOMPSON plantea al átomo como una esfera de carga positiva que tiene incrustadas cargas negativas, después del descubrimiento del fenómeno de la radioactividad se plantea la existencia de tres partículas como formadoras de un cuerpo y no una sola como se pensaba RUTHERFORD es quien comprueba la existencia de tres partículas a las cuales denomina como: (alfa), (beta) y (gamma), a partir de esto denomina al átomo como una nube de partículas formada por partícula positivas, negativas y neutras. NIELS BOHR describe al átomo como una partícula en donde los electrones (e-) se mueven en trayectorias circulares o elípticas estables y no emiten energía mientras están en esta.
“Es la partícula que representa la mínima cantidad de un elemento". Se encuentra formado:
DATOS DE LAS SUBPARTICULAS ATOMICAS PARTICULA MASA EN GRAMOS MASA EN U.M.A. ELECTRÓN
9.1091 x 10-28
0.000 549
PROTÓN
1.67252 x 10-24
1.007 277
NEUTRÓN
1.67482 x 10-24
1.008 665
Este modelo plantea siete de estas regiones, niveles o bandas de energía las cuales están representadas por K, L, M, N, O, P y Q; el número de e- por cada uno de estos niveles es de 2, 8, 18, 32, 32, 18 y 8 respectivamente. No. ATOMICO (Z)
Es la cantidad de protones (igual al número de electrones) que posee el núcleo de un átomo. Este número define a que elemento pertenece un átomo.
No. DE MASA.
MASA ATOMICA.
Es la suma de la masa de los protones y neutrones que se encuentran en el núcleo de un átomo. Son números abstractos proporcionales a los promedios de masa de los isótopos de un elemento con respecto a la masa atómica patrón, la cual corresponde a la del isótopo 12 del carbono y cuyo valor es de 12 u.m.a
ISÓTOPO.
Es el átomo de un elemento con diferente número de masa. Diferente número de neutrones.
No. DE OXIDACIÓN.
Es la cantidad de e- que el átomo de un elemento puede ceder o absorber cuando interactúa con algún tipo de energía o con otro átomo.
Las reglas para establecer el número de oxidación son: Toda sustancia pura o sin combinar tiene un no. de oxidación de cero. La suma de los números de oxidación de los elementos que forman un compuesto deber ser cero. Por definición el no. de oxidación del HIDROGENO es de +1 ó 1+; excepto en los hidruros en los cuales es de –1 ó 1-. Por definición el no. de oxidación del OXIGENO es de –2 ó 2-; excepto en los peróxidos en los cuales es de –1 ó 1-. Los elementos Metálicos poseen no. de oxidación positivo y los elementos No Metálicos poseen no. de oxidación negativo. El grupo o familia al cual pertenece un elemento, proporciona su número de oxidación. En el proceso de OXIDACIÓN (pérdida de e-) el no. de oxidación crece y en el proceso de REDUCCIÓN (ganancia de e-) el no. de oxidación decrece.
VALENCIA.
Es la capacidad o poder de combinación que tiene el átomo de un elemento con átomos de hidrógeno.
IÓN.
Es el átomo de un elemento que ha modificado su número de e- quedando cargado positivamente (CATIÓN) o negativamente (ANIÓN).
MODELO ATOMICO CUÁNTICO Fue propuesto por Erwin Shöedinger, Max Planck, Lois D’ Broglie y Heinsenberg, entre otros. Este modelo plantea cuatro números llamados cuánticos, estos números son: n, l, m y s. Número cuántico Principal (n) Es el número cuántico principal. El cual expresa el nivel de energía u orbital ocupado por él electrón-, puede tomar los valores de 1. 2. 3. 4. 5. 6 y 7. Es decir:
Ejemplo: Sí n = 4, entonces
l= 0, 1, 2, 3 Valor de l
l=
n-1, por lo que toma los siguientes valores
Tipo de orbital
Forma del orbital
No. Electrones
0
S
1
P
6
2
d
10
3
f
2
indefinido
14
Número cuántico Magnético ( m ) Es el número cuántico magnético que proporciona la orientación permitida de los niveles en un campo magnético que se forma alrededor de cada e- y cuyos valores son de – l, 0 , + l. Ejemplo, suponiendo que l= 1, entonces m = -1, 0, 1 Número cuántico secundario ( l ) Es el número cuántico secundario ó azimutal, expresa el subnivel de energía que ocupa él electrón, es decir, dentro de cada orbital hay varios electrones en un mismo nivel. También indica el tipo de orbital [s(sharp), p(principal), d(diffuse) y f(fundamental)] ó región en el espacio en la que se encuentran los electrones. Los valores que toma son de n – 1, es decir, 0, 1, 2, 3, 4, 5 y 6.
Spin del electrón s Los electrones además de girar alrededor del núcleo tienen un giro o spin que realizan sobre su propio eje. Puede tomar sólo dos valores el de + sentido y el de –
1 sé es hacia el sentido contrario. 2
+1/2
-1/2
1 si es así un 2
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. Actúa para restringir la cantidad de e- dentro de un subnivel e indica que: “Dos electrones dentro de un átomo dado no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos, por lo menos uno debe ser diferente”.
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA Se define como la configuración más estable y más probable de cómo se acomoden los electrones en los orbitales de un elemento. Para ello se sigue la Regla de las Diagonales, la cual es
1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s
2p 3p 4p 5p 6p 7p
3d 4d 4f 5d 5f 6d
Donde al orbital: ‘s’ le caben 2 electrones ‘p’ le caben 6 electrones ‘d’ le caben 10 electrones ‘f’ le caben 14 electrones Ejemplo: ¿Cuál es la configuración electrónica del Sodio Na = 23 electrones?
Na23 = 1s22s22p63s23p64s23d3
TABLA PERIODICA La tabla periódica está ordenada en periodos y grupos o familias, en ella se ordenan los 118 elementos conocidos en la actualidad.
GRUPOS O FAMILIAS. Los grupos se representan con las letras A y B, siendo el grupo A el de los llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de transición. Grupo Electrones de Valencia Nombre A Valencia Representativa IA Metales Alcalinos 1 +1 IIA Metales Alcalinos- Térreos 2 +2 IIIA Boro – Aluminio (Térreos) 3 +3 IVA Carbono o carbonoides 4 +4 VA Nitrógeno o nitrogenoides 5 -3 VIA Calcógenos 6 -2 VIIA Halógenos 7 -1 VIIIA Gases Nobles 8 0 Grupo B Nombre 1-VIII B Metales de transición 57-71 Lantánidos 89-103 Actínidos PERIODOS Son siete, están representados horizontalmente, describen la periodicidad del no. atómico de los elementos. Para describir los periodos Henry Moseley se basó en el espectro de emisión que producen los elementos al incidir una fuente luminosa sobre ellos. A través de esto Moseley dice que: “Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos”.
PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATOMICO.
ELECTRONEGATIVIDAD.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN-
AFINIDAD ELECTRÓNICA.-
Es la distancia aproximada del centro del núcleo de un átomo a la capa externa de e- del mismo. Es la capacidad que posee el átomo de un elemento para atraer pares de e- de otro átomo, esta propiedad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica. Es la cantidad total de energía que se requiere para separar totalmente un e- de un átomo gaseoso en su estado basal. Es la cantidad de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso gana un e-.
En términos generales la tabla periódica divide a los elementos en: METALES Y NO METALES y METALOIDES. CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES. Son sólidos, exceptuando al mercurio (Hg) que es líquido. Presentan brillo y color característico. Presentan Maleabilidad y ductilidad. Son buenos conductores de calor y electricidad. Tienden a ceder e- cuando se combinan con No metales, lo que implica un bajo valor de electronegatividad. CARACTERÍSTICAS DE LOS NO METALES. Presentan los tres estados de agregación. No poseen brillo ni color característico. No presentan maleabilidad ni ductilidad. Son malos conductores de calor y de electricidad. Tienden a aceptar e- cuando se combinan con metales, por lo tanto poseen alto valor de electronegatividad.
CARACTERÍSTICAS DE LOS METALOIDES Formados por B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po Sólidos Tienen brillos metálico Semiconductores de la electricidad, malos conductores de calor Exhiben propiedades metálicas y no metálicas.
REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS La regla del octeto determina que para que un elemento sea estable debe tener ocho electrones en el último nivel de energía (configuración de un gas noble). De acuerdo a esta teoría un elemento que tenga una configuración electrónica: Electrones de Valencia 2
2
2
1s 2s 2p
PERIODO De acuerdo a esto el Periodo de este elemento es el 2, y tiene 4 electrones en su última capa de valencia por lo que se trata de la familia IVA, por lo que se trata del Carbono ( C ) Las estructuras de Lewis esquematizan el número de electrones de valencia (electrones en el último nivel energético), por medio de puntos alrededor del símbolo químico de cada elemento. Familia
Electrones de Valencia
IA
1
IIA
Estructura de Lewis
Familia
Electrones de Valencia
Estructura de Lewis
Na
VA
5
N
2
Mg
VIA
6
O
IIIA
3
B
VIIA
7
F
IVA
4
C
VIIIA
8
Ne
Por lo que:
ENLACE QUÍMICO
Si la diferencia es mayor de 1.7 es un enlace iónico Si la diferencia es menor de 1.7 es un enlace covalente polar Sí la diferencia es cero entonces es un enlace covalente no polar.
Fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hacen que funciones como una unidad, donde el nuevo compuesto tiene características físicas y químicas diferentes a los elementos originales. Se clasifican como: Enlace
Unión de:
Iónico
Metal + No metal
Propiedades del compuesto formado Sólidos cristalinos Solubles en agua Conducen electricidad T fusión alta Inflamables
No metal + No metal Insolubles en agua Polar Casi todos son combustibles Ponen electrones de T de fusión baja manera desigual Casi todos los compuestos No Polar orgánicos se unen por medio de Covalente Ponen electrones de este tipo de enlace manera igual Coordinado Uno solo pone los electrones que forman el enlace ESCALA DE PAULI: Esta escala puede obtener el tipo de enlace de un compuesto de acuerdo a la diferencia de electronegatividad de los elementos que lo componen: Tipo Enlace = Electronegatividad del elemento – Electronegatividad del elemento Más electronegativo menos electronegativo
TABLA
DE
ELECTRONEGATIVIDADES
DE
PAULI
COMPUESTO Un compuesto es la unión de dos o más elementos diferentes. La diferencia con una MOLÉCULA, es que esta puede estar formada la unión de dos o más átomos del mismo o de diferentes elementos. Los compuestos que se conocen en la actualidad se pueden dividir en dos grandes grupos: Compuestos Inórganicos y Compuestos del Carbono (también llamados Órganicos). La manera de formular y denotar a cada uno de estos compuestos la establece la IUPAC (INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY ó UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA). CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS INORGANICOS COMPUESTO REACCIÓN Óxidos Metal + oxigeno -> óxido metálico básicos Óxidos No metal + oxigeno -> óxido no básicos metálico (Anhídridos) Anhídrido + Agua -> Oxiácido Ácidos Hidrógeno + No metal -> Hidrácido Bases Óxido metálico + Agua -> Hidróxido Ácido + Base -> Sal + Agua Sales neutralización Hidruros* Valencia negativa del H-1
Oxiácido + Base -> Oxisal + Agua Hidrácido + Base -> Sal binaria + Agua Metal + Hidrogeno -> Hidruro
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS OXIDOS METALICOS NOMBRE Fe+3+ O-2 - > Fe2O3 OXIDO DE FIERRO III Fe+2 + O-2 - > FeO OXIDO DE FIERRO II OXIDO DE POTASIO K+1+ O-2 - > K2O OXIDOS BÁSICOS (ANHIDRIDOS) +4
-2
C + 2O N+5 + O-2 N+4 + O-2 N+1 + O-2
- > C2O4 -> C O2 - > N2O5 - > N2O4 - > NO2
HIDRÁCIDO / OXIÁCIDO EJEMPLO 4Na +O2 -> 2Na2O 2S + 3O2 -> 2SO3
SO3 +H2O -> H2SO4 H2 + S -> H2 S Na2O +H2O -> 2NaOH HCl +NaOH ->NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O HF + NaOH -> NaF + H2O K + H -> KH Hidruro de Potasio
+1
-1
H + Cl - > HCl H+1+ ClO-1 - > HClO H+1 + ClO2-1 - > HClO2 H+1 + ClO3-1 - > HClO3 H+1 + ClO4-1 - > HClO4 BASES
Fe2O3 + 3H2O -> 2 Fe(OH)3 FeO + H2O -> Fe(OH)2 Na2O +H2O -> 2NaOH
NOMBRE BIOXIDO DE CARBONO PENTOXIDO DE NITROGENO TETRAOXIDO DE NITROGENO BIOXIDO DE NITROGENO
NOMBRE ÁCIDO CLORHIDRICO ÁCIDO HIPO CLOROSO ÁCIDO CLOROSO ÁCIDO CLORICO ÁCIDO PER CLORICO
Cl->-1 Cl->+1 Cl->+3 Cl->+5 Cl->+7
NOMBRE HIDRÓXIDO DE FIERRO III HIDRÓXIDO DE FIERRO II HIDRÓXIDO DE SODIO I
Fe ->+3 Fe ->+2 Na ->+1
SAL / OXISAL
HCl + NaOH -> NaCl + H2O HClO + NaOH -> NaClO + H2O HClO2+ NaOH -> NaClO2 + H2O HClO3 + NaOH -> NaClO3 + H2O HClO4 + + NaOH -> NaClO4 + H2O
NOMBRE CLORURO DE SODIO
Cl->-1
HIPO CLORITO DE SODIO
Cl->+1
CLORITO DE SODIO CLORATO DE SODIO
Cl->+3 Cl->+5
PER CLORATO DE SODIO
Cl->+7
REACCIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA Es la forma en la cual se relacionan los elementos y/o compuestos entre sí, es decir, describen los acontecimientos químicos. La ECUACIÓN QUÍMICA, representa una reacción química por medio de símbolos que indican la relación más simple de los componentes de una reacción (reactivos) y el resultado de la misma (productos). TIPOS DE REACCIONES a) Reacciones de combinación o síntesis. Comprenden la formación de un compuesto a partir de la unión de dos o más elementos y/o compuestos. Ejemplos:
2Ca
O2
2CaO
2SO2
O2
2SO3
CaO
CO 2
CaCO3
b) Reacciones de Descomposición. Involucran la descomposición de un compuesto en sustancias más sencillas. (Proceso inverso de la síntesis). Ejemplos:
2 HgO 2 H 2 O2
2 Hg 2H 2 O
O2 O2
En algunas de estas reacciones se utilizan sustancias químicas y la corriente eléctrica como catalizadores. Este tipo de reacciones generalmente endotérmicas (Para producirse requieren la adición de energía calorífica o eléctrica). c) Reacciones de Simple Sustitución o Simple Desplazamiento En este tipo de reacciones un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. Ejemplo:
Zn
CuSO4
Fe
2 HCl
ZnSO4 FeCL2
Cu H2
d) Reacciones de Doble Sustitución ó Doble Desplazamiento. Dos elementos o radicales de dos compuestos se intercambian. Ejemplo:
HCl AgNO3
NaOH NaCl
NaCl NaNO3
H 2O AgCl
VI.
Base General de Arrhenius:
ACIDEZ Y BASICIDAD (ÁCIDOS Y BASES)
Solución
a) CONCEPTO DE ÁCIDO Y BASE ÁCIDO. Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul, reacciona con los metales activos (grupos IA y IIA), con desprendimiento de H2 y neutraliza a las bases. BASE.
Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo o salobre, tiñe de azul el papel tornasol rojo, tiene consistencia jabonosa y neutraliza a los ácidos.
b) TEORÍA DE ARRHENIUS Para Arrhenius un ácido y una base se pueden definir: ÁCIDO.BASE.-
Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones H+ e iones hidronio (H3O)+. Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones hidróxido u oxidrilo OH-.
Ejemplos:
BOH
B
OH
Acuosa
Solución
NaOH
Na
OH
Ca
2(OH )
Acuosa Solución
Ca(OH ) 2 Acuosa
c) TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY Para Brönsted y Lowry un ácido y una base se pueden definir como: ÁCIDO.BASE.-
Es aquella sustancia que pierde protones (p+), produciendo una base conjugada Es aquella sustancia que gana protones (p+), produciendo un ácido conjugado.
Ejemplo: Pares Conjugados de Brönsted – Lowry.
Ácido1
Ácido General de Arrhenius:
H
Base1
Solución
HA
H
Base2
A
H
Ácido2
Acuosa
Ácido1
Solución
HCl
H
HCl
Solución
2H Acuosa
Ácido2
Base1
Cl
Acuosa
H 2 SO4
Base2
SO4
Ácido1
H 2O Base2
H 3O Ácido2
Cl
Base1
d)
TEORÍA DE LEWIS
VII. BALANCEO DE ECUACIONES
ÁCIDO de LEWIS.-
Es aquella sustancia que contiene un átomo capaz de absorber un par de e-.
BASE de LEWIS.-
Es aquella sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de e-.
Ejemplo:
NaOH Base
HCl
NaCl
El número de átomos de los elementos que entran en los reactivos debe ser igual al número de átomos que salen en los productos durante una reacción química a)
H 2O
+ Ácido
Cuando un ácido y una base de Lewis se combinan, el producto es una sal y la producción de cierta cantidad de agua. En este caso se habla de neutralización.
e)
El balancear una ecuación química es el procurar que ésta cumpla con el principio de conservación de la materia. “La materia no se crea ni se destruye solo se transforma”
POTENCIAL DE HIDORGENO (PH) Se define como el logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio o hidrógeno [H+]. Este valor define una escala en la cual se puede observar el grado de acidez o basicidad de una sustancia determinada.
Método de Prueba y Error (Tanteo) Para balancear una reacción química por tanteo se deben seguir los siguientes pasos, haciendo la aclaración que el orden es inalterable, de lo contrario el balanceo se haría más complicado. Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de todos los elementos diferentes a hidrógeno y oxigeno. Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de hidrógeno. Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de oxigeno. Ejemplo:
Fe2 SO4 ÁCIDOS
NEUTRO
BASES
Débiles
Débiles
BaCl2
BaSO4
FeCl3
Se observa que la reacción no está balanceada (cantidad de átomos de Fe, Cl, S y O) por lo que se aplica el 1er paso. Se igualan Fe.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Ácidos Ácidos Bases Bases Fuertes
3
Fuertes
Fe2 SO4
3
Se igualan S.
BaCl2
BaSO4
2FeCl3
Fe2 SO4
3
BaCl2
3BaSO4
2FeCl3
3BaCl2
3BaSO4
2FeCl3
Se igualan Ba.
Fe2 SO4
3
Nota: “Si al colocar los coeficientes en la ecuación original, ésta queda balanceada el proceso se da por terminado; de no ser así, a partir de los coeficientes colocados continua el balanceo por el método de prueba y error”. Ejemplo:
Cu Se observa que la cantidad de Cl, queda igualada automáticamente, por lo tanto se realiza el paso dos. Vemos que la ecuación no contiene átomos de H2 por lo que este paso se da por hecho. Obsérvese que al igualar la cantidad de Fe, S, Ba y Cl, se igualan al mismo tiempo la cantidad de átomos de oxigeno, y por lo tanto el paso tres se cumple al haber cumplido el primero.
1. Establecer los números o estados de oxidación para cada uno de los elementos participantes en la reacción. 2. Identificar aquellos elementos que modifiquen su número de oxidación al pasar de reactivos a productos. 3. Establecer cuál de los elementos cede y cuál absorbe e-, así como cuántos e- se ceden y cuantos se absorben. 4. Igualar la cantidad de e- cedidos y ganados. 5. Colocar los coeficientes de las semi - reacciones en la ecuación original.
Cu NO3
3
2
Aplicando el 1er paso: 0
1
Cu
5
2
2
H NO
5
2
Cu N O
3
NO
H 2O
2
1
2
NO
3
2
H O 2
2
Aplicando el 2º y 3er paso: 0
2e
2
Cu
b) Método de Oxido – Reducción (REDOX) En este método se toma en cuenta el grado de oxidación que poseen los elementos participantes en una reacción. Para este método podemos enumerar los siguientes pasos:
HNO
5
Cu 3e
Pérdida de e- (Oxidación)
2
N
N
Ganancia de e- (Reducción)
Aplicando el 4º paso: 0
6e
2
3Cu 5
3Cu 6e
2
2N
2N
Aplicando el 5º paso:
3Cu
2HNO
3
3Cu NO3
2
2NO
H 2O
Observando ésta ecuación, nos damos cuenta que no se encuentra balanceada por lo tanto se recurrió a la NOTA del 5º paso, quedando la ecuación balanceada como:
3Cu
8HNO
3
3Cu NO3
2
2NO
4H 2O
c) ESTEQUIOMETRIA Es la parte de la química que estudia las relaciones de masa, peso y volumen entre los reactivos y productos de una reacción. Para entender mejor ésta parte de la química debemos conocer los siguientes conceptos: MOL.
Es la cantidad de una sustancia numéricamente igual a la masa molecular, peso molecular o peso fórmula de la misma. 1 mol = 6.023 * 1023 moléculas ( No. de Avogadro )
n
m P.M .
Donde: n = Número de moles m: masa de la sustancia en grs. P.M. : Peso molecular de la sustancia VOLUMEN MOLECULAR GRAMO. Es el espacio que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión (TPN) y cuyo valor es de 22.4 l. MASA MOLECULAR Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de cada elemento que forman un compuesto, expresada en unidades de masa atómica (u.m.a). PESO MOLECULAR. Es la masa molecular de un compuesto expresada en gramos.
PESO FORMULA. Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de determinados elementos que intervienen en la fórmula de una sustancia. Ejemplos: 1. Calcular la masa molecular del sulfato férrico Fe2(SO4)3 El sulfato férrico contiene: Elemento No. átomos Masa atómica Total Fe 2 56 uma 112 uma S 3 32 uma 96 uma O 12 16 uma 192 uma Masa Molecular 400 uma Peso Molecular 400 grs. 2. ¿Cuántos mol hay en 300 grs. de HCl? La masa (m) es de 300 grs. El peso molecular del HCl es: Elemento No. átomos Masa atómica H 1 1 uma Cl 1 35 uma Peso Molecular Por lo tanto:
n
300grs 36grs
n = 8.33 mol
8.33 mol
Total 1 uma 35 uma 36 grs.
3. ¿Cuál es la masa de 0.75 mol de etano C2H6? El no. de mol (n) es de 0.75 mol. El peso molecular de C2H6 es: Elemento No. átomos Masa atómica Total C 2 12 uma 24 uma H 6 1 uma 6 uma Peso Molecular 30 grs. Por lo tanto si:
n
m P.M .
entonces:
m
n P.M .
m = (0.75 mol) (30 grs.) = 22.5 grs.
VIII. QUÍMICA DEL CARBONO (ORGÁNICA) Es aquélla parte de la química que estudia a todos los compuestos formados por carbono, se le llamaba orgánica porque estudiaba a las sustancias que intervenían en los procesos vitales de los organismos, tanto vegetales como animales. Estos compuestos tienen como características principales: Todos contienen carbono en sus moléculas. Presentan cadenas de enlaces de átomos de carbono que pueden ser muy grandes. La mayoría son combustibles. No son estables a altas temperaturas. Muchos de ellos son no electrolitos. No son solubles en agua. Presentan el fenómeno de isomería. A) Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos El átomo de carbono (C+4) a causa de su tetravalencia (Capacidad de aceptar 4 electrones) puede formar moléculas grandes. La longitud de la cadena de carbono determina la mayoría de sus propiedades físicas. Los compuestos con cadenas cortas son gases o líquidos con bajo punto de ebullición, los compuestos de cadenas medianas son líquidos y los de cadenas largas son sólidos. De acuerdo a su estructura se clasifican en: Saturado:
Cadena de enlaces simples entre átomos de C, se refiere a los hidrocarburos de enlace simple (Alcanos),
No Saturado:
Indica la presencia de un doble o triple enlace dentro del hidrocarburo. Se refiere a los alquenos y alquinos.
Acíclico: Cíclico: Lineal: Arborescente:
hidrocarburo Lineal, de cadena abierta hidrocarburo de cadena cerrada. Sin arborescencias o ramificaciones Esqueleto con ramificaciones.
B) NOMENCLATURA DE ALCANOS O PARAFINAS Hidrocarburos saturados de cadena abierta con enlace sencillo CC, su formula general es CnH2n+n, los cuatro primeros llevan nombres comunes , pero a partir del quinto hidrocarburo se nombran de acuerdo a las reglas de la IUPAC. Se nombran con la terminación ‘ANO’ No. Átomos C
Alcano
Nombre
1
CH4
Metano
2
CH3-CH3
Etano
3
CH3-CH2-CH3
Propano
4
CH3-CH2-CH2-CH3
Butano
5
CH3-CH2-CH2- CH2-CH3
n- Pentano
6
CH3-CH2-CH2- CH2- CH2-CH3
n-Hexano
Alcanos Arborescentes Para nombrar alcanos con arborescencias hay que seguir las siguientes reglas: Buscar la cadena más larga, la cual dará nombre al alcano Numerar la cadena, empezando por el extremo que de la menor posición a las arborescencias Nombrar cada arborescencia con el número asignado la terminación ‘il’, y el nombre de la cadena principal. Sí se encuentran arborescencias iguales se pueden utilizar los términos di, tri, tetra, etc.
C)
NOMENCLATURA DE ALQUENOS U OLEFINAS Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C, su formula general es CnH2n, Son más reactivos químicamente, se nombran con la terminación ‘ENO’. Alqueno Nombre No. Átomos C 2
CH2=CH2
Eteno
3
CH2=CH-CH3
Propeno
4
CH2=CH-CH2-CH3
Buteno
5
CH2=CH-CH2- CH2-CH3
Penteno
6
CH2=CH-CH2- CH2- CH2-CH3
Hexeno
Ejemplo:
CH2-CH3 CH31-CH2-CH23-
CH24-
CH25-
CH26-CH37
CH2-CH2-CH3 2,4 –etilpropilheptano
D)
NOMENCLATURA DE ALQUINOS O ACETILENOS
Hidrocarburos insaturados de cadena abierta con enlace sencillo C=C, su formula general es CnH2n-2, Son más reactivos químicamente, se nombran con la terminación ‘INO’. Alquino Nombre No. Átomos C 2
CHΞCH
Etino
3
CHΞC-CH-CH3
Propino
4
CHΞC -CH2-CH3
Butino
5
CHΞC -CH2- CH2-CH3
Pentino
6
CHΞC-CH2- CH2- CH2-CH3
Hexino
E)
NOMENCLATURA DE CICLOALCANOS
Son aquellos compuestos de cadena cerrada que poseen enlaces simples entre cada átomo de carbono, también se llaman alicíclicos. Los cicloalcanos se representan con figuras geométricas, se nombran anteponiendo la palabra ‘CICLO’ a la cadena de carbones No. Átomos C en el anillo
cicloalcano
F) GRUPOS FUNCIONALES El átomo o grupo de átomos que definen la estructura de una clase particular de compuestos orgánicos que determina sus propiedades se llama Grupo Funcional. Grupo Funcional
Terminación
Nomenclatura
Alcohol
-OH
‘-ol’
Aldehído
-CHO
-‘al’
3
Ciclopropano
4
Ciclobutano
5
Ciclopentano
Cetona
-CO-
-‘ona’
6
Ciclohexano
Ácido Carboxílico
-COOH
Ácido + ‘-oico’
Ester
-COO-
‘oato’ +de+ ‘ilo’
-NH2 Amina
-NH-
‘il’ + amina
-NAmida Halogenuros de alquilo
-CONH2 -X X-> Cl, Br, F
‘-amida’ Halogenuro de + ‘ilo’
Ejemplo CH3-OH Metanol CH3-CHO Metanal CH3-CO- CH3 Propanona CH3-COOH Ácido etanóico CH3-CH2-COO-CH3 Propanoato de metilo CH3- NH2 Metil amina CH3- NH- CH3 Dimetil amina CH3- N- CH3 CH3 Trimetil amina CH3-CO NH2 Etano Amida CH3- Cl Cloruro de metilo
