A C I M I U A C Q I N Á G R O N I
Gladys Giselle Suarez Méndez Luis Fernando Hernández Chico
NOMENCLATURA En nomenclatura química, el conjunto de reglas pre-establecidas internacionalmente y que debieran asignar nombres unívocos a las sustancias, es decir un solo nombre para una sustancia y una sola sustancia para un nombre. Principales funciones químicas inorgánicas
Óxidos básicos
Óxidos ácidos
Hidruros
Hidróxidos
Oxiácidos
Hidrácidos
Oxisales
Sales haloideas
La fórmula química es la representación convencional de los elementos que forman un compuesto o molécula.
Principales nomenclaturas que se usan para nombrar los compuestos químicos inorgánicos: Hay tres tipos de nomenclatura: La Tradicional, la Stock (la más utilizada) y la Sistemática o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Aspecto fundamental
Nomenclatura sis- Nomencla- Nomenclatura Tratemática tura Stock dicional
Nombre
Óxido
Prefijo
Mono 1
Hexa 6
Di
2
Hepta 7
Tri
3
Octa 8
Tetra 4
Nona 9
Pemta5
Deca 10
Valencia del elemento
Óxido de...
Se enuncia el número de átomos, mono, di, tri… (subíndice).
Ejemplos
Óxido 1-2 val. Hipo __ oso 3-4 val. __ __ oso 5-6 val. __ __ ico 7 o + val. Per __ ico
En números Sufijos: romas y enOso: menor valencia tre paréntesis, se coloca Ico: mayor valencia. el número de oxidación o valencia. Anhídrido hipocloroso,
Monóxido de carbono,
Cloruro de
pentóxido de diarsenico, bióxido de plomo, dihi-
anhídrido cloroso, anhierro (III), óxido de cobre hídrido
dróxido de mercurio.
(I), sulfato de oro (III), hidróxido de plomo (IV).
clórico, anhídrido perclórico
OXIDOS Un Óxido es un compuesto inorgánico que se forma al unir algún elemento químico con Oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos. Un Óxido es básico si el elemento químico que se junta con el Oxígeno (O) Y un metal. Un Óxido es Ácido si el elemento químico que se junta con el oxígeno es un no metal.
Nomenclatura Nomenclatura Fórmula
Sistemática
Nomenclatura Stock
Tradicional (Prefijos griegos)
N3 + O2
Óxido de Nitrógeno
Oxido Nitroso
Trióxido dinitrógeno
Oxido de sodio
Monóxido disodio
Oxido de Sodio (I)
Oxido Crómico
Trióxido de Cromo
Oxido de Cromo (VI)
(III)
N2O3 Na1 + O2 Na2O
Cr6 + O2 CrO3
ANHÍDRIDOS Los Anhídridos también llamados óxidos no metálicos u óxidos ácidos son compuestos que están formados en su estructura por un no metal y oxígeno. Ejemplo:
Cl2O7
El número de oxidación del oxígeno es -2 y el número de oxidación del cloro es +7 recuerda que al cruzarlo quedan como subíndices y sin el signo .
OBTENCIÓN DE ANHÍDRIDOS Los anhídridos se obtienen al combinar un no metal con el oxígeno
NO METAL Cl2+7 Cl2+5
+ + +
OXÍGENO
--------->
ANHÍDRIDOS
O2
-2
--------->
Cl2 O7
O2
-2
--------->
Cl2 O5
-2
--------->
SO3
--------->
SO2
+6
S
+
O2
S+4
+
O2-2
Ejemplos de anhídridos: Formula
Nomenclatura
Nomenclatura
Nomenclatura de
Tradicional
Sistemática
Stock
(Prefijos Griegos) I1 + O2 l2O
S4 + O2 SO2
N5 + O2 N2O5
Anhídrido Hipo-
Monóxido diyodo
yodoso
Anhidrido de yodo (I)
Anhdrido sulfu-
Tetroxido de
Anhidrido de
roso
azufre
asufre (IV)
Anhidrido nitrico
Pentaoxido de
Anhidrido de ni-
nitrogeno
trógeno (V)
HIDROXIDOS Son compuestos ternarios que contienen un elemento metálico y tantas agrupaciones OH (hidróxido) como el número de oxidación que manifieste el metal. Con más propiedad se podrían definir como combinaciones entre cationes metálicos y aniones OH-.
¿Cómo se nombran?
Según la nomenclatura de Stock se nombran con las palabras “hidróxido de” seguido del nombre del metal y entre paréntesis el número de oxidación, en números romanos, en el caso de que tenga más de uno.
Hidróxido de METAL(N) Si nos dan la Fórmula: El número de oxidación del metal es igual al número de iones OH-.
Si nos dan el nombre
Ejemplos de Hidróxidos: Formula
Nomenclatura tra- Nomenclatura de dicional
Pb2 + OH1 PbOH2
Pd4 + OH1
Hidróxido Plumbo- Hidróxido de Ploso
mo (II)
Hidróxido Paladico
Hidróxido de Paladio (IV)
Pd(OH)4
Os8 + OH1 Os(OH)8
stock
Hidróxido Peros-
Hidróxido de osmio
mico
(VIII)
HIDRUROS Son combinaciones binarias del hidrógeno con los metales, en las que el H tiene número de oxidación -1. Los hidruros de los grupos 1 y 2 tienen un carácter iónico más acentuado que los de los grupos 13 y 14, que se caracterizan por poseer un carácter covalente importante. Pero a efectos de nomenclatura los nombraremos igual, excepto el hidruro de boro que por su carácter no metálico lo nombraremos dentro de los compuestos de H + no metal.
¿Cómo se nombran? Se nombran con las palabras “hidruro de” y el nombre del metal. El
número de hidrógenos coincide con el número de oxidación del metal.
Hidruro de METAL Si nos dan la fórmula: Se nombra con la palabra hidruro y el nombre del metal.
Si nos dan el nombre
Una sal ox(o)ácida, oxosal u oxisal es el resultado de la combinación de un hidróxido con un ácido oxácido, aunque también se pueden formar de una manera más simple por la combinación de un metal y un radical.
Nomenclatura Fórmula
Nomenclatura Stock sistemática
Mn(OH)2 + H2SO3 → MnSO3+2H2O
Sulfito de Manganeso
Sulfito de Manganeso II
Co(OH)+2 + H2SiO3-2 → CoSiO3+H2O
Silicato Cobaltoso
Silicato de Cobalto II
ÁCIDOS Un ácido es una sustancia que, en disolución, incrementa la concentración de iones de hidrógeno. En combinación con las bases, un ácido permite formar sales.
ÁCIDOS: OXIÁCIDOS. Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). Su fórmula general es:
Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno. Ejemplos: F2O + H2O = H2F2O2 = HFO SO3 + H2O = H2SO4
Ejemplos ácidos: oxiácidos Formula
Nomenclatura tra- Nomenclatura de dicional
I2O + H2O -> H2I2O2 -> HIO = -Acido Hipoyodoso -Acido de Yodo (I)
I2O5 + H2O -> H2I2O6 -> HIO3 = -Acido Yódico -Acido de Yodo (V)
I2O7 + H2O -> H2I2O8 -> HIO4 = -Acido Peryodico -Acido de Yodo (VII)
stock
HIDRÁCIDOS Son combinaciones del hidrógeno con los Calcógenos (grupo 16) y los Halógenos (grupo 17). El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, y son los únicos compuestos binarios de hidrógeno donde el hidrógeno se formula a la izquierda. ¿Cómo se nombran? Se nombra el no metal terminado en “-uro” seguido de “de” y la palabra “hidrógeno”. NOMETAL-uro de hidrógeno Estos compuestos se denominan Hidrácidos por la propiedad de que al disolverlos en agua dan disoluciones ácidas, es decir, ceden hidrógeno con facilidad. Se hace notar esta circunstancia con el subíndice (aq) que indica disolución acuosa. En este caso se nombra con la palabra "ácido" y el nombre del no metal terminado en -hídrico. Ácido NOMETAL-hídrico Si nos dan la fórmula En la fórmula: Se nombra el no metal terminado en “-uro”. En la fórmula: Si están en disolución acuosa se nombra como "ácido" y el nombre del no metal terminado en -hídrico.
Ejemplos de hidrácidos Formula
Nomenclatura tra- Nomenclatura de dicional
HI + Ni(OH)2 -> NiI2 + H2O = Yodruro Niqueloso HI + Ni(OH)3 -> NiI3 + H2O = Yodruro Niquelico
Hf + Al(OH)3 -> AlF3 + H2O = Fluoruro de Aluminio
H2S + Mn(OH)7 -> Mn2S7 + H2O = Sulfuro Permanganico
stock
OXÍSALES Son los derivados de sustituir todos los hidrógenos, o parte de ellos como en las sales ácidas, de los oxácidos por cationes metálicos como el Na+, o no metálicos como el NH4+ (amonio). Cuando se sustituyen todos los hidrógenos se forman las sales neutras y cuando sólo se sustituye alguno de los hidrógenos las sales ácidas. ¿Cómo se nombran? Nomenclatura tradicional. Para su formulación se siguen las mismas reglas que para los ácidos de los que provienen pero cambiando las terminaciones y manteniendo los prefijos. Para los números de oxidación bajos la terminación -OSO cambia por la de -ITO, y para los números de oxidación altos la terminación -ICO cambia por la de -ATO.
Número de oxidación
Ácido per-
-ico
anión per-
-ato
Más alto -ico
-ato
-oso
-ito
Alto Bajo hipoMás bajo
-oso
hipo-
-ito
Si nos dan la fórmula En la fórmula: Na2SO4
Si nos dan el nombre En el nombre: Nitrato de calcio
Catión
Anión
Fórmula
Bromato de calcio
Ca+2
BrO3-
Ca(BrO3)2
Hipoclorito de sodio
Na+
ClO-
NaClO
Sulfato de aluminio
Al+3
SO4-2
Al2(SO4)3
Fosfato de magnesio
Mg+2
PO4-3
Mg3(PO4)2
Nitrato de hierro (III)
Fe+3
NO3-
Fe(NO3)3
SIMBOLOGIA Ecuación Química Reactivos
Productos
pt Electricidad
Produce Mas, reacciona, agrega, y
Gas libera
Reversible
Precipita
Se descompone y produce (g) Gaseoso (S) Solido (l) Liquido (ac) Solución acuosa disuelta en agua
Catalizador
REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s).
Los reactantes son las sustancias involucradas al
inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación.
En una ecuación química que describe una
reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos, se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha,
se
escriben los productos, igualmente simbolizados.
Ecuación Química: representa la transformación de sustancias. Reactante(s) Producto(s)
REACCIONES DE SÍNTESIS O COMPOSICIÓN En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.
Síntesis Química:
la combinación de dos o mas sustan-
cias para formar un solo compuesto. A +
Bà C
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
Ejemplo: Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno.
Solución: Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
Síntesis Química:
Descomposición Química: la forma-
ción de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto. A á B+C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos) Ejemplo: Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de mercurio (II).
Solución: Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: 2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g)
REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SENCILLA Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales) y los no metales reemplazan no metales.
Desplazamiento Químico: un
elemento remplaza a
otro similar y menos activo en un compuesto. AB + C á CB + A o AB + C á B (Donde C es un elemento mas activo que un metal A o un no metal B) Ejemplo 1: Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II).
Solución: El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. ecuación que representa la reacción es la siguiente: Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)
La
REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O INTERCAMBIO Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.
Doble Desplazamiento Químico:
los reactantes in-
tercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa. AB + CD à AD + CB
Solución: En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (ac)
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.
La ecuación que representa esta reacción es la siguiente: H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)
REACCIONES DE COMBUSTIÓN Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas.
Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono. hidrocarburo + O2 à H2O + CO2 Ejemplo 1: Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glucosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).
Solución: En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxígeno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxido de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: C6H12O6 + O2 à H2O + CO2
ECUACIONES QUÍMICAS Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se originan (llamadas productos). La ecuación química ayuda a visualizar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso. Además se puede ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad. Balanceo por métodos como: -Tanteo -Redox -Algebraico
Reactivos son aquellos componentes que reaccionan entre si para formar los productos.
Por ejemplo en la siguiente reacción de neutralización: H2SO4 + 2KOH ----------------> K2SO4 + 2H2O Reactivos: Acido sulfúrico e hidróxido de potasio Productos: sulfato de potasio y agua
BALANCEO POR TANTEO Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa. Ejemplo:
Al(OH)3 + H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O
Primero balanceamos el metal aluminio: 2 Al(OH)3 + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2O
Luego seguimos con el azufre: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O
Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:
METODO DE REDOX (REDUCCION –OXIDACIÓN) Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce. Ejemplo: 1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.
5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.
6.- Cruzar los resultados
7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.
8.-Completar el balanceo por tanteo.
9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)
MÉTODO ALGEBRAICO Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo, sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos. a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e H2O a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos a hallar. Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos. Mn: a = c O: 2 a = e H: b = 2 e Cl: b = 2 c + 2 d Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a. Se tiene: 1 = a = c 2 .1=2 = e
e =2
2 .2=4 = b
b=4
ESTEQUIOMETRIA Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de
C.
12
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.
La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la determinación de las masas de combinación de las substancias en una reacción química, hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas.
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados.
Por último se despeja d y se tiene: b – 2c / 2 = d
reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 –
2 /2 =1 d=1 Puede entonces plantearse la reacción: 1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O
Si se verifica con el balance de los átomos se tiene: Mn 1átomo en reactivos y productos O
2 átomos en reactivos y productos
H
4 átomos en reactivos y productos
Cl 4 átomos en reactivos y productos
ENTALPIA Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], ‘agregar calor’; ‘calentar’) es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.
1.
Ecuación química
2.
Balancear
3.
(-) Exotérmica (+) Endotérmica
ΔH = ΔProductos - ΔReactantes Ejemplo: En las tablas encontramos que ΔHf0(CO) = -111 kJ/mol, esto indica que ΔH para la reacción:
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol
Por combinación de las ΔHf0 podemos determinar entalpías de reacción de otras reacciones distintas, puesto que la entalpía es una función de estado (sólo depende de los estados inicial y final, no del camino recorrido) La ΔH de la reacción
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:
ΔH0 = ΔProductos - ΔReactantes = ΔHf0(CO2) - ΔHf0(CO) = -283 kJ/mol
ENTROPIA Uno de los soportes fundamentales de la Segunda Ley de la Termodinámica es la función denominada entropía que sirve para medir el grado de desorden dentro de un proceso y permite distinguir la energía útil, que es la que se convierte en su totalidad en trabajo, de la inútil, que se pierde en el medio ambiente.
La entropía (cal/K.mol) a 25ºC para una misma sustancia, la entropía en el estado gaseoso es mayor que aquella en el estado líquido, que, por su vez, es mayor que la del estado sólido. La variación de entropía en una transformación, depende apenas de los estados inicial y final del sistema, independientemente de cómo los reactivos se transforman en productos, esto es, del mecanismo de reacción.
MASA MOLAR La noción de masa molar refiere a la masa de un mol de una cierta sustancia, expresada en gramos. Recordemos que un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) de un tipo como átomos presentes en 12 gramos de carbono-12.
1.
Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.
2.
Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.
3.
Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C.
4.
Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.
5.
Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).
6.
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar
7.
La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
COMPOSICION PORCENTUAL Uno de los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del análisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presente en la muestra. En este sentido se llama composición porcentual.
El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular es sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de cada elemento presente en la fórmula.
Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje. La fórmula es: Composición porcentual = (masa atómica) (número de átomos en la fórmula ) (100) _______________________________________________________________________ Masa molecular La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición porcentual debe resultar 100, con un rango de variación de +/‐ 0.2 %
Ejemplo: Elemento
Átomos
H
1
N
1
O
3
Masa de un átomo de H = 1 Masa de un átomo de N = 14 Masa de un átomo de O = 16
En HNO3 hay 1 Hx 1= 1 1 N x 14 = 14 3 O x 16 = 48 Masa total = 1 + 14 + 48 = 63g/mol
Porcentaje de H = 1/63 * 100 = 1.58% Porcentaje de N = 14/63 * 100 = 22.22% Porcentaje de O = 48/63 * 100 = 76.19%
Suma de porcentajes 1.58 + 22.22 + 76.19 = 99.99 aprox. 100% Composición porcentual H 1.58% N 22.22% O 76.19%
FORMULA REAL La formula molecular o real, es la relación existente entre los átomos de los elementos que participan en las moléculas de los compuestos.
1.- Conocer la composición porcentual 2.- Dividir el porcentaje de cada elemento entre el peso atómico de el mismo. 3.– Los valores encontrados se dividen entre el menor de todos 4.– Los números que surjan al paso anterior se ubican como subíndices en la formula, si son decimales se redondean y esa será la formula empírica 5.– Para encontrar la formula real se divide la masa molar del problema entre la masa molar que surge de la formula empírica. 6.– El valor obtenido del paso anterior se multiplica por la formula empírica y esa será la formula molecular. Calcular la composición porcentual del HNO3 ácido nítrico
LEYES PONDERALES También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar compuestos, para determinarlos se utilizan cálculos estequiometricos. y son:
LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA 1ª.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787) 2ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES (Proust, 1799) 3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (Richter, 1792). 4ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803). 5ª.- LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac, 1808).
RELACIÓN MOL -MOL Ejemplo: ¿Calcular la cantidad de moles que se tiene de hidróxido de sodio cuando reaccionan totalmente 0.45 mol de hidróxido de calcio en la siguiente ecuación? Balancear Na2CO3 + Ca (OH)2 -> NaOH + CaCO3
Obtener: 2moles de NaOH Reacción: 1 mol de Ca(OH)2
Relación X=(w sust.) (mol obtener) mol reaccionante
X=(0.45 mol) (2mol) 1mol
X= 0.9 mol de NaOH
RELACIÓN MOL –MASA Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno? Balancear 2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2
Obtener: Mg3N2 Mg: 3x24= 27 N:2x14= 28 MM= 100gr Reacción: 2NH3 Relación X=(w sust.) (mm obtener) mol reaccionante
X=(3.2 mol) (100 gr) 2mol
X= 160 gr de Mg3N2
RELACIÓN MASA- MASA Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno? Balancear 2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2
Obtener: Mg3N2 Mg: 3x24= 27 N:2x14= 28 MM= 100gr Reacción: 2NH3 X=(w sust.) (mm obtener) mol reaccionante
X=(3.2 mol) (100 gr) 2mol
X= 160 gr de Mg3N2
RELACIONES VOLUMÉTRICAS El químico francés Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1851) estudió los volúmenes en que se combinan los gases que intervienen en una reacción y enunció en 1808 la ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac:
Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Esta ley experimental nos indica que los volúmenes de los gases también cumplen una proporción cuando forman compuestos. Para justificar estas relaciones volumétricas sencillas en las reacciones entre gases, el químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) propuso en 1811 la siguiente hipótesis, hoy llamada principio de Avogadro:
Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Este principio supone que las partículas de algunos gases no son átomos sino agregados de átomos, a los que Avogadro denominó moléculas. Así, los átomos de los elementos se agrupan para formar moléculas del elemento.
RELACIÓN MASA-VOLUMEN Ejemplo: ¿Cuantos litros de bióxido de carbono se obtiene cuando se descomponen 20 gr de carbonato de calcio en la ecuación? Ecuación: CaCO3 -> CaO + CO2 Reaccionan MM: CaCo3 Ca: 1x40= 40 C: 1x12= 12 O: 3x16= 48 100 gr
Obtiene Constante: CO2 = 22.4L X=( w sust.) (Obtiene) Reacciona X=( 20gr) (22.4L) 100gr X= 4.48L de CO2
RELACIÓN VOLUMEN-MASA Ejemplo: ¿Cuantos gramos de clorato de potasio se necesitan para obtener 10L de oxigeno en la ecuación? Ecuación: 2KClO3 -> 2KCl + 3O2 Reaccionan MM: KClO3 K: 1x39= 39 Cl: 1x35= 35 O: 3x16= 48 122 gr X2= 244gr Obtiene: CO2 = 22.4L x 3= 67.2L X=( w sust.) (Reacciona) Obtiene X=( 10L) (244gr) 67.2L X= 36.30gr de KClO3
RELACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN Ejemplo: Encontrar el volumen en litros de una molécula de oxigeno que reacciona para obtener 50L de dióxido de azufre (TPN) Ecuación: CS2 + 3O2 -> CO2 + 2SO2 Reacciona: 3O2 224x3= 67.2L Obtiene: 2SO2 22.4x2= 44.8L X=( vol. sust.) (Reacciona) Obtiene X=( 50L) (67.2L) 44.8L X= 750L de O2
