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Cuadernillo Química General Prof.:M.Isabel Ruiz

Cuadernillo

TeóricoPráctico

DeQuímica general

Profesora: María Isabel Ruiz 2009 Alumno:

1-FUNCIONES QUÍMICAS

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Nomenclatura1) Nomenclatura por Atomicidad: Utiliza prefijos para cada elemento que

indica la cantidad de veces que están en ese compuesto. Ej. : Li2O Dióxido de litio2) Nomenclatura por Numerales de Stock: Se indica primero el tipo de

compuesto y a continuación el elemento principal con su valencia entre paréntesis y en números romanos.

Ej: MnO3 Oxido de manganeso (VI)3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto

químico, y luego se usan diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal.

Cuando el elemento posee una única valencia, se añade la terminación “ico”.

Cuando el elemento posee dos valencias, se añade la terminación “ico”a la mayor y “oso” a la menor

Cuando el elemento posee tres valencias, se añade la terminación “oso” a la menor de ellas, “ico” a la siguiente y a la mayor se la indica con el prefijo “per” y la terminación “ico

Cuando el elemento posee cuatro valencias, se indican, la menor de todas con el prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente por la terminación “oso”, la tercera por la terminación “ico” y la mayor con el prefijo “per” y la terminación “ico”.

Comparemos las tres nomenclaturas:Fórmula Nomenclatura

TradicionalNomenclatura por

atomicidadNomenclatura por

Numerales deStocks

Cl2O Oxido hipocloroso Monóxido de dicloro Oxido de cloro (I)Li2O Oxido de litio Dióxido de litio Oxido de litio (I)Mg(OH)2 Hidróxido de

magnesioHidróxido de magnesio(II

HNO2 Acido nitroso Dioxo nitrato(III) de hidrógeno

HCl Acido clorhídrico/ cloruro de Hidrogeno

NaH Hidruro de sodio Hidruro de sodio( I)

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ÓXIDOS Combinación del oxígeno con elementos no metálicos.

Las combinaciones del oxígeno con los no metales se llaman óxidos ácidos o anhídridos ácidos. No Me + O2

Los subíndices se obtienen al intercambiar las valencias de ambos elementos, e indican el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto.

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos mono, di, tri, etc.; que indican el número de átomos de cada clase en la molécula. Ejemplos de formulación de óxidos ácidos:

B+3 + O2 -2 ---------------------------- B2 O3

Trióxido de boro Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido: S+4 + O2

-2-------------------- S2 O4 ---------- S O2 Dióxido de azufre Combinación del oxígeno con elementos metálicos:

Estas combinaciones, se llaman óxidos básicos. Me + O2

Li (s) + O2 (g)----------------------- Li2O oxido de litioCa2+ y O2-2--------------- Ca2O2-------------------------------- CaO oxido de calcio

¿cómo se forman los óxidos?Se forman a partir de sus elementos (los elementos tienen n° de oxidación cero). Así, el

óxido de litio se forma a partir de: Li (s) + O2 (g) Li2O (s)

“todos los elementos que están como reactivos deben estar también entre los productos”, y deben estarlo “en la misma cantidad” a ambos lados. Se debe balancear la ecuación. Para ello usaremos números enteros multiplicando a cada compuesto, de forma tal que el número de átomos de cada tipo sea el mismo a ambos lados de la flecha. Estos números se llaman coeficientes estequiométricos.

En el ejemplo, hay un átomo de Li entre los reactivos y dos entre los productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número deberé multiplicar al Li y/o al O para

igualar la ecuación? Si comenzamos por el Li, podría multiplicar el elemento Li (en los reactivos) por 2, con eso estaría balanceado: 2Li (s) + O2 (g)----------- Li2O (s) .

Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar el óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Li. 2Li (s) + O2 (g-------------) 2 Li2O (s)

Tengo que empezar de nuevo, esta vez comenzando por balancear el O. Si multiplico el óxido por 2, este elemento queda igualado y ahora tengo 4 átomos de Li entre los productos, Li (s) + O2 (g) -----2 Li2O (s)

Como solo hay un átomo de Li en los reactivos, simplemente lo multiplico por 4. 4 Li (s) + O2

(g)----- 2 Li2O (s)

La ecuación ya está balanceada. Si ahora la leemos, dice que “4 átomos de Li se combinan con dos moléculas de Oxígeno para formar 2 fórmulas unidad de óxido de litio”.

IMPORTANTE: ¿Por qué al hablar de Oxígeno lo llamamos “molécula”, al Litio “átomo” y al óxido “fórmula unidad”? Es porque los átomos de oxígeno están unidos formando una molécula, un compuesto de estructura definida: 2 átomos de O, unidos por un tipo de enlace llamado covalente; el Litio es un metal, con una estructura diferente y el óxido es un compuesto formado por iones, también en una estructura definida, pero con un enlace llamado iónico.

Es muy importante que recuerdes: solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices. Si cambio un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese” compuesto está presente en la reacción. Pero al cambiar un subíndice, cambia la “identidad” del compuesto.

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Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros e hidrácidos).Ejercicio 1: Escribe la fórmula de los óxidos que forman los siguientes iones:Mg (II) / Ag (I) / Pb (IV) / Br (I) / Cl (III) / Zn (II) / Fe (III) Cu (II) / I (VII) / Br (V) / S (VI)

Ejercicio 2: Nombra los óxidos que obtuviste en el ejercicio anterior por, al menos dos nomenclaturas distintas.

Ejercicio 3: Escribe la fórmula correspondiente, indicando el número de oxidación en que actúa cada elemento:Óxido hipoiodoso Óxido de cadmio Óxido fosforoso Monóxido de dilitio Óxido potásico Óxido de estaño (IV) Dióxido de carbono Óxido de plomo (II) Heptóxido de dibromo Óxido de cromo (VI)

Ejercicio 4: Nombra, de todos las formas posibles, los siguientes compuestos:Au2O3 / P2O5 / NiO / Hg2O / BaO / Bi2O3 / Bi2O5 / Sb2O3 / As2O5 / SO3 / SrO / CoO / CaO / Co2O3 / SeO2

Ejercicio 5: escribe la reacción de formación de los óxidos que obtuviste en los ejercicios anteriores

BASESFormados por la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) y un catión,

generalmente metálico. El grupo OH- es un ión poliatómico con carga negativa –1. Me+ (OH)-n El subíndice “n” es la valencia del metal, siempre se escribe fuera de un paréntesis que

incluye al oxidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo componen, y se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) Para nombrarlos, se indica el tipo de compuesto es un “hidróxido” y usando las terminaciones adecuadas, como “hidróxido de” seguido del nombre del catión

Na2O (s) + H2O (l) ----------------------- NaOH (ac) hidróxido de sodio

¿cómo se forman los hidróxidos?A partir de los óxidos básicos u óxidos metálicos al mezclarse con agua, producen los hidróxidos.Para balancear estas ecuaciones, esta vez conviene empezar por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos.

Ejercicio 6: Formular los hidróxidos de los siguientes iones:Mg (II) / Ag (I) / Pb (IV) / Zn (II) / Fe (III) / Cu (I) / Au (III) /Li (I) / Sn (IV) / Ba (II) / Ni (III)

Ejercicio 7: escribí la fórmula de los siguientes hidróxidos:Hidróxido de potasio Hidróxido cálcico Hidróxido ferroso Hidróxido de sodio Hidróxido de zinc Hidróxido cúprico Hidróxido niqueloso Hidróxido cobáltico Hidróxido de magnesio

Ejercicio 8: escribir la reacción de formación de los hidróxidos de los ejercicios 6 y 7.

ÁCIDOS u OXOACIDOSEs toda sustancia capaz de ceder protones. Hay dos clases de ácidos:

a) Hidrácidos.

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Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrógeno con un halógeno nº de oxidación -1 o el azufre con nº de oxidación -2

H++ X-

Se nombran empleando la palabra ácido seguida del nombre del elemento no metálico con la terminación hídrico. Ejemplos: HF; ácido fluorhídrico HCl; ácido clorhídrico HBr; ácido bromhídrico HI; ácido yodhídrico H2S; ácido sulfhídrico

H2 + I2 ------------------------- 2 H I acido iohidricob) Oxoácidos. Ácidos : anhídrido + agua

Son combinaciones de hidrógeno, oxígeno y un no-metal. H+ No Me + O

Los oxácidos se nombran como los anhídridos de donde provienen; terminan en ico cuando el no metal presenta un sólo número de oxidación; cuando presenta dos números de oxidación se usa la terminación oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor

Para poder realizar la fórmula directamente: H(a) No Me (b) O (c) (a= n° H, b= n° No Me y c= n° O)Para los oxácidos que se forman por combinación del óxido con una sola molécula de

agua, serán: a= 1 si el número de oxidación de No Me es impar. a=2 si el número de oxidación de No Me es par. b=1 siempre, porque se forma partir de una sola molécula de agua. c= (n° H + n° de oxidación de No Me) dividido 2

Expresado en forma matemática:c = a + n° oxidación de No Me

2 Si partimos de su fórmula y se debe nombrar el compuesto: necesitamos saber con qué número de oxidación está actuando el elemento No Me y la forma más simple de determinar el número de oxidación de No Me es recordando que:

La carga total es cero. El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número de oxidación –2, El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación +1, El No Me actúa con número de oxidación positivo.

Se debe sumar los números de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto, multiplicados por su respectivo subíndice e igualarlos a cero, y de esta ecuación despejar el valor del número de oxidación

Ejemplo: H2SO4 Este es uno de los posibles ácidos del Azufre (S), si planteo la ecuación:

2(+1)+(x)+4(-2)=02+x –8=0x - 6 = 0⇒ x= +6Acido sulfúrico

Ejercicio 9: Escribe la fórmula de los oxoácidos de los siguientes elementos, con el número de oxidación indicado:C (IV) / Cl (I) / Br (III) / I (V) / Br (VII) / N (III) / S (IV) / N (V)

Ejercicio 10: nombra los oxoácidos anteriores.

¿cómo se forman los ácidos?Para formar el acido se procede de la siguiente manera: se escribe el óxido ácido y se le

suma la molécula de agua. Se coloca en orden el H , No Me y el O y se suma cada átomo de los reactivos colocando los subíndices correspondientes en el producto.

N2 O3 (g) + H2 O (l)------------------------------ H2N2O4 se simplifica HNO2

Hay: 2 N , 4 O , 2 H -entonces------------ H2 N2 O4

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Ejercicio 11: escribí la reacción de obtención de los oxoácidos que formulaste en el ejercicio anterior

Hay ácidos que se forman con más de una molécula de agua. Por ejemplo: Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”.

# Es importante que prestes atención a tres cosas: La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres moléculas de

agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede combinarse el óxido, ya que no todos los óxidos que tienen este comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de agua.

El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido fosfórico.

Formulación : hay excepciones a las reglas anteriores y se comprenden utilizando el siguiente cuadro :

Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto según su n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por ejemplo, el ácido metabórico: cruzamos la primer fila con primera columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O. Formula final H B O2

OXIDOS ANFÓTEROSSon los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual, pudiendo

formar hidróxidos o ácidos, según la concentración relativa de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la reacción

Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr (III), o las dos, caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV. Zn: este elemento forma un solo óxido y se combina con agua para dar un hidróxido o un ácido

ZnO + H2O---------------- Zn(OH)2 (ac) ZnO + H2O----------------- H2ZnO2 (ac) Ácido cínquico

Al: este elemento también forma un solo óxido, pero puede combinarse con una y tres moléculas de agua para dar ácidos diferentes

Al2 O3 (s) + H2 O ------------------- Al(OH)3 (ac) Al2O3 (s) + H2 O (l)------------------- 2 H Al O2 (ac) Ácido Metaalumínico Al2O 3 (s) + 3 H2O(l)------------------ 2 H3 AlO3 (ac) Ácido Ortoalumínico

Pb y Sn: estos dos elementos presentan comportamientos similares para sus dos valencias. Ambas pueden combinarse con una y dos moléculas de agua para formar ácidos

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PbO (s) + H2O(l) --------------------------------- Pb(OH)2 (ac) Hidróxido PlumbosoPbO (s) + H2O(l)------------------------------------ H2PbO2 (ac) Ácido Metaplumboso

PbO (s) + 2 H2O(l)) ------------------------------- H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso PbO 2 (s) +H2O ------------------------------------ Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico PbO2 (s) + H2O(l)--------------------------------------- H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico PbO2 (s) + 2 H2O(l)------------------------------------- H4PbO4 (ac) Ácido Ortoplúmbico

Cr: este elemento presenta anfoterismo sólo para una de sus valencias (III), y sólo se combina con una molécula de agua para dar ácidos.

Cr2 O3 (s) + H2 O (l) --------------------------------Cr(OH)3 (ac) Hidróxido Cromoso o de cromo (III)

Cr2 O3 (s) + H2O (l) ------------------------------ HCrO2 (ac) Ácido Cromoso

HIDRUROS

Son compuestos binarios de H, actuando con número de oxidación –1 (forma un anión). Me+ + H( hidruros metálicos) No Me(g) + H (hidruros no metálicos)

Ejemplo: NaH Hidruro de sodio .....................si es metal HCl Cloruro de hidrógeno.................si es no metal

Ejercicio 12: Escribe la fórmula de los siguientes compuestos.Hidruro de calcio, Hidruro de magnesio, Hidruro de hierro(II), Hidruro de niquel (III), Sulfuro de hidrógeno,Yoduro de hidrógeno

Ejercicio 13: Nombre los siguientes compuestos.LiH , CoH3 , AlH3 , HI

Ejercicio 14: Escribe la fórmula de:Acido fluorhídrico, Acido telurhídrico, Acido bromhídrico

Ejercicio 15: Nombre los siguientes hidrácidos:HI , H2S

Ejercicio 16: Escribe la reacción de formación de los hidrácidos anteriores.

SALESCombinación de un hidróxido con un ácido, ya sea un oxoácido o un hidrácido.

Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y aquellas que provienen de hidrácidos se denominan sales de uro. B+ ( OH)- + H+ A O--------- B A O + H2 O

NaOH (ac) + HClO (ac)------------------- Na++ + OH- + H+ + ClO-------------------------- NaClO (ac) + H2O (l)

Hipoclorito de sodio¿cómo se forman las sales?

Para obtener su fórmula, se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes con una carga negativa “igual al número de H perdidos”; por otro lado, el hidróxido pierde sus oxidrilos dejando al metal como ión con carga positiva. Estos dos iones interaccionan entre sí para formar la sal. La carga del catión se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión.

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Para aprender a balancear estas reacciones se comienza por el elemento metálico, después se equilibra el elemento principal del oxoácido, y por último, los H y O

Ca(OH)2 (ac) + HCl (ac)--------- Ca2+ + 2 OH- + H+ + Cl---------------- CaCl2 (ac) + H2O (l)

Ca(OH)2 (ac) + 2 HCl (ac)--------------------------- CaCl2 (ac) + 2 H2O (l)

Ca(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac ------------ Ca2+ + 2OH- + 2H+ + SO2-4 -------------- Ca2(SO4)2 (ac) + H2O(l)

En este caso, los subíndices del catión y del anión, son múltiplos entre sí, por lo cual, se simplifican, y la reacción total resulta:

Ca(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac) -------------------------CaSO4 (ac) + H2O (l)

Para nombrar las sales: Se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido con una terminación particular, seguido del nombre del catión, seguido de su número de valencia, en romanos y entre paréntesis, si puede actuar con más de uno. También podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal, es bastante común cuando este posee más de una.

Si el ácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”. Si el ácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”.

Ejemplos: Fe(NO3)3 : Para nombrarla, debemos reconocer el catión y el anión que la forman, así como los subíndices de cada uno. Estos indican la carga del anión y del catión. En este caso, el catión es el metal hierro (Fe) y no tiene subíndice El anión, por otro lado tiene un subíndice 3, nos está indicando que esta es una sal de hierro (III) o férrica. Si no recuerda el nombre del anión o te resulta difícil reconocerlo, se debe pensar de qué ácido se partió. Es claro, por la presencia del O, que hay que pensar en un oxoácido. ¿Cuál? Mirando el elemento central reconocemos al N. Este forma dos oxoácidos, con valencias (III) y (V), si repasas los mismos, vas a ver que nuestro ejemplo corresponde al ácido nítrico, formada con la valencia (V). Entonces, usando las reglas de nomenclatura, la sal se llama nitrato de hierro (III), nitrato férrico o usando la nomenclatura sistemática, trioxonitrato (V) de hierro (III).

Intentemos ahora en sentido inverso, escribir la fórmula partiendo del nombre del compuesto. Tetraoxoclorato (VII) de Al(III): el metal es, obviamente, Al(III). El anión tiene 4 átomos de O (tetraoxo) y como elemento central Cl con número de valencia (VII), por lo que corresponde al anión ClO4 -

La fórmula de la sal es: Al(ClO4)3 ¿Cómo se llamaría esta sal por la nomenclatura tradicional?

Sales ácidas y básicas: algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica

Para nombrarlas, solo debe indicarse, luego del anión, la presencia de H u oxidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc.

Ejemplo: Sulfato ácido de calcio: Ca(HSO4)2

Sulfato básico de calcio [Ca(OH)]2SO4

Ejercicio 17: Nombra las siguientes sales:a) KNO2 b) BaCO3 c) Na4PbO4 d) Cu3(PO3)2 e) AgCl f) CaCO3 g) Sr(BO2)2 h) Li2SO4 i) CdSnO3 j) NiBr2

k) FeSO3 l) Cr(ClO)3 m) Au(ClO4)3 n) Al2(IO2)3

Ejercicio 18: escribe la fórmula de las siguientes salesSulfato de estroncio ,Bromuro férrico, Metaantimonito de cinc, Pirofosfato de plumboso, Piroantimonito de plúmbico,Telurito estañoso, Carbonato de calcio, Ortofosfito cúprico ,Permanganato de potasio ,Fluoruro argéntico ,Carbonato de bario ,Sulfato de litio,

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Plumbito de sodio, Metaborato de estroncio ,Carbonato férrico,Estañito cobáltico,Nitrato cobaltoso,Perclorato magnésico ,Bromito estánnico, Iodato plumboso Hipoclorito alumínico

Ejercicio 19: Escribe las reacciones de obtención de los compuestos de los ejercicios anteriores.

PERÓXIDOS

Resulta de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada, H2O2, por elementos metálicos. En ellos el O actúa con número de oxidación -1 y al ser biatómico la fórmula de su anión es O2 2- anión peróxido). Me + O2

-1 Se nombran con la palabra peróxido seguido del correspondiente metal. Ejemplo: Na2O2; peróxido de sodioEl subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido. Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee valencia +1 no se agrega nada.Superóxido: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser biatómico la fórmula de su anión es O2- (anión superóxido).Ejemplos: Superóxido de litio: LiO2

Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace biatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos. A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos:Oxido de estaño: SnOPeróxido de estaño: SnO2

Superóxido de estaño: Sn(O2)2

Datos para tener en cuenta:

ValenciaIndica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para combinarse con otro,

sin indicar si cede o acepta esos electrones.Número de oxidación

El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido

Número atómico (Z): El número de protones en el núcleo atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión.

Z = p+Peso atómico: Número asignado a cada elemento químico para especificar la masa

promedio de sus átomos.

Número másico (A):es la suma de los protones y neutrones del núcleo. representa el peso de ese átomo, ya que la masa de los electrones es despreciable frente a la de protones y neutrones.

A = p+ + n0

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Isótopos.- Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.

Ión.- Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.

2- CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA“Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras

(productos) por la reorganización de los átomos formando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.

Ejemplo de reacción química. Reactivos Productos En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Reacciones reversibles: son aquellas en las que los reactivos no se consumen totalmente. Los productos a su vez pueden formar nuevamente los reactivos, estableciéndose un equilibrio entre ambos procesos. Reacciones irreversibles: son aquellas en las que los reactivos se consumen totalmente y finalizan cuando se acaba el reactivo limitante.

NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Descomposición o análisis

Una sustancia compuesta se decompone para dar más de un producto.

2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)

Neutralizació En ella un ácido H2SO4(ac)

+ 2NaOH(ac) →

Na2SO4(ac) + 2H2O(l)

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n

reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

Desplazamiento o sustitución

Un átomo sustituye a otro en una molécula

CuSO4 + Fe →

FeSO4 + Cu

Intercambio o doble desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan

K2S +MgSO4 →

K2SO4 + MgS

Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.

CuSO4 (ac)+2 NaOH (ac) Cu(OH) 2 (s)+ Na2SO4 (a

CaCO3 (s) + --> 2CO2 (g) + CaO (s)

Con transferencia de electrones (REDOX)

Siempre hay una especie que aumenta su estado de oxidación (es decir, se oxida) y otra que lo disminuye (se reduce).

2 Fe0 (s) + 6 H+1Cl (ac) --> 2 Fe+3Cl3 (ac) + 3 H20 (g)

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

2NaH2Na(s)

+ H2(g)

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2C( grafito) +

H2(g)→

C2H2 (g) ΔH=54.85 kcal

UNIDADES QUÍMICAS:

Mol:Es la cantidad de materia o masa expresada en gramos que contiene al número de Avogadro

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Número de Avogadro

6.023 x 1023 partículas. Es el nº de partículas contenidas en el isótopo C12

Peso Atómico:

Es el peso de un mol de átomos de un elemento. EJ: En un mol de Fe hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento.Unidades de Masa Atómica u.m.a: es la cantidad de materia que constituye un átomoLa unidad de masa atómica u.m.a es una unidad de peso y se define exactamente como la 1/12 parte de la masa del átomo de 12C.

Peso Molecular:

Es el peso de un mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula)EJ: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64

Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:

Ejercicio 1: busca en tu tabla el PA de los siguientes elementos:Ni / Na / Al / Se / Ar / Ca / F / Br / Cr / Hg / Si

Ejercicio 2: ¿Cuál es el PM de los siguientes compuestos?Nitrato de potasio, hipoclorito férrico, sulfuro de hidrógeno, carbonato cuproso, óxido plúmbico, hidróxido de aluminio (III), Ácido fluorhídrico, hidróxido de magnesio, ácido sulfuroso, oxígeno molecular

Ejercicio 3: indica cuántos moles son en cada caso:

2,6 x 1025 átomos de H b) 7,8 x 1022 moléculas de agua c) 3,2 x 1029 iones Cl d) 9,4 x 1035

átomos de Se) 9,4 x 1026 átomos de O f) 1,0 x 1020 moléculas de hidróxido de cobre (I) g) 9 x 1025 iones Fe3+

Ejercicio 4: cuántas moléculas hay en:

a) 3,3 moles de sulfito de calcio b) 0,01 moles de sulfuro ferroso c) 0,32 moles de agua d) 2,09 moles de nitrato cúprico e) 0,004 moles de carbonato de potasio f) 2 x 10-2 moles de permanganato de aluminio

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g) 3,2 x 10-5 moles de ácido sulfúrico h) 2,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

Una ayudita? , se debe que calcular el número de átomos totales, verifica cuántos átomos tiene cada molécula y cuántas moléculas hay en esos moles. Veamos como ejemplo el primero: ¿cuántos átomos hay en 3 moles de sulfito de bario?

Primero que nada, escribimos la fórmula: BaSO3

Hay varias maneras de llegar al resultado, la más simple sería: averiguar cuantas moléculas hay en esos moles, con una simple regla de tres:

1 mol de moléculas de BaSO3---------------6,023 x 1023 moléculas de BaSO3

3 moles de moléc. de BaSO3--------------x = 1,8069 x 1024 moléculas de BaSO3

ahora, si cada molécula de BaSO3 tiene 1 Ba + 1 S + 3 O = 5 átomos, simplemente multiplico el número de moléculas por el de átomos en cada molécula, para obtener el número total de átomos. En este caso es 9,0345 x 1024 átomos

Ejercicio 5: cuántos átomos hay en:a) 3 moles de sulfito de bario b) 0,07 moles de sulfato ferroso c) 0,12 moles de agua d) 0,09 moles de nitrato de potasio e) 0,0045 moles de carbonato de sodio f) 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminiog) 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso h) 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

Ejercicio 6: cuántos átomos de O y de H hay en :a) 3 moles de sulfito de bario b) 0,07 moles de sulfato ferroso c) 0,12 moles de agua d) 0,09 moles de nitrato de potasio e) 0,0045 moles de carbonato de sodio f) 2,6 x 10-2 moles de permanganato de aluminio g) 3,7 x 10-3 moles de ácido metarsenioso h) 0,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico

Ahora, que ya podemos trabajar con grandes cantidades de partículas, porque conocemos el mol, podemos trabajar también con cantidad de gramos. Si un mol son 6,023 x 1023 átomos, ya no hablamos de masas tan pequeñas.La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se denomina masa molar, y siempre es numéricamente igual, en gramos, al peso de esa sustancia en uma.

PA del Al = 27 uma ---------------1 mol de Al pesa 27 gramosPM del H2O = 18 uma ------------1 mol de moléculas de H2O pesa 18 gramos

PI el OH- = 17 uma ----------------- 1 mol de iones OH- pesa 17 gramos

Además, el peso de 1 mol de átomos se llama átomo gramo, el peso de 1 mol de moléculas se llama molécula gramo y el peso de 1 mol de iones se llama ión gramo.Así, para nuestro ejemplo anterior:

27 gr de Al --------------1 átomo gr de Al18 gr de H2O -------------1 molécula gr de H2O

17 gr de OH- --------------1 ión gr de OHEjercicio 7: indica el peso de cada uno y cuántos átomos gr, molécula gr o ión gr representan, según corresponda:Como ayuda, resolvamos juntos el primero: 3,3 moles de sulfito de calcio.

Escribimos la fórmula y calculamos su PM, con el que obtenemos la masa molar:BaSO3 PM = 217 uma

Calculamos el peso de los 3,3 moles:1 mol de moléc. de BaSO3 -----------------217 gr de BaSO3

3,3 moles de moléc. de BaSO3 ------------------- x = 716,1 gr de BaSO3

Calculamos las moléculas gr:

Con los moles:1 mol de moléc. de BaSO3 --------1 moléc. gr de BaSO3

3,3 mol de moléc. de BaSO3 ------------------- x = 3,3 moléc. gr de BaSO3

Con los gramos:217 gr de BaSO3 -------------------1 moléc. gr de BaSO3

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716,1 gr de BaSO3 ------------------- x = 3,3 moléc. gr de BaSO3

a) 3,3 moles de sulfito de calcio b) 0,01 moles de sulfuro ferroso c) 0,32 moles de agua d) 2,09 moles de nitrato cúprico e) 0,004 moles de carbonato de potasio f) 2 x 10-2 moles de permanganato de aluminiog) 3,2 x 10-5 moles de ácido sulfúrico h) 2,05 x 10-3 moles de ácido fosfórico i) 3 moles de sulfito de bario

CÁLCULOS CON FÓRMULAS Y ECUACIONES QUÍMICAS.

ECUACIÓN QUÍMICA: ES LA REPRESENTACIÓN GRAFICA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la

conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química.

Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

2H2 + O2 2H2OReactivos Productos

4 H y 2 O = 4 H + 2 O

Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos. Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos

1) Se determina cuales son los reactivos y los productos.2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los

productos.3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de

cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

Ecuación balanceada

ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:

el número relativo de moléculas que participan en una reacción el número relativo de moles participantes en dicha reacción.

Las etapas esenciales Ajustar la ecuación química Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto Convertir las masas a moles Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios

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Reconvertir las moles a masas si se requiere

Aprendemos con un ejemplo:

¿Cuántos moles de óxido férrico se formarán a partir de 28 gr de hierro, en presencia de oxígeno? ¿Cuántas moléculas de oxígeno se consumirán? Escribamos la ecuación química balanceada y los datos e incógnita:

También es conveniente agregar los pesos de cada sustancia (PM, PA), porque nos permite identificar más rápido las posibles relaciones de cantidades que nos llevarán a resolver el problema.

¿Cuántos moles de óxido férrico?

¿Cuántas moléculas de oxígeno se consumen?

Ejercicio 8: ¿cuántos moles de hidróxido de litio se forman al disolver 390 gr de óxido de litio en agua?

Ejercicio 9: ¿cuántas moléculas de óxido de nitrógeno (V) se necesitan para obtener 0,4 moles de ácido nítrico?Ejercicio 10: calcular la masa de sulfato de magnesio que se forma al reaccionar 0,023 moles de ácido sulfúrico con un exceso del correspondiente hidróxido. ¿Cuántas moléculas gramo representa esa masa?

Ejercicio 11: calcular los moles de hidróxido de sodio, necesarios para neutralizar 43,7 gr de ácido clorhídrico. Expresar en gramos, molécula gramo y moléculas.

Ejercicio 12: en la reacción de ácido nítrico y zinc, se forma una sal y se desprende hidrógeno gaseoso (H2). Identificar la sal. Calcular la masa y el número de moléculas de hidrógeno que se forman si se parte de 500 gr de zinc y un exceso de ácido.

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Ejercicio 13: el clorato de potasio se descompone por acción del calor en cloruro de potasio y oxígeno gaseoso. ¿Cuál era la masa de clorato si se obtuvieron 9,043 x 1022 moléculas de oxígeno?Ejercicio 14: si se agregan 0,937 moles de átomos de Aluminio a un recipiente con ácido clorhídrico (suponer exceso) ¿cuántos moles de sal se forman? ¿Cuántos gramos de hidrógeno gaseoso? ¿Cuántos átomos de H?

Reacciones con reactivo limitante.

Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos. En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él. El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por

mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos

actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno.

2 Na + 2 H2O ---------------- 2 NaOH + H2

Lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso (no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g

Ejercicio 15: Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y

obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado. ⌦

Cálculos con disoluciones.

Ejemplo: Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de

magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio está en exceso.

2 NaOH + MgSO4 ----------- Mg(OH)2 + Na2SO4

EL RENDIMIENTO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto de lo

esperado a partir de los cálculos estequiométricos. Esto se debe a:

• Perdida de material al manipularlo. • Condiciones inadecuadas de la reacción. • Reacciones paralelas que formas otros productos.

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Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %.

PUREZALa mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro. Se llama pureza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial

Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos

Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan 150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N.

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