CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICACursillo Básico De QUÍMICA

INORGÁNICA

SEMINARIO QUÍMICA I

JEAN CARLOS OSPINO JIMÉNEZ

JAIDER SALAZAR

DOC. MANUELA CASTRO

LICENCIATURAS EN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR

SÉPTIMO SEMESTRE

2015

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

AGRADECIMIENTOS

e agradezco a Dios por permitirme hacer esta cartilla, él fue quien me regalo el tiempo. A mis padres por darme los gastos

económicos para poder realizar este trabajo. También le agradezco a la profesora Manuela por enseñarnos esta maravillosa asignatura, de la cual me siento muy contento, porque he aprendido y consolidado conceptos y aplicaciones de la química inorgánica.

L

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

INTRODUCCIONLa química se define como la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Si NO existiera la química, y si tampoco existiera la alquimia, ahora careceríamos de medicamentos, de comida que durase más tiempo, de los colchones que hacen que durmamos tan bien, de cristales que nos protejan del sol, de materiales resistentes para construir casas, coches, electrodomésticos... Y no digamos de los materiales que se utilizan en la NASA. Las energías como la nuclear o el carbón, sin alguien que sepa cómo funcionan, no se podría utilizar bien. Y los avances tecnológicos serían menos eficientes, ya que la química influye en la mayoría de los campos del conocimiento.

En resumen, viviríamos en una sociedad tipo edad media, o peor ya que ellos ya conocían las aleaciones entre metales.

Contenidos UNIDAD 1

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La materia

Modelos atómicos

El átomo

La molécula

Elemento

Sustancia química

Actividad #1

UNIDAD 2

Niveles de energía

Actividad #2

Configuración electrónica

Actividad #3

UNIDAD 3

Tabla periódica

Estructura y organización

Grupos

Periodos

Enlaces iónico

Enlaces covalentes

Actividad #4

UNIDAD 4

Nomenclaturas de compuestos inorgánicos

Actividad #5

UNIDAD 5

Hidruros

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Óxidos

Ácidos

Bases

Sales y tipos de sales

UNIDAD 6

Ecuaciones químicas

Balanceo de ecuaciones

Método tanteo

Actividad #6

Método redox

Actividad #7

UNIDAD 7

Estequiometria

Actividad #8

UNIDAD 8

Gases

Actividad #9

UNIDAD 9

Soluciones. Actividad #10

La materia

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La materia es todo aquello que ocupa un

lugar en el

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TEORÍA ATÓMICAEn física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.

Modelos atómicosAño Científico Descubrimientos

experimentalesModelo atómico

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1808

John Dalton

Durante el s. XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.(Modelo atómico de Thomson.)

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.(Modelo atómico de Rutherford.)

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.(Modelo atómico de Bohr.)

El átomoEs la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene

su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir

mediante procesos químicos. 

Las partículas subatómicas, que se ubican en una región central

del mismo denominada núcleo atómico y una región periférica,

los orbitales electrónicos. Se compone de la siguiente manera:

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1) Núcleo atómico: en el cual se concentra casi toda su masa.

Se conforma de neutrones y protones, donde los neutrones

son neutros y los protones positivos, hablando

eléctricamente.

2) Orbital, que es un área que rodea el núcleo donde hay una

alta posibilidad de encontrar electrones (eléctricamente

negativos). Cabe destacar que no son órbitas, de modo que

las órbitas son recorridos definidos.

LA MOLÉCULA

Protones y neutrones

Es un conjunto de átomos iguales o

diferentes, unidos por enlaces químicos, que constituyen la mínima

porción de una sustancia que puede separarse sin alterar

sus propiedades.

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TIPOS DE MOLECULASLAS MOLÉCULAS DISCRETAS están constituidas por un número bien definido de átomos, sean estos del mismo elemento (moléculas homonucleares, como el dinitrógeno o el fullereno) o de elementos distintos (moléculas heteronucleares, como el agua).

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La sal común (NaCl) consta de solo dos átomos y la masa molecular relativa es de 58

Molécula heteronuclear

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LAS MACROMOLÉCULAS son moléculas grandes altamente organizadas, en todos los casos contienen de docenas a millones de átomos de carbono.

Son moléculas que pesan más de 10.000 Dalton de masa atómica. Estas moléculas gigantes constituyen una parte importante de la masa de cualquier célula. Algunas de ellas pueden ejecutar tareas complejas con gran precisión y eficiencia, confieren al organismo las propiedades de la vida. Estas macromoléculas no son más que polímeros de unidades más pequeñas entre sí.

Ácido ribonucleico

su masa molecular relativa es de 13.682

Dalton.

Es una heteroproteína de la sangre, de masa

molecular 64.000 g/mol (64 kDa)

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Están formados por un mínimo de 2 elementos que han reaccionado entre sí para dar otra sustancia diferente a los elementos (reacción química). Vamos a explicar todo esto mejor. Empecemos por definir:

¿QUE ES UN ELEMENTO?

Es aquella materia que está formada por átomos todos iguales. Por ejemplo un trozo de hierro puro al verlo al microscopio, solo veremos átomos de Fe (hierro), eso quiere decir que es una sustancia pura y además simple, o lo que es lo mismo que el Fe es un elemento. Existen 144 elementos conocidos en el universo, agrupados en la tabla periódica de los elementos.

UNA SUSTANCIA QUÍMICA

Es cualquier sustancia con una composición química definida, sin importar su procedencia. Por ejemplo, una muestra de agua tiene las mismas propiedades y la misma proporción de hidrógeno y oxígeno sin importar si la

muestra se aísla.

Actividad # 1Para medir tu destreza y entendimiento de los temas vamos a realizar el siguiente crucigrama:

Puede presentarse de distintas maneras o estados

Parte principal de la composición de la materia.

En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancias o sustancias que intervienen.

Es un proceso por el cual una o más sustancias denominadas reactivos, se transforman

Los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias

Se concentra casi toda su masa.

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Es un área que rodea el núcleo donde hay una alta posibilidad de encontrar electrones.

Es un conjunto de átomos.

Constituidas por un número bien definido de átomos, sean estos del mismo elemento.

Constituidas por la repetición de una unidad comparativamente simple.

Están formados por un mínimo de 2 elementos.

Es aquella materia que está formada por átomos todos iguales

Es cualquier sustancia con una composición química definida.

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niveles de energia y configuracion electronica

Existen 7 niveles de energía u orbitales el cual puede mantener un máximo de

electrones pero este puede tener menos de su número límite. Estos orbitales son:

K 2 e-

L 8 e-

M 18 e-

N 32 e-

O 50 e-

P 72 e-

Q 98 e-

ejemplosZ = 34

Por la solución de este ejercicio nos podemos fijar

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que solo usamos 4 niveles u orbitales K, L, M, N esto indica que el elemento número atómico 34 se encuentra ubicado en el periodo 4 de la tabla periódica entonces:

Z = 34

P = 4

Elemento = selenio Se

Z = 12

Por la solución de este ejercicio nos podemos fijar que solo usamos 4 niveles u orbitales K, L, M esto indica que el elemento número atómico 12 se encuentra ubicado en el periodo 3 de la tabla periódica entonces:

Z = 12

P = 3

Elemento: magnesio Mg

Realizar los siguientes ejercicios de niveles de energía

Z = 18

P:

G:

ELEMENTO:

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Z = 56

P:

G:

ELEMENTO:

Z = 98

P:

G:

ELEMENTO:

La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un átomo se disponen alrededor del núcleo. En otras palabras, y de acuerdo con el modelo de Bohr, la configuración electrónica nos indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los electrones de un átomo.

CONFIGURACION

ELECTRONICA

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El diagrama de Moeller es una regla muy simple y útil para recordar el orden de llenado de los diferentes niveles y subniveles de energía del átomo. Sólo hay que seguir el orden marcado por las flechas:La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbítales atómicos.

El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las propiedades de los

elementos.

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.

Se denomina principio de construcción al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de

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Moeller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l).

Además del principio de construcción hay que tener en cuenta

EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.

LA REGLA DE HUND: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones estar lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos.

En la Tabla Periódica existen cuatro regiones que te indican tu última configuración que escribirás al acomodar electrones

Si el elemento pertenece a los bloques "s" o "p", considera: 

Localiza la última configuración.

La literal (orbital), de la última configuración indica el bloque al que pertenece el elemento.

El coeficiente (nivel de energía), de la última configuración indica el periodo en el que se encuentra el elemento.

Para determinar la familia o grupo de este elemento, reúne todas las configuraciones que lleven el mismo coeficiente de la última configuración y suma los exponentes de esos orbitales, la suma te dará el número de familia romana al que pertenece este elemento

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Para los elementos "d" y " f ", es difícil determinar la familia al que pertenece.

EJERCICIOBuscar la configuración electrónica de los siguientes ejercicios.

n = 20Para la solución usamos la tabla de Pauli

Siguiendo el orden de las flechas y recordando que las S solo tienen 2 e-, P = 6e-, d = 10e- y f =14e- siendo esto el máximo de electrones que puede tener queda de esta forma:

n = 20

La suma de los exponentes tiene quedar 20

Finalizada la configuración podemos determinar el periodo, el grupo y el nombre del elemento en estudio:

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Periodo: 4 es determinado por el número de configuración final 4s2

Grupo: IIA determinado por el exponente del s2

Nombre del elemento: es el calcio Ca

Actividad # 3Realizar los siguientes ejercicios por configuración electrónica y dar el periodo, grupo y nombre del elemento.

n = 12 ……………………………………………….

Periodo ……

Grupo ……….

Elemento …………….

n = 45 ……………………………………………….

Periodo ……

Grupo ……….

Elemento …………….

n = 66 ……………………………………………….

Periodo ……

Grupo ……….

Elemento …………….

n = 3 ……………………………………………….

Periodo ……

Grupo ……….

Elemento …………….

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Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en las propiedades químicas de los elementos, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los

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Clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos,

conforme a sus propiedades y

características; su función principal es establecer un

orden específico agrupando elementos.

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elementos, la cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

Estructura y organización de la tabla periodica

La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, entendido como el número de electrones

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Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC los grupos de la tabla periódica son:

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas

períodos o familias. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas

diferentes.

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Grupo 1 (I A): los metales

alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales

alcalinotérreos.Grupo 3 (III B):

familia del Escandio

Grupo 4 (IV B): familia del Titanio

Grupo 5 (V B): familia del Vanadio

Grupo 6 (VI B): familia del Cromo

Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso

Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro

Grupo 9 (IX B): familia del Cobalto

Grupo 10 (X B): familia del Níquel

Grupo 11 (I B): familia del Cobre

Grupo 12 (II B): familia del Zinc

Grupo 13 (III A): los térreos

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos

Grupo 15 (V A): los

nitrogenoideosGrupo 16 (VI A): los calcógenos o

anfígenos

Grupo 17 (VII A): los halógenos

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles

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Características:

Está formado por metal + no metal

No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

Los compuestos formados pos enlaces iónicos tienen las siguientes características:

Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.

Son buenos conductores del calor y la electricidad.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Son solubles en solventes polares como el agua

Disposición de los iones en un cristal de cloruro de sodio.

FORMACION DE ENLACES IONICOS

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ENLACE IONICO

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Ejemplo: NaF

Na: metal del grupo IA

ENLACE IONICOF: no

metal del grupo VIIA

 Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de cada átomo:

Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion positivo)

Na

1+

El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)

F1-

ENLACE COVALENTECaracterísticas:

Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.

11Na:

1s , 2s ,

2p , 3s

Electrones de valencia

= 1

9F:1s , 2s , 2p

Electrones de valencia

= 5 +2 = 7

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Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, líquido o gaseoso.Son malos conductores del calor y la electricidad.Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

FORMACION DE ENLACES COVALENTESEjemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas. Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.

.. :Cl:..

El cloro es un elemento del grupo VII A.

El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una línea entre los dos atamos.

.. : Cl ..

-

.. : Cl ..

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La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos atamos.

Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. Escribe sobre la línea el nombre del

compuesto.

a) H2SO4

_________________________

b) HCl

________________________

c) CaI2

_________________________

d) Al2O3

Actividad #

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________________________

Nomenclatura de los compuestos inorganicos

Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades químicas características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH-1 presente en

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Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos

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estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Nomenclatura tradicionalPara los Óxidos, Hidróxidos y Ácidos Oxácidos tiene en cuenta el número de estados de oxidación de los elementos de tal forma:

Nº DE ESTADOS DE OXIDACIÓN

PREFIJOS Y SUFIJOS

EJEMPLOS

Grupos I, II y IIIA1 estado

Ico Na+1 Sódico Al+3 Alumínico

Al C+4 Carbonico C+2 Carbonoso

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Grupos IVA y VA2 estados

mayor icoAl menor oso

P+5 Fosfórico P+3 Fosforoso

Grupo VIA3 estados

Al mayor ico

S+6 Sulfúrico Se+6 Selenico

Al intermedio oso

S+4 Sulfuroso Se+4 Selenioso

Al menor Hipo__oso

S+2Hiposulfuroso

Se+2Hiposelenioso

Grupo VIIA4 estados

Al mayor Per__ico

Cl+7 Perclórico

I+7 Periódico

Al siguiente ico

Cl+5 Clorito I+5 Iodico

Al siguiente oso

Cl+3 Cloroso I+3 Iodoso

Al menor Hipo__oso

Cl+1 Hipocloroso

I+1 Hipoiodoso

ÓXIDOS (compuestos binarios con oxígeno)

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Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles.

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Según el elemento que acompañe el O, si es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El O siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.

Óxidos básicos (metálicos) Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O.

Si se utiliza el sistema Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia.

Si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijos se asignan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia mayores o iguales a 4 se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos: V2+3O3-2 se nombra como óxido, óxido vanádoso; V2+5 O5-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.

Y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular. Se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

Metal + Oxígeno → Óxido básico

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

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Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.

HIDRUROS: (COMPUESTOS BINARIOS CON HIDRÓGENO)

HIDRUROS METÁLICOS: Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los sufijos -oso o-

ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para las nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico.

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Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico

2K + H2 → 2KH

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Completar las reacciones y definir el nombre del compuesto

2K + H2 ……… nombre: _________________

2Li + H2 ……… nombre: _________________

2Rb + H2 ……… nombre: _________________

Be + H2 ……… nombre: _________________

Mg + H2 ……… nombre: _________________

Ca + H2 ……… nombre: _________________

HIDRÁCIDOS O HIDRUROS NO METÁLICOS Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema

tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado

acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos.

Los HIDRUROS NO METÁLICOS son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba

Actividad # 5

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“de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre específico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H+1 Br-1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.

Los HIDRÁCIDOS provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.

HIDRUROS CON LOS NITROGENOIDES: Estos hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos binarios de hidrógeno y un elemento de la familia V (nitrogenoides) que se enlazan siguiendo la fórmula No Metal + H3. A estos compuestos se les llama por sus nombres comunes, aunque muy raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de los hidruros (metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento más electronegativo en el compuesto.

OXÁCIDOS (COMPUESTOS TERNARIOS ÁCIDOS)

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No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

Cl2 + H2 → 2HCl (g)

Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido

HCl (g) + H2O → H+1 + Cl-1

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

N2 + 3H2 → 2NH3

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Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos originados de la combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. La fórmula general para los oxácidos es H + No Metal + O. En el sistema tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.

COMPUESTO

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

NOM. STOCK NOM. TRADICIONAL

H2SO4 tetraoxosulfato de Hidrógeno

sulfato (VI) de hidrógeno3

ácido sulfúrico

HClO4 ácido tetraoxoclórico

clorato (VII) de hidrógeno3

ácido perclórico

H2SO2 ácido dioxosulfúrico

sulfato (II) de hidrógeno3

ácido hiposulfuroso

ÁCIDOSLos ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también

Anhídrido + Agua → oxácido

SO3 + H2O → H2SO4

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es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes de hidrógeno.

HIDRÓXIDOS O BASES (COMPUESTOS TERNARIOS

BÁSICOS) Los hidróxidos son compuestos ternarios básicos formados por la unión de un óxido básico con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo OH-1. Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo terminado en -oso o -ico según las reglas generales para el sistema tradicional. La fórmula general es Metal + (OH)-1

x. En la nomenclatura Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las respectivas reglas generales.

COMPUESTO

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

NOMENCLATURA STOCK

NOMENCLATURA TRADICIONAL

Li (OH) hidróxido de litio

hidróxido de litio (I)

hidróxido de litio

Pb (OH)2 dihidróxido de plomo

hidróxido de plomo (II)

hidróxido plumboso

Al (OH)3 trihidróxido de aluminio

hidróxido de aluminio (III)

hidróxido de aluminio

LAS SALES

Las sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales mixtas.

SALES NEUTRAS Las sales neutras son compuestos formados por la reacción de un ácido con un hidróxido (compuesto ternario básico) formando también agua. Entre las sales neutras se encuentran las binarias y las ternarias, que se diferencian entre

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Óxido básico + Agua → Hidróxido

Na2O + H2O → 2Na (OH)

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sí por el ácido con el que reaccionan, siendo estos un hidrácido o un oxácido. Las sales neutras binarias o sales haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un hidróxido. Para nombrarlos en el sistema tradicional, stock y sistemático se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo –uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre especifico. En las dos primeras ecuaciones se presenta el proceso completo para la formación de una sal neutra binaria y en las últimas dos se ejemplifica por separado la neutralización y la formación de la sal neutra.

Las sales neutras ternarias son compuestos formados por un hidróxido y un oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del ácido, oxácido, que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un ácido cuyo nombre especifico termina en -oso, se reemplaza dicha terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre especifico del ácido termina en –ico, se reemplaza por -ato. Por ejemplo: el Hidróxido de sodio (Na (OH)) reacciona con el ácido ortofósforico o ácido fosfórico (H3PO4) para formar la sal fosfato de sodio u ortofosfato de sodio (Na3PO4).

En el sistema tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el sufijo y prefijo correspondiente a su número de valencia y como nombre especifico el nombre del metal, elemento proporcionado por el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal (o del no metal en el oxácido que da origen a la sal) los sufijos son:

hipo- … -oso

(para números de valencia 1 y 2)

hipo- … -ito

… -oso (para números de valencia 3 y 4)

… -ito

… -ico (para números de valencia 5 y 6)

… -ato

per- … -ico (para el número de valencia per- … -

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7) ato

Oxácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra

H3PO4 + 3Na (OH) → 3H2O + Na3PO4

Sales acidas: son compuestos cuaternarios que resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos. Los ácidos deben presentar dos o más hidrógenos en su molécula para formar estas sales. Para nombrarlos en el sistema tradicional se siguen las reglas de las sales neutras ternarias agregando la palabra “acido” antes del nombre del metal. Y para nombrarlos en el sistema Stock y sistemático se usan las reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas, agregando la palabra “hidrógeno” antes del nombre del no metal.

SALES BÁSICAS: Estas sales son compuestos que resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de un ácido. Para nombrarlos en el sistema tradicional depende de si el ácido es binario o ternario, es decir que si se trata de un hidróxido o un hidrácido. Cuando el ácido es un hidrácido se utiliza el nombre del no metal con su sufijo uro y se le antepone el prefijo “hidroxi” para el nombre general y como nombre especifico el nombre del metal. Y cuando el ácido es un hidróxido, como nombre general, se utiliza el nombre del no metal con el prefijo “hidroxi” y su correspondiente sufijo según su valencia (como se indica en la sección de las sales neutras ternarias), y como nombre específico el nombre del metal.

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Ácido + Hidróxido → Agua + Sal ácida

H2SO4 + Na (OH) → H2O + NaHSO4

Ácido + Hidróxido → Agua + Sal básica

HNO3 + Ca (OH)2 → H2O + CaNO3 (OH)

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Sales mixtas: Las sales mixtas son compuestos que resultan al sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos de hidróxidos. Las reglas para nombrar las sales mixtas en el sistema tradicional son análogas a las sales ácidas.

Ácido + Hidróxido1 + Hidróxido2 → Agua + Sal mixta

H2SO4 + Na(OH) + K(OH) → 2H2O + NaKSO4

Es una descripción simbólica de una reacción

química. Muestra las sustancias que reaccionan

(llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se

obtienen (llamadas productos).

Ecuaciones quimicas

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Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción.

Un caso general de ecuación química sería:

Dónde:

A, B, C, D, representan los símbolos químicos o la fórmula molecular de los átomos o moléculas que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho).

a, b, c, d, representan los coeficientes estequiometricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.

Si deseamos comprender las alteraciones que se dan en las reacciones, debemos ser capaces de equilibrar o balancear las ecuaciones químicas.

METODO DEL TANTEO

El método de tanteo consiste en balancear una ecuación química que es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas

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Las ecuaciones químicas

también indican las cantidades relativas de las sustancias que

intervienen en la reacción.

Balanceo de

Ecuaciones

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reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la materia.

Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

Paso 1. Balancea los metales

Paso 2. Balancea los no – metales

Paso 3. Balancea los hidrógenos

Paso 4. Balancea el oxígeno (se balancean automáticamente al balancear los hidrógenos)

Balancear las ecuaciones por tanteo:

PbS + H2O2 PbSO4 + H2O

As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3As04 + NO

Actividad # 6Mét

odo redo

x

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que

una pérdida y ganancia de electrones, es decir,

desprendimiento o absorción

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OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

Por ejemplo: Un cambio de número de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación. Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción redox el agente oxidante acepta electrones (es el que se reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida). Para poder balancear por método redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, y como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento.

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Método redo

x

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que

una pérdida y ganancia de electrones, es decir,

desprendimiento o absorción

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PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO REDOX

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.

EJEMPLO1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

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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.

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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.

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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:)

BALANCEAR POR OXIDO-REDUCCION

MnO4 + H2C2O4 + H Mn + CO2 + H2O

OXIDACION: ………………………

REDUCCION: ………………………

HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl + H2O

OXIDACION: ………………………

REDUCCION: ………………………

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Actividad #

7

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estequiometriaLa estequiometria se refiere a las relaciones de peso y de mol entre las sustancias que intervienen en una reacción química. En el caso de los gases se incluyen también relaciones de volumen. El concepto de mol es de gran utilidad para calcular que cantidad de un producto se puede esperar de una cantidad determinada de reactivo, o la cantidad teórica de reactivo que se requiere para obtener una cantidad determinada de un producto.

Hay dos métodos generales para resolver problemas en los cuales se manejan las masas de las sustancias

reaccionantes y de los productos: el método del mol y el de las proporciones.

MÉTODO DEL MOL. En este método se consideran cuatro pasos:

Se escribe la ecuación balanceada.

Se indican las especificaciones del problema.

Se escribe la proporción molar establecida por la ecuación balanceada.

Se determina la masa de un mol de cada sustancia dada en el problema.

Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiometricos, uno es el método molar o de la relación molar. La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción

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Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

La relación molar es un factor de conversión cuyo fin es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia. Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de moles de H2O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O2, usaremos la relación molar:

MÉTODO DE LAS PROPORCIONES se siguen los tres primeros pasos del método anterior y en el cuarto paso se convierten las cantidades molares dadas en la ecuación química en las correspondientes proporciones de masas.

1. Se procede a escribir la ecuación química equilibrada:

2KClO3 ---> 2KCl + 3O2

2. Se hallan los pesos mol de las sustancias problema:

Peso de 1 mol de KCl3 = 122,55 g

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

Peso de 1 mol de O2 = 32 g

3. De acuerdo con la ecuación:

245,10 g de KClO3 96 g de O2

30 g de KClO3  X

Realizar el siguiente ejercicio:

Calcule los gramos de Fe (hierro) producidos, partiendo de 950 gr de óxido de hierro

Fe3O4 + 4H2 3Fe + 4H2O

Actividad # 8

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

GasesLa descripción del aire diciendo que es un gas, o el agua como un líquido, o el hierro como un sólido, es un error a manos que se especifiquen la temperatura y presión a que están sometidas estas sustancias. La mayoría de las sustancias pueden existir en estado gaseoso, estado líquido o estado sólido, dependiendo de la temperatura y de la presión a las cuales se observan. Por ejemplo, todas las sustancias que existen en el estado gaseoso a la temperatura y presión del ambiente, se han podido convertir en líquido y sólido. En la práctica, cuando se usa la palabra gas, se refiere a una sustancia en el estado gaseoso bajo ciertas condiciones definidas de temperatura y presión.

LEY DE BOYLE: Establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión:

P.V = constante   o     P = 1 / V

La forma que más utilizamos para representar la Ley de Boyle corresponde a la primera gráfica, donde se muestra a un rama de una hipérbola equilátera y podemos usar la siguiente expresión para determinar los valores de dos puntos de la gráfica:

P1 . V1 = P2 . V2

LEY DE CHARLES: El volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: 

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

Debemos tener presente que la temperatura se DEBE expresar en grados Kelvin, K. Para determinar los valores entre dos puntos cualesquiera de la recta podemos usar:

LEY DE LOS CAMBIOS TRIPLES: Al combinar las leyes mencionadas se obtiene la ley combinada de los gases ideales o ley de los cambios triples, que establece que para una determinada cantidad de gas se cumple: 

 Para determinar los valores entre dos estados diferentes podemos emplear: 

LEY DE AVOGADRO: Establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

Para determinar los valores para dos estados diferentes podemos usar: 

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

También podemos expresarlo en términos de: la presión de un gas mantenido a temperatura y volumen constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes:

LEY GENERAL DEL GAS IDEAL: Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que:

 

Propiedades que se mantienen constantes

Ley Expresión

moles, n temperatura, T Boyle P.V = constante

moles, n presión, P Charles V / T = constante

presión, P temperatura, T Avogadro V / n = constante

Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales:

P V  =  n R T

Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando, así tenemos:

Valor de R Unidades

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

0,082

8,314

1,987

Usando la ley de boyle resuelve el siguiente problema: un gas que ocupa un volumen de 2,5 litros a una presión de 4,6 atmosfera ¿Cuál es la nueva presión a un volumen del gas a una presión de 6,7 atmosfera?

Usando la ley de charles resuelve el siguiente problema: un gas ocupa un volumen de 500 ml a una temperatura de 78°C ¿Cuál es el volumen del gas a una temperatura de 143°C?

Una muestra de gas metano (CH4) ocupa un volumen de 2 litros a 20°C y a una presión de 4,7 atmosfera ¿calcular cuál es su masa?

Actividad #

9

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

PORCENTAJE PESO A PESO (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

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Esto último significa que los constituyentes

son indistinguibles y

el conjunto se presenta en una sola fase (sólida,

líquida o gas) bien definida.

Es decir, si se analiza una muestra de alguna solución

puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es

constante.

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

PORCENTAJE PESO A VOLUMEN (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

FRACCIÓN MOLAR (XI): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

MOLARIDAD (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.

MOLALIDAD (M): se refiere a la relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente.

NORMALIDAD (N): se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución

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Actividad # 10REALIZAR LOS SIGUIENTES CALCULOS DE SOLUCIONES:

Cuál es la molalidad (m) de una solución que se prepara disolviendo 60,8 gr de KOH en 40 ml de agua.

Cuál es la molaridad (M) de una solución que contiene 98 gr de CH3CH2CH2OH en 800 ml de agua.

Cuál es la normalidad (N) de una solución que resulta de disolver 58 gr de HCl en 1200 ml de solución.

Bibliografía

Materia en: http://www.profesorenlinea.cl/fisica/Materia1.htmWill Genius, 2011 en: http://daemanacus.blogspot.com/2011/09/estados-de-la-materia.htmlTeoría atómica en: http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_at%C3%B3micaHistoria modelo atomico en: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

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Atomos y enlaces químicos en: http://www.monografias.com/trabajos79/atomos-elementos-quimicos/atomos-elementos-quimicos.shtmlLa formula del lápiz: http://laformuladelapiz.wordpress.com/2010/06/17/la-forma-del-atomo-i/Diccionario de palabras en: http://significado.de/mol%C3%A9culaMolecula en: http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culaMacromoléculas, 2011 en: http://macro-sghdd.blogspot.com/2011_06_01_archive.htmlCompuestos químicos en: http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_qu%C3%ADmicoCompuestos químicos en:http://www.areaciencias.com/compuestos-quimicos.htmSustancias químicas en: http://www.slideshare.net/juanarroyovizcardo/sustancias-quimicasNúmeros cuánticos en: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/applets/numeroscuanticosyorbitales-1/teoria-numeroscuanticos12.htmNumero atomico, 2012 en: http://html.rincondelvago.com/el-numero-atomico.html

Anexos

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Los neutrinos intergalácticos del Polo Sur: El telescopio del

60

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Un grupo de investigadores de la NASA que desarrollaban el

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

POSIBILIDADES DE VIDA EN MARTES

EVIDENCIA DE VIDA EXTRATERRESTRE

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CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

LA EDAD DEL UNIVERSO

CURSILLO BASICO DE QUIMICA INORGANICA

EL BOSON DE HIGGSToda esta informacion la podemos encontrar en el

siguiente link:http://curiosidades.batanga.com/2010/08/02/

descubrimientos-cientificos-recientes

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