QUIMICA

La química es la ciencia que estudia las propiedades de la materia, su estructura, su composición, las transformaciones que experimenta y los fenómenos energéticos que pueden producirse en esos cambios.

El extenso y apasionante tema de la química se estudia desde la perspectiva de enfoques especiales que van desde la química nuclear hasta la bioquímica. Para hacer mas fácil su estudio  se hace distinción entre dos grandes áreas de la química: La Química Inorgánica: que estudia todos los elementos y compuestos distintos del carbono y sus derivados. y la Química Orgánica: que se encarga del estudio del carbono y de los compuestos que forma con otros elementos.

La química inorgánica estudia parte de los fenómenos naturales y hechos relacionados con la vida diaria como: la extracción de metales (oro, hierro, plata, níquel, platino, aluminio, etc), identificación de elementos constituyentes de la luna y de todos los astros, análisis de productos naturales, análisis y purificación de aguas, investigaciones en radioquímica con el fin de encontrar su aplicación en medicina y como fuente de energía, en esta parte se incluyen todos los estudios relacionados con la emisión de radiactividad derivadas tanto de la fusión como de la fisión nuclear.

Para empezar el estudio tanto de la química inorgánica como de la inorgánica es imprescindible conocer mas a fondo la parte fundamental de la materia y de la misma química EL ÁTOMO, para ello se vera a continuación las representaciones mentales en cuanto a la composición y estructura de el átomo de algunos hombres (modelos atómicos) que a lo largo de la historia fueron cambiando la forma de ver el mundo y que estructuraron la misma química  

TEORÍA ATÓMICA

Los inicios de la teoría atómica se remontan a el Siglo V A.C. Dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomos significa “indivisible”). Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos filósofos, físicos, químicos y demás científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo,  estos son algunos de ellos:

JOHN DALTON (1808).

Su teoría puede resumirse en cinco ideas básicas :

LEYES

OTRAS LEYES QUE

CONCORDABAN CON LO

EXPUESTO POR DALTON

La materia está formada por partículas

indivisibles llamadas átomos. Los cuales no

se crean ni se destruyen

(Ley de la conservación de la materia propuesta

por Antoine Lavoisier).

 Todos los átomos de un mismo elemento son

iguales en peso, tamaño y propiedades químicas.

 

Los átomos de elementos diferentes

también son diferentes.  

 Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en

(Ley de las proporciones definidas de

relaciones numéricas enteras y sencillas para

formar compuestos Proust)

Los átomos de diferentes elementos

pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto

(Ley de las proporciones

múltiples)

J.J. THOMPSON (1897)

J.J Thompson realiza una serie de experimentos con gases, descubre unas partículas cargadas negativamente a las que llama electrones. Según él la materia es eléctricamente neutra. Su modelo considera al átomo como una masa con carga positiva, donde se insertan los electrones en número y posiciones tales que el campo eléctrico resultante es nulo. “El modelo del pastel de pasas”.

ERNEST RUTHERFORD (1911)

Su experimento consiste en bombardear una delgada lámina de oro con un haz de partículas alfa. Se observa que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin ser desviadas en su trayectoria; un pequeño número es desviado por alguna causa, y solo unas cuantas

 

partículas rebotan.

De acuerdo a esto RUTHERFORD propone el siguiente modelo atómico: 

Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas protones y por partículas neutras llamadas neutrones 

Existe un número de electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo. 

La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado. 

Los átomos son en su mayor parte espacio vacío.

BECQUEREL Y LOS ESPOSOS CURIE (1896)

Es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. La radiactividad es el proceso de ruptura de los átomos durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por:

  Composición Carga

RAYOS ALFA2 protones y 2 neutrones

(llamados también núcleos de Helio)

2+

RAYOS BETA Electrones de alta energía 1-

RAYOS GAMMA

Radiación Electromagnética de

Longitud de onda muy corta (Alta Energía)

0

MODELO DE BOHR (1913)   

Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los cuantos;

Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente.Teoría de los cuantos: Propuesta por Plank (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto. (ver mas adelante) 

 

El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados: 

Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.  

Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.

 

Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. 

Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía .  

RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

La difracción de la luz por una ranura muy angosta hace posible el cálculo de una propiedad de la luz denominada longitud de onda, representada por λ (lambda) y que corresponde a la distancia entre dos crestas de una onda de luz. La frecuencia de la luz V, o el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo, relaciona la longitud de onda con la velocidad de la luz, c, por la expresión:

c = vλ  , donde:

  λ =Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)

 c =Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)

 v = Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

MAX PLANK ( 1900 )  

En 1900 Max Plank propone la teoría cuántica para la energía radiante: “La Energía Radiante sólo puede ser emitida o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos”. Plank desarrolló una ecuación que define la energía de un cuanto de Energía Radiante:

E= hv

  E = Energía Radiante

 h=Constante de Plank (6.6262 x 10-34 Joule-seg)

 v =  Frecuencia (seg-1) En 1905 Albert Einstein propuso que los cuantos son paquetes discontinuos llamados “fotones”.

EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO

Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud de Onda. El Espectro Electromagnético representa el Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación Electromagnética.

ESPECTRO ATÓMICO

Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es Único. En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación:

donde n = 3, 4, 5, ... La serie de líneas que se obtiene se conoce como “Serie de Balmer”.

EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

Los átomos no son partículas individuales como lo había pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos

de partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

El Electrón

El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa,  su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo.

Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.

e/m = -1.75 x 108 c oulomb /gramo

En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:

e = -1.602 x 10-19 Coulomb

Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser:

me = 9.1096 x 10-28 g

El Protón

El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien  realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se

introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos “Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:

e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g

A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).

eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb

Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

mH+ = 1.6726 x 10-24 g

El Neutrón

En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares  la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:

mn = 1.6750 x 10-24 g

n = neutrón

El núcleo

Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la masa

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento. 

EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12

NÚMERO DE MASA (A)

Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.  

A = Z + N 

EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.

 

ISÓTOPOS

Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones.

MASA ATÓMICA:

Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de carbono-12 (12C).

NÚMEROS CUÁNTICOS 

Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann

Descripción de los Números Cuánticos:

n =

Número   Cuántico   Principal:                                              Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,....

l =

Número Cuántico Azimutal:                                                 Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1.

m =

Número Cuántico Magnético:                                                  Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l

s  =

Número Cuántico de Spin:                                                             Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg:

“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

Principio de Exclusión de Pauli:

“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un

orbital no puede tener más de dos electrones”.

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura  muestra el orden de llenado de los orbítales.

NIVEL

ORBITALE

S

ELECTRONES MÁXIMOS                                                 POR NIVEL

 

EJEMPLO:  La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es       1s2 2s.

El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y  spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será: 

NOTACIÓN CONVENCIONAL

DIAGRAMA ORBITAL

11H      1s 1

 

22He    1s 2

33Li   1s 2 2s 1

 

44Be   1s 2 2s 2

55B  1s 2

2s 2  2p

1

Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1s2

2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1

Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :

11Naconfiguración parcial

[Ne] 3s1

20Caconfiguración parcial

[Ar] 4s2

REGLA DE HUND

Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el  fósforo:

15

P [Ne]

 y no

[Ne]

Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .

PERIODICIDAD QUÍMICA

¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica

CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES

Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:

Johann W. Dobeneiner

:

Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.

John Newlands:

Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

Dimitri Mendeleiev

y Lothar Meyer:

Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.  

Ley periódica: →

" Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "

lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente. 

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Metales:

Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales

:

Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

Metaloides:

poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

Elementos representa

tivos:

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. 

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d10 4p5

la cual en forma ascendente es ;

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d10 4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA:

Alcalinos

Grupo IIA

Alcalinotérreos

Grupo VIIA:

Halógenos

Grupo

Gases nobles

VIIIA:

Elementos de

transición:

Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.  

Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47 

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p5 4p6 5s2 4d4

la cual en forma ascendente es ;

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2

El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B. 

Elementos de

tierras raras:

Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la

actínida al periodo 7 de la tabla periódica.  

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA

COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:

Radio atómico:  Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a

izquierda). 

 

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.

Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. 

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. 

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

MATERIA Y ENERGÍA

La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa,  

PROPIEDADES DE LA MATERIA

Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama

materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria.

Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.

Propiedades generales

Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos:

Masa =Es la cantidad de materia que posee un cuerpo. 

Peso = 

Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro. 

Extensión = 

Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en el espacio. 

Impenetrabilidad =

Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el mismo espacio.

Inercia=

 

Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o

movimiento.

Porosidad =

Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro.

Elasticidad =

Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza "

Divisibilidad =

Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.

Propiedades Especificas

Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.

El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores.El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso.La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Materia heterog

éneo

Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles.

EJEMPLO: 

mezcla de agua y aceite.

Material homogé

neo:

Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase

EJEMPLO: 

mezcla de sal y agua.

Solución: Es un material homogéneo

constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una

EJEMPLO: las

gaseosas.

característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos

Sustancia pura:

Es un material homogéneo cuya composición química es invariable.

EJEMPLO:

alcohol (etanol)

 

  Elemen to:

Sustancia conformada por una sola clase de átomos

EJEMPLO:

nitrógeno

gaseoso (N2), la plata (Ag)

 Compuesto:

Sustancia conformada por varias clases de átomos

EJEMPLO:

dióxido de

carbono (CO2)

CAMBIOS DE LA MATERIA

Cambio físico:

Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin

EJEMPLO: en la

fusión del

alterar su composición.

hielo, el agua

pasa de estado sólido a líquido, pero su

composición

permanece

inalterada.

Cambio químico

:

Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición

EJEMPLO: en la combusti

ón de una hoja de papel,

se genera

CO, CO2 y H2O a

partir de celulosa, cambiand

o la composición de la sustancia

inicial. 

Cambios de

estado:

El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura, modificando una de éstas variables o

Sólido, liquido, gaseoso o plasma

ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro. 

CAMBIOS    DE    ESTADO

CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA

  SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES COMPRESIBILI

DAD No se pueden

comprimir No se pueden

comprimir Sí pueden

comprimirse

VOLUMEN No se adaptan

al volumen del recipiente

Se adaptan al volumen del recipiente

Se adaptan al volumen del recipiente

GRADOS DE LIBERTAD

Vibración Vibración, rotación

Vibración, rotación, traslación

EXPANSIBILID No se No se Sí se

AD expanden expanden expanden

 

REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS

Símbolo :  es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO:  Al (aluminio)

Molécula :  se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto.

Fórmula:

Fórmula química

Fórmula

empírica o

mínima

   Fórmula molecul

ar

  Fórmula estructural :

Fórmula de Lewis

o electróni

ca:

Es la representación de

un compuesto e indica la clase y

la cantidad

de átomos

que forman

una molécula.

Está constituido por el

Informa

sobre el tipo

de átomos que forman la

molécula y

la relació

n mínima en la

cual estos

se

Expresa la

composición real de un

compuesto,

indicando el

número de

átomos de cada especie

que forma la

molécula. La

fórmula

Muestra el

ordenamiento

geométrico o

posición que

ocupa cada

átomo dentro de la

molécula. 

Representa la

molécula incluyendo todos

los electrone

s de valencia de los

átomos constituye

ntes, estén o

no comprometidos en enlaces.

símbolo de cada

elemento presente

en la sustancia, seguido

por un subíndice

que índica el número relativo

de átomos.

combinan.

molecular es un

múltiplo de la

empírica.

 EJEMPLO: 

 Fe2O3

EJEMPLO: 

La fórmul

a mínima del etano (C2H6) es CH3

EJEMPLO:

    

EJEMPLO: 

EJEMPLO:

UNIDADES QUÍMICAS:

Mol:Es el número de partículas igual al número de Avogadro

Nùmero de Avogadro

6.023 x 1023 partículas

Peso Atómico:

Es el peso de una mol de átomos de un elemento.

EJEMPLO: 

En un mol de Fe (hierro) 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

La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g 0 1.008 uma.

Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que:

El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente,

en consecuencia:

Peso Molecular:

Es el peso de una 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)

EJEMPLO:   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 = 2azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64

Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:

  DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y

MOLECULARES

EJEMPLO: Determine la Fórmula Empírica  y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un  peso molecular de 180.2 g/mol .

PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:

Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son:

C = 12.0,     O = 16.0 y     H = 1.0

El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento.

# moles de C = 40/12.0 = 3.33

# moles de O = 53.3/16.0 = 3.33

# moles de H = 6.67/1.0 = 6.67

El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño.

C = 3.33/3.33 = 1

O = 3.33/3.33 = 1

H = 6.67/3.33 = 2

Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será: C1H2O1 o bien, CH2O.

PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR:

Para obtener la Fórmula Molecular, calculemos el peso de la Fórmula empírica:

C = (12.0)x(1) = 12.0

H = (1.0)x(2) = 2.0

O = (16.0)x(1) = 16.0

          Suma    = 30.0

Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica

180/30 = 6

La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica:

C6H12O6

En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5

habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2O5

EJEMPLO:

Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario).

Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son:

Peso Atómico (P. A.) del Bario

= 137.3 g/mol

Peso Atómico (P. A.) del Cloro

= 35.5 g/mol

Peso Fórmula del BaCl2

= (1) x (P. A. del Bario) + (2) x (P. A. del Cloro)

Peso Fórmula del BaCl2

= (1) x (137.3) + (2) x (35.5) = 137.3 + 71 = 208.3

EJEMPLO:

Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?

Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento:

27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio

125 gramos de Al ----- ?

Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio

También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión;

EJEMPLO:

Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.

La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue :

Peso del C= 85.63 g                                              peso del H = 14.37 g

La formula empírica es CH2. La formula molecular puede ser CH2, C2H4, C3H6, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH2.

EJEMPLO:

Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)

La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo

que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:

La formula empírica del sulfuro es FeS

EJEMPLO:

Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 1023 átomos de carbono, 2.888 x 1024 átomos de hidrogeno y 4.816 x 1023 átomos de oxígeno.

La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 1023

Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C2H6O

ESTRUCTURAS DE LEWIS  Y FÓRMULA ESTRUCTURAL

EJEMPLO:

Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li

Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos:

a) 

Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.

b)

Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.

c) Dos electrones s y cinco electrones  p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4)

d)

Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). 

EJEMPLO:

De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 ,  c) H2S.

Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos.

 

( fórmula

electrónica o de Lewis)

( fórmula estructu

ral)

a)

b)

c)

ENERGÍA

La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.

EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA

1 caloría =

4.184 joules

=    4.184 J

1 kilocalo

ría=1000 calorías

=    1kcal

1 joule = 1 newton

x     1 metro

   (unidad de fuerza)

 (unidad de longitud)

1 newton

=1 kilogramo

x 1 metro 

x( 1 segundo) -2

1 joule =1 kilogramo

x

 1 metro 2

x( 1 segundo) -2

1 J   =    1 kg m2 s-2

Caloría = Es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1º C un gramo de agua. 

  Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor

Calor =fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que los dos alcanzan igual temperatura.

Calor específico =

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro.

Temperatura =

Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Guardan la siguiente relación  

°C = 5/9 (°F – 32 )  

°K = °C + 273

°F = 9/5 °C + 32

 

comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y

Fahrenheit 

Punto de ebullición del agua

Punto de congelación del agua

Cero absoluto de

373 K

273 K

0 K

100°C

0°C

-273°C

100° = 180°F

  

212°F

32°F

-460°F

Temperatura

 

        Kelvin        (escal

a  absoluta)

 Celsiu

s (centígrado)

      Fahrenheit

 

LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA

PRIMERA:  

(Ley de Lavoisier)

En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes

SEGUNDA : 

(ley de la Termodinám

ica )

La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma.

TERCERA :

( Ley de Einstein )

La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.

NOMENCLATURA INORGÁNICA

La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su  desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran numero de nombres que los identifican . En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto,  a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmente  para nombrar las sustancias químicas lo  que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente.

La primera  distinción básica en la nomenclatura química,  es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido y sal. 

Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura inorgánica:

ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS

Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se

encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .

Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica .

Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.

REGLAS:

   1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es

cero.

   2. El  número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)

   3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula

determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico  es una partícula cargada que

contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.

   4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)

   5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el

numero de oxidación es +2)

CATIONES Y ANIONES

CATIONES ( iones positivos )

 Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.

Ejemplos:

Na+ ion sodio

Ca+2, ion calcio

Al+3,  ion aluminio

Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación

respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional  

El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC;  consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:

Cu +1 es cobre (I) y  Cu +2  es cobre ( II)

EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;

a Cu +1 se le denomina ion cuproso  y  a Cu +2  ion cúprico ( II)

 

ANIONES (iones negativos)

Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo  esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;

                               Terminación del ácido

                            Terminación del anión

                                           hídrico

                                           uro

                                             ico

                                           ato

                                             oso

                                           ito

 

FUNCIONES QUÍMICAS

ÓXIDOS

Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2

= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2  y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .

ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)

Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal

EJEMPLO:

 Li2O     =   óxido de litio

 CaO     =    óxido de calcio

Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las  terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)

EJEMPLO:

 CoO     =   óxido cobaltoso

 Co2O3     =    óxido cobaltico

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:

EJEMPLO:

     Co2O     =   óxido de cobalto ( II)

 Co2O3     =    óxido de cobalto ( III)

ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) 

Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos

EJEMPLO:

SiO2 =dióxido de

silicio

SeO2 =dióxido de

selenio

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)

EJEMPLO:

CO2 + H2O →  H2CO3

   ácido carbónico

oxido ácido

      oxácido

 

 

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula

EJEMPLOS:

 TeO2     =   dióxido de telurio  

 TeO3     =    trióxido de telurio  

     As2O3   =   trióxido de diarsenico

 As2O5     =    pentaóxido de

diarsenico

 

2Cl2 + O2 →     Cl2O= 

monóxido de   

dicloro

     oxido  ácido

 

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso  para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico  para el de menor valencia:

EJEMPLO:

 TeO2     =   oxido teluroso

 TeO3     =    oxido telúrico

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.

EJEMPLO:

 2N2 + 3O2 →    2N2O3

= óxido de

nitrógeno (III)

      oxido ácido

 

2Cl2 + O2 →     2Cl2O= óxido   hipocloro

so

     oxido ácido

 

 2Cl2

+ 7O2 →    2Cl2O7

= óxido perclóric

o

     oxido ácido

 

VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

 

BASES O HIDRÓXIDOS

Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua

EJEMPLO:

Na2

O+ H2O →

  2NaOH

   = hidróxido  de sodio

Al2O3

+ 3H2O → 2Al(OH)3

   = hidróxido 

de aluminio

Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.

Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia

EJEMPLO:

 Ni(OH)2    =   hidróxido niqueloso

Ni (OH)3     =    hidróxido niquelico

VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

 

ÁCIDOS

Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;

(a) HIDRÁCIDOS

Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.

EJEMPLOS:

H2Sácido

sulfhídrico

HIácido

yodhídrico

HBrácido

bromhídrico

HFácido

fluorhídrico

HClácido

clorhídrico

RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido

EJEMPLO:

    HCl(g)      +      H2O(l)

     →    HCL(ac)          

Cloruro de

hidrogeno

   ácido clorhídrico

(b) OXÁCIDOS

Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.

EJEMPLO:

PO3 + H2O → H3PO3   = ácido fosforoso

PO4 + H2O → H3PO4   = ácido fosfórico

Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:

( HO)mXOn

donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X  

VER TABLA DE ACIDOS

 

SALES

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

          BASE    +    ÁCIDO → SAL       +     

AGUA

                                  

EJEMPLO;

NaOH       +        H

Cl

   →      NaCl      +

  H2O

           

Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.

También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas  y sales básicas.

SALES NEUTRAS

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+)  por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO

NOMBRE DE LA SAL

__________________hídrico

  _________________

_urohipo______________

_osohipo_____________

___ito__________________

oso_________________

__ito__________________

ico_________________

__atoper_______________ per______________

_ico __ ato

se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

     FeCl2   =  cloruro ferroso

 FeCl3   =   cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;

Ejemplo:

         FeCl2   =   cloruro de hierro ( II)

 FeCl3   =  cloruro de hierro (III) 

 

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;

Ejemplo:

             LiI      = Yoduro de Litio

 

SALES HALOIDEAS O HALUROS

Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico , según la valencia del metal.

EJEMPLO;

    Cu(OH)      +        HCl

   →       CuCl         

   +   H2O

         ácido clorhídrico

cloruro cuproso

    2Fe(OH)3       +     H2S

   →        Fe2S 3        

   + 6H2O

           ácido sulfhídrico

sulfuro férrico 

 Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

 

 PS3      =   trisulfuro de fósforo

 PS5     =    pentasulfuro de fósforo

VER TABLA SALES HALOIDEAS

OXISALES

Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical     (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico  por ato 

Ejemplo;

    KOH       +     HClO

   →    KClO          

   +  H2O

  ácido hipocloroso

hipoclorito   de sodio

         Al(OH)3    +      HNO3

  → Al(NO3)3    

    +   H2O

  ácido nítrico

nitrato de

aluminio

 

VER TABLA DE OXISALES

 

SALES ÁCIDAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.

EJEMPLO:

         NaOH      +    H2CO3

       →     NaHCO3   

   +   H2O

           ácido

carbónico

carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)

 

SALES BÁSICAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.

EJEMPLO:

CuOHNO3  = nitrato básico de cobre (II)

Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal

EJEMPLO:

    Cu(OH)2       +     HNO3

   →  

CuOHNO3        

+       H2O

                      ácido nitrico

nitrato básico de cobre (II)

SALES DOBLES

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.

EJEMPLO:

  Al(OH)3   +   KOH   +   H2SO4

→   KAl(SO4)              + H2O

                       

      ácido sulfurico

sulfato de aluminio y

potasio ( alumbre)

 

PERÓXIDOS

En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2

= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.

Se nombran con la palabra per ó xido seguida del correspondiente metal.

EJEMPLO:

Na2O2     =   peróxido de sodio

 Ba2O2    =    peróxido de bario

VER TABLA PEROXIDOS

 

HIDRUROS

La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).

Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;

1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.

2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3 

En cuanto  a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales

EJEMPLO:

NaH =hidruro de sodio

NH3 = amoniaco

CoH3 =hidruro

de cobalto

PH3 = fosfina

ENLACE QUÍMICO

Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

REGLA DEL OCTETO

Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.

IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica. 

Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio

Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br- ion bromuro, ClO2- ion clorito

EJEMPLOS:

El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s

Na0 → Na+ + 1e-

1s2 2s2

2p6 3s1 →1s2 2s2

2p6 + 1e-

átomo de sodio

 ion de sodio

   

La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. este ion es una especie muy estable.

Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo: 

Cl0 → 1e- + Cl-

1s2 2s2 2p6

3s2 3p5 →   +1s2 2s2 2p6

3s2 3p6

átomo de cloro

      ion cloruro

TIPOS DE ENLACES

ENLACE

IÓNICO:

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones

de un átomo a otro. Debido al

intercambio electrónico, los

átomos se cargan positiva y

negativamente, estableciéndose así una fuerza de

atracción electrostática que

los enlaza. Se forma entre dos átomos con una

apreciable

 

EJEMPLO:

diferencia de electronegativida

des, los elementos de los

grupos I y II A forman enlaces iónicos con los

elementos de los grupos VI y VII A.

ENLACE

COVALEN

TE

Se presenta cuando se

comparten uno o más pares de

electrones entre dos átomos cuya

diferencia de electronegativida

d es pequeña.

EJEMPLO:

Enlace

covalente apolar:

Se establece

entre átomos

con igual electronegatividad. Átomos

del mismo

elemento presenta

n este tipo de enlace.

EJEMPLO:

Enla  Se EJEMPLO:

ce covalente polar

:

establece entre

átomos con

electronegatividad

es próximas pero no iguales

Enlace

covalente coordinado:

Se establece

por compartic

ión de electrones entre

dos átomos pero un átomo

aporta el par de

electrones

compartidos.

 

EJEMPLO:

ENLACE

METÁLIC

O

Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los

electrones de su periferia.  

Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2.

=se formará un enlace iónico

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0.

=el enlace formado será covalente polar

 Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5

=el enlace será covalente puro (o no polar).

EJEMPLOS:

Qué tipo de enlace se formará entre H y O?  

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2  y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:  

3.44 - 2.2 = 1.24 1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.

Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.  

Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.

Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.

(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son:

 y con Cl (3s2

3p5) son:

la estructura de lewis será:

El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto.

(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son:

 y con Cl (3s2

3p5) son:

  la estructura electrónica o de Lewis será

El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto

Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.

Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:

El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN

DISOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida LiquidoLiquid

o

Alcohol en

agua

Liquida Liquido GasO2 en H2O

Liquida Liquido Sólido NaCl en

H2O SOLUBILIDAD

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

        Factores que afectan la solubilidad:

Los factores que afectan la solubilidad son:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

 

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. 

 

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. 

d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto + Xste = 1 

e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1M?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de 

170 g =

masa de 1 y

qu

AgNO3  es:mol AgNO3 e

100 de H20 cm3

equivalen

a100 ml. H20

 

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

 Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1m?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:

170 g=

masa de 1 mol AgNO3

y que

100 de H20 cm3

equivalen

a100 gr. H20

 

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m  hay 1 mol de  AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma

g) Normalidad (N):  Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. 

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1N?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:

170 g=

masa de 1 mol AgNO3

y que

100 de H20 equival a 100 gr.  

cm3 en H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N  hay 1 mol de  AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa. 

h) F ormalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.

SOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Electrolitos:

Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.

Electrolisis:

Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.

Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.

EJEMPLOS:

NaCl → Na+ + Cl-

CaSO4

→ Ca+2 + SO4-2

HCl → H+ + Cl-

AgNO3

→ Ag+ + NO3-

NaOH → Na+ + OH-

Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.

PRODUCTO IÓNICO DEL H2O

El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:

H2O H + + OH-

La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :

El símbolo [ ] indica la concentración molar

Keq [H2O]

= [H + ] + [OH-].

La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.

Valor del producto iónico del H 2O( 10-14

moles/litro).

En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi     

[H + ]= 10-7 moles/litro y [OH-] = 10-7; entonces;  [H2O] = 10-

7 moles / litro  [H2O] = 10-14 moles/litro.

Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.

EJEMPLO:

Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:

[H2O] = [H +

]   [OH-]       =  

10-14 de donde

Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.

[H2O] = [H +

]   [OH-]       =  

10-14 de donde;

[H + ]10-5  =10-14;

entonces; 

 

POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH

El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro

Escala de pH;

El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura

Log 1.0 x 107

Log 1.0

+ log

107

=  0   +   7     =    7

el pH del agua es 7

EJEMPLO:

Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?

Log 5   +   log 102   =   0.7   +   2   =   2.7

Respuesta: el pH de la solución es de 2.7

INDICADORES

Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH 

INDICADOR MEDIO ÁCIDOMEDIO BÁSICO

Fenoftaleina incoloro rojo

Tornasol rojo azul

Rojo congo azul rojo

Alizarina amarillo rojo naranja

COLOIDES

los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).

Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio. 

             Clase de coloides según el estado físico

NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA

MEDIO DISPERSA

NTE Aerosol sólido

Polvo en el aire Sólido Gas

Geles Gelatinas, tinta, clara de huevo

Sólido Liquido

Aerosol liquido

Niebla Liquido Gas

Emulsión leche,

mayonesaLiquido Liquido

Emulsión sólida

Pinturas, queso Liquido Sólido

EspumaNubes,

esquemasGas Liquido

Espuma sólida

Piedra pómez Gas Sólido

PROPIEDADES DE LOS COLOIDES

Las propiedades de los coloides son :

Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.

Efecto de Tyndall   Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.

Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.

Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.

REACCIONES QUÍMICAS

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras .

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl

+

reactivos

 NaOH

→NaCl

+

productos

  H2

O

características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima  o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

6CO2

+ 6H2

O

→

luz solar

C6H12O6

   +

 6O2

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) →2H2O

(l)

   +

 136

kcal

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

KClO3

KCl

   +

 O2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: 

NOMBRE EXPLICA

CIÓN 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

Ocurre cuando un

átomo sustituye a otro en

una molécula :

2HgO (s) 

→2Hg

(l)+ O2(g)

Neutraliza En ella un H2S   

+ 2NaOH(

ac) →Na2SO4

(ac)

+    2H2O(

ción

ácido reacciona con una

base para formar

una sal y desprende

r agua.

O4

(ac)

l)

Desplazamiento

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 transferen

cia de electrones

Se presenta

solamente una

redistribución de los elementos

para formar otros

sustancias. No hay

Reacciones de doble desplazamiento

intercambio de

electrones.

Con transferen

cia de electrones (REDOX)

Hay cambio en el número

de oxidación

de algunos

átomos en los

reactivos con

respecto a los

productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento  

Reacción endotérmi

ca

Es aquella que

necesita el

suministro de calor

para llevarse a

cabo. 

 

2NaH

2Na(s)

+      H2(g)

Reacción exotérmic

a

Es aquella que

desprende calor

cuando se produce.

2C ( grafito)

+H2(g) →

  C2H2 (g)

 ΔH=54.85 kcal

BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la  búsqueda de  diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos 

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones : 

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N2 + H2 → NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento. 

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante : 

N2 + H2 → 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos. 

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE

ECUACIONES

 CAMBIO EN

ELECTRONES

CAMBIO  DE

NÚMERO DE

OXIDACIÓN

Oxidación

PerdidaAument

o

Reducción

Ganancia

Disminución

Agente oxidante ( sustancia que se reduce)

Gana Disminu

ye

Agente reductor ( sustancia que se

oxida)

Pierde Aument

a

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. 

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente : 

(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación. 

Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 →

 Mn+2Cl2-1 +

 Cl20 +

H2+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+

4+ 2e

-→

Mn+

2

2Cl-1 + 2e-

→ Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados. 

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2 + 2HCl →  MnCl2 +  Cl2 + H2O

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

MnO2 + 4HCl →  MnCl2 +  Cl2 +2H2O

-

EJEMPLO:   

Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2    ( cambio

de -3)(2a)

    S-2 → S0 + 2e- ( cambio  de +2)

(2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5 + 6e- → 6N+2     (3a)    3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2,  y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)

ION ELECTRÓN

Los pasos  de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro  de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

EJEMPLO:     

Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :

Cr2O7-2 + Fe+2 → Cr+3 + Fe+3

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr2O7-2 →

Cr+

3

( para el agente oxidante)

(1a)

Fe+2 →Fe+

3

( para el agente reductor)

(1b)

(2)  Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:

Cr2O7-2

+ 14H+ → 2Cr+3

+ 7H2O (2a)

Fe+2

→ Fe+3     (2b)

(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr2O7-

2 + 14H+ +  6e-

→ 2Cr+3

+ 7H2O(3a)

  Fe+2 → Fe+3 e- (3b)

(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr2O7-

2 + 14H+ +  6e-

→ 2Cr+3

+ 7H2O(4a)

  6Fe+2 → 6Fe+3 6e- (4b)

(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr2O7-

2 +14H+ +

6Fe+2 → 2Cr+3 +

7H2

O+

6Fe+3

ESTEQUIOMETRÍA O CÁLCULOS QUÍMICOS

La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética;

A + B → C + D

Surgen preguntas como estas ¿ Cuanto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de C en la reacción  de A con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de B junto con Y gramos de C?. Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol". 

FACTORES QUÍMICOS DE CONVERSIÓN

La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el " factor químico"  de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al numero equivalente de moléculas de otras sustancia implicada en la reacción, a apartir de la ecuación balanceada;

4FeS + 7O2 →2Fe2

O3+

4SO2

Se puede escribir los siguientes factores químicos de conversión

De la misma manera como las fórmulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas. Para demostrar esto, multipliquese cada término en ambos miembros de la ecuación anterior por el numero de Avogadro,6.02 x 10 23. Esto no altera la igualdad. la ecuación resultante es:

4( 6.02 x 1023 ) FeS

+7( 6.02 x 1023 ) O2

→2( 6.02 x

1023 ) Fe2O3+

4( 6.02 x 1023 ) SO2

Observe que 6.02 x 1023 moléculas de una sustancia son exactamente 1 mol de esa sustancia. Así se puede sustituir este numero por su equivalente en moles y la ecuación se convierte en :

Siguiendo un razonamiento similar al usado con las moléculas, podemos obtener factores químicos en términos de moles. Así, tenemos los siguientes factores de conversión.

RELACIÓN EN PESO OBTENIDAS DE LAS ECUACIONES

Existe una ley llamada ley de la composición definida que establece que cuando las sustancias reaccionara para formar compuestos lo hacen en relaciones definidas de masas. por ejemplo:

4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2

4 moles    7  moles    2 moles   4

moles

4 x 87.91 g   7 x 32 g   2 x 159.69

g  

4 x 64.06

g

muestra que  4 moles  de FeS  ( 4 x 87.091 g de FeS) reaccionan con  7  moles de O2(7 x 32 g de O2) para formar 2 moles de Fe2O3  y  4 moles de SO2 ( 4 x 64.06 g ) de los productos ( 319.38  +  256.24) ( ley de la conservación de la masa)

CÁLCULOS QUÍMICOS

1. Cálculos masa a masa

La relación entre la masa de un reactante y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas de mayor frecuencia en química. Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas.

EJEMPLO: 

En la obtención de oxígeno, se descompone clorato de potasio por calentamiento. En una experiencia a partir de 30 g. de clorato, cuántos gramos de oxígeno se obtienen ?

(a) Método de las proporciones :

Se procede a escribir la ecuación química equilibrada :

2KClO3 →

2KCl

   +

 3O2

Se hallan los pesos mol de las sustancias problema :

Peso de 1 mol de KCl3   = 122,55 gPeso de 1 mol de O2 = 32 g

 

De acuerdo con la ecuación :

245,10 g de KClO3 producen 96 g de O2

30 g de KClO3             X                

(b)  Método del factor de la conversión :

Resumiendo la información cuantitativa que da la ecuación :

2KClO3 →

2KCl

   +

 3O2

245,10 g

 96 g

Se puede obtener un factor de conversión para pasar gramos de KClO3 ( sustancia conocida ) a gramos de oxígeno ( sustancia problema ).

El factor es :

Se multiplica la cantidad de sustancia dada, KClO3, por el factor de conversión para hallar la cantidad buscada :

 

2.  Cálculos mol-mol

Los problemas estequiometrícos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia. 

EJEMPLO: 

Cuantas moles de nitrógeno reaccionan con 0.75 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco ?. 

La ecuación equilibrada para esta reacción es : 

N2 + 3H2 → 2NH3

La ecuación equilibrada nos indica :

1 mol N2 reacciona con 3 moles H2

X moles N2 reaccionan con 0.75 moles H2

X = 0.25 moles de N2

3.  Cálculos con reactivo límite

Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diferentes experiencias, ocasionando el exceso de uno de los reactivos . Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la

sustancia que se consume en forma total o reactivo límite. 

EJEMPLO:   

Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. Cuántos gramos de NaCl se obtienen? 

La ecuación equilibrada es :

NaOH

+ HCl →NaC

l+

H2O

Lo primero que se debe hacer es determinar cuál es el reactivo límite. De acuerdo con la ecuación tenemos que : 

39,98 g de NaOH se combinan con 36,45 g de HCl15 g de NaOH se combinarán con X

X = 13,67 g de HCl 

Significa que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de HCL, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH  y con esa cantidad problema debemos determinar la cantidad de producto obtenido :

39,98 g de NaOH producen 58,43 g de NaCl15 g de NaOH producirían X g de NaCl