Prueba de folleto de Quimica de Maria Fernanda Sanchez

QUIMICA INORGÀNICA

Equipo:

Rafael Rubio Ramírez María Fernanda Sánchez Vidal Stephany Correa Narváez

7

K

1

5.2Principales clases de compuestos inorgánicos.

Proceso:

1. Se escriben las valencias de los elementos

Pb4+O2

2. Si son de valores iguales se eliminan

Pb2+O2 PbO

3. Si son valores desiguales se queda así

Re3+O2 Re2O3

4. Si son valencias pares se simplifica

Pb4+O2 PbO2

2

Nomenclatura inorgánica:

Hay tres tipos:

Sistema de Ginebra:

1era Regla; de Valencia fija:

Escribir el nombre del grupo funcional con el que se trabaja.

Se escribe “de” despues del nombre del grupo funcional.

Se escribe el nombre del elemento

Ejemplo:

CaO Oxido de Calcio

2da Regla; Elemento de 2 valencia:

Escribir el nombre del grupo funcional con el que se trabaja.

Se escribe la raiz del elemento

Se escriben las terminaciones según la valencia, si es la menor

la terminacion es oso; si es la mayor la terminacion es ico

Ejemplo:

PdO Oxido Paladoso

PdO2 Oxido Paladico

3era Regla de 3 o más valencias

Escribe el nombre del gpo funcional

Tabla:

Valencias Prefijos Raíz del elemento

Terminaciones

1,2 Hipo “” “” “” “” “” Oso

3,4 “” “” “” “” “” Oso

5,6 “” “” “” “” “” Ico

7,+ Per “” “” “” “” “” Ico

3

Nomenclatura Stock:

Escribir el nombre del gpo funcional

Escribir el nombre del elemento

Escribir Valencia con la que trabaja el elemento en números

romanos

Ejemplo:

NaO Oxido de Sodio (II)

Nomenclatura de prefijos griegos (SOLO APLICA A OXIDOS Y

ANHIDRIDOS)

Tabla:

Prefijos Núm. de valencia con la que acaba el Oxigeno

Mono 1 Di 2

Tri 3 Tetra 4

Penta 5

Hexa 6 Hepta 7

CO2 Dióxido de carbono

CO Monóxido de carbono

4

Óxidos

Cuando se suman un metal y un oxigeno:

M+O MO

Ejemplos:

Na2+O2 NaO Oxido de sodio

Anhídridos

Cuando se unen un No metal y un Oxigeno:

NM+O NMO

Ejemplos:

Se2+O2 SeO Anhídrido Selenioso

Hidróxidos

Cuando se suma un metal más un hidroxilo (OH-1):

M+ OH MOH

Ejemplo:

Mg2 + OH-1 Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio

Hidruros

M+H MH

Ejemplo:

Al3 + H1 AlH3 Hidruro de Aluminio

5

Ácidos:

Hidrácidos:

Cuando sumas un hidrogeno a un halógeno:

H + Halógenos H(Halógeno)

Ejemplo:

H + I HI Acido Yodhídrico

Oxiacidos:

Cuando sumas un Anhídrido con Agua:

NMO + H20 H2NMO3

Ejemplo:

CO2 + H20 H2CO3 Acido Carbónico

Sales:

Sales Haloideas:

Cuando se suman un Hidrácido con un Hidróxido:

H(Halógeno) + MOH M(HALOGENO) + H2O

Ejemplo:

HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de Sodio

Sales Acidas:

Cuando se suman un metal con Radical Acido

M + Radical Acido M(Radical Acido)

Ejemplo:

6

Cu2 + (HAsO4)2 CuHAsO4 Arseniato de Ácido Cúprico

Oxi-Sales:

Cuando suman un metal con un Radical Oxigenado

M + (Radical Oxigenada) M(Radical Oxigenado)

Ejemplo:

Fe2 + ClO1 Fe(ClO)2 Hipoclorito Ferroso

7

Unidad 6

6.1 Reacciones Químicas

Terminología de ecuaciones

= Produce

= Reacciona, mas, agrega

= Produce Reacción Reversible

= Se descompone y produce al aplicarle calor

(s) = Solido

(g) = Gaseoso

(l) = Liquido

(ac)= Solución acuosa

= Gas que se libera (se escribe a la derecha)

= Precipita (se escribe a la derecha)

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Reactivos Productos

8

Principales tipos de Reacciones

Síntesis o adición

Unión de 2 o más compuestos sencillos para formar un único

compuesto.

Ejemplo:

Fe + S FeS

2H2 + O2 2H2O

Descomposición

Es una reacción inversa a la de síntesis o adición

CaCO3 CaO + CO2

2H2O 2H2 + O2

Sustitución simple

Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos

sustituyen o reemplazan a otros átomos diferentes que forman

unidades fórmula de un compuesto.

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Fe + 2HCl FeCl2 + H2

Sustitución doble

Esta clase de reacciones ocurre entre 2 compuestos con intercambio de

elementos para formar 2 nuevos compuestos.

AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl

9

Entalpia

Proceso:

Ecuación correcta

Balanceado

Resultados

(-) Exotérmica

(+) Endotérmica

Formula

ΔHr = ΣΔH (productos) - ΣΔH (reactivos)

Ejemplo:

Ca(OH)2(S) + 2HCl(g) CaCl2(S) + 2H2O(l)

Ca(OH)2(S) = - 235.8

HCl(g) = - 22.06 X 2= -44.12 Kcal

(-44.12) + (-235.8) = -279.92 Kcal

CaCl2(S) = - 190

H2O(l) = - 68.32 X 2= - 136.64 Kcal

(-136.64) + (-190) = -326.64 Kcal

(-279.92) – (-326.64) = - 46.72 Kcal Exotérmica

10

Entropía

Proceso

Ecuación correcta

Balanceado

Resultados

(-) Reversible

(+) Irreversible

Formula

ΔHr = ΣΔH (productos) - ΣΔH (reactivos)

Ejemplos

4HCl(g) + O2(g) 2H2O(l) + 2Cl2(g)

4HCl(g)= 178.48 cal/mol K

O2= 49 cal/mol K

178.48 + 49 = 277.48 cal/mol K

2H2O(l)= 33.44 cal/mol K

2Cl2(g)= 106.58 cal/mol K

33.44 + 106.58= 140.02 cal/mol K

277.48 – 140.02= 87.46 cal/mol K Irreversible

11

6.2 Balanceo de ecuaciones

Método de Tanteo

Ejemplo

Zn + HCl H2 + ZnCl2

1_Zn_1

1_H_2

1_Cl_2

Después de balancear

Zn + 2HCl H2 + ZnCl2

1_Zn_1

2_H_2

2_Cl_2

12

Método Redox

Cuando un elemento se combina con el oxígeno se dice que se oxida.

Oxidación

Cuando pierde electrones

Cuando su número de oxidación aumenta 4

Reducción

Cuando gana electrones

Cuando su número de oxidación disminuye

Asignación del número de oxidación

Cuando no se combina con otro elemento su núm. de oxidación

El número de oxidación del hidrogeno es 1

El número de oxidación del oxígeno es -2

El de los halógenos es -1

Al elemento que se reduce se le llama oxidante; al que se oxida agente

reductor.

Oxidación

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Reducción

Ejemplo:

+1+5 -2 +1+3 -2 +1+5 -2 0 +1 -2

HBr/O3 + HN/O2 HN/O3 + Br + H2/O

+1+5 -2 0

13

HBr/O3 Br

+1+3 -2 +1+5 -2

HN/O2 HN/O3

Ahora checamos la tabla y notamos que el Br (Bromo) pasó de +5 a 0

esto quiere decir según a tabla que el bromo se redujo -5 y que el

nitrógeno pasó de +3 a +5 esto quiere decir que el nitrógeno se oxido

+2, entonces se hace lo siguiente:

-5e + HBrO3 Br

2e + HNO2 HNO3

Y se intercambian los electrones

(-5e + HBrO3 Br)2

(2e + HNO2 HNO3)5

Entonces el resultado es este:

-10e + 2HBrO3 2Br

10e + 5HNO2 5HNO3

Luego se restan los electrones y queda:

2HBr/O3 2Br

5HN/O2 5HN/O3

Se escribe la ecuación resultante:

2HBrO3 + 5HNO2 5HNO3 + 2Br + H2O

Comprobamos

2_Br_2 7_H_7 16_O_16 5_N_5

14

Todo está balanceado.

Método Algebraico

Proceso:

1. Escribir la ecuación correctamente

2. Asignar a cada compuesto de la formula una literal

3. Establecer ecuaciones algebraicas en relación al número de átomos de cada elemento en la reacción, la flecha se cambia por

el signo.

4. Asigne un valor arbitrario de 2 a la literal que más se repita y resolver.

5. Cada valor de la literal debe asignarse como coeficiente de cada

formula de la ecuación para ajustar la cantidad de átomos. 6. Cuando todos los valores son números propios para reducir se

saca la mitad.

7. Cuando existen fracciones de números se deben convertir a enteros multiplicando todos los valores con su mínimo valor

múltiplo.

Ejemplo:

1. HCl + Al(OH)3 AlCl3 + H2O

2. HCl + Al(OH)3 AlCl3 + H2O

Literales: a b c d

3. H: a + 3b= 2d Cl: a= 3c Al: b= c O: 3b= d

4. b= 2

H: a + 3(2)= 2d Cl: a= 3c Al: 2= c O: 3(2)= d

15

H: a + 6= 2d

Cl: a= 3c

Al: 2= c

O: 6= d

Entonces en aluminio si b=c y b es 2 entonces tenemos que c es igual a

2; y si 3b= d, entonces d es igual a 6.

Entonces se resuelve completo

a: 6

b: 2

c: 2

d: 6

5. 6HCl + 2Al(OH)3 2AlCl3 + 6H2O

6. Se saca mitad

3HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3H2O

16

Unidad 7

7.1 Estequiometria

La estequiometria se encarga de estudiar la relación entre cantidades de

sustancia tomando en cuenta la masa de acuerdo con:

Leyes Ponderales

El Volumen

Leyes Ponderales:

Ley de la Conservación de la Masa

Ley de las Proporciones Definidas

Ley de las Proporciones Múltiples o de Dalton

Ley de las Proporciones Reciprocas

Volumétricas:

Ley de los Volúmenes de Combinación

Ley de Avogadro

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Volumen Mol-Gramo

Ejemplo:

1.-¿Cuántos gramos de una molécula de oxigeno habrá en 10L

de este gas en condiciones de temperatura y presión normal?

Procedimiento:

1.- MM de O2: expresado en gramos.

16* 2= 32gr

2.- Relación Estequiometria:

X=(MM)(Volumen Sustituible)

VMG

3.- VMG= la constante= 22.4L

Sustitución:

X=(32gr)(10L)

22.4L

R=14.28gr

18

2.-¿Qué volumen ocupan 56gr de una molécula de nitrógeno

medidos a temperatura y presión normal?

Procedimiento:

1.- MM de N2: 28g

2.- Relación Estequiometria:

X= (W sust.)(V.M.G)

MM

3.- VMG= la constante= 22.4L

Sustitución:

X=(56gr)(22.4L)

28L

R=44.8L

19

Composición porcentual

Para calcular el porcentaje se hace lo siguiente:

1. H2O = H: 1 X 2= 2uma

O: 16 X 1= 16uma

18uma

18uma ------------ 100% (tomamos el 18 como 100%)

2uma --------------- X

R= 11.11

20

FORMULA REAL

1.- Conocer la composición porcentual

2.-Dividir el porcentaje de cada elemento entre el paso

atómico.

3.-Los valores encontrados se dividen entre el menor de ellos.

4.- Los números que expresan la relación anterior son los que

aparecerán como subíndices en la formula, si son decimales se

redondean y esa será nuestra formula empírica.

5.- Obtener la masa molar de la formula empírica.

6.- Para encontrar la fórmula real, se divide la masa molar que

da el problema entre la masa molar de la formula empírica.

7.- El valor obtenido del paso anterior se multiplica por la

formula empírica y esa será la formula real o molecular.

21

EJEMPLO:

1.- Encontrar la fórmula real de un compuesto cuyo análisis

porcentual es nitrógeno 30.43%, oxigeno 69.57%, y su peso

molecular es 92.

1: 2: 3:

N: 30.43% /14 =2.17 /2.17=1

O: 69.57% /16= 4.34 / 2.17= 2

4.- F.E.

N1O2

5.-M.M de N1O2 N: 1*14=14

O:2*16= 32

46

22

6.- 92

46

R=2

7.- F.R.

(N1O2)(2) = F.R.=N2O4

RELACIONES PONDERALES:

MOL-MOL

MOL-MASA

MASA-MOL

MASA-MASA

RELACIONES VOLUMETRICAS:

VOLUMEN-MASA

MASA-VOLUMEN

VOLUMEN-VOLUMEN

24

MOL-MOL

Ejemplo:

Calcular la cantidad en moles que se obtienen de hidróxido de

sodio, cuando reacciona 0.45 mol de hidróxido de calcio en la

ecuación carbonato de sodio más hidróxido de calcio

producen hidróxido de sodio más carbonato de calcio.

1.-Hacer la Ecuación:

Na2 CO3 + Ca(OH)2 NaOH + CaCO3

Balancear la Ecuación:

Na2Co3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCo3

25

2.- Mol a Obtener: NaOH=2mol

Mol a Reaccionar: Ca(OH)2= 1mol

(los moles dependen del coeficiente de la ecuación balanceada,

y si no tiene se le pone 1.)

3.- Relación Estequiometrica

X=(W sust.)(Mol Obtener)

Mol Reacciona

4.- Ssutituciòn:

X=(0.45mol)(2 mol)

1mol R=0.9 mol de NaOH

MOL-MASA

EJEMPLO:

1.-¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio se obtienen

cuando reacciona con 3.2 moles de amoniaco con suficiente

magnesio en la ecuación.

1.- NH3 + Mg Mg3 N2 + H2

Balanceada:

2NH3 + Mg Mg3 N2 + 3H2

2.-Obtener:

Mg3N2

26

Mg= 3*24=72

N=2*14=28

100gr

3.-Reacciona:NH3

NH3=2mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada)


X=(W sust.)(MM.Obtener)

Mol Reacciona

X=(3.2mol)(100gr)

2mol

R= 160gr de Mg3N2

MASA-MOL

EJEMPLO:

1.-¿Cuántos moles de HCl se necesitan para obtener 10gr de

cloruro hipomanganoso en la ecuación?

1.- HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2+ H2O

Balanceada:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2+ 2H2O

2.-Obtener:

MnCl2

Mn= 1*55=55

27

Cl2= 2*35=70

MM=125gr

3.-Reacciona:HCl

HCl=4mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada)


X=(W sust.)(Reacciona)

Obtiene

X= (10gr)(4mol)

125gr

R= 0.32 mol de MnCl2

MASA-MASA

EJEMPLO:

1.-Se requiere alcanzar 50gr de ácido sulfúrico ¿Cuántos

gramos de hidróxido de sodio se deben formar en la ecuación:

Acido Sulfúrico mas hidróxido de sodio más sulfato de sodio

más agua.

1.- H2SO4 +NaOH Na2SO4 +H2O

Balanceada:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 +2H2O

28

2.- MM Obtener

NaOH: Na:1*23=23

O:1*16=16

H:1*1=1

40gr *2 =80gr

3.-Reacciona: H2SO4

H: 2*1=2

S: 1*32=32

O: 4*16=64

98gr

4.-Relaciòn Estequiometrica

X=(W sust.)(Obtiene)

Reacciona

X= (50gr)(80gr)

98gr

R= 40.81 gr de NaOH

30

MASA-VOLUMEN

EJEMPLO:

1.-¿Cuántos litros de bióxido de carbono se obtienen cuando se

descompone 20gr de carbonato de calcio en la ecuación

carbonato de calcio se descompone y produce oxido de calcio

más bióxido de carbono?

Ecuación:

1.- CaCO3 CaO + CO2

Ecuación Balanceada:

2.-CaCO3 CaO + CO2

3.- MM Reacciona: CaCO3

31

Ca:40*1=40

C: 12*1=12

O: 16*3=48

100gr

3.-Obtener = Usaremos la constante.

CO2 = 22.4L

4.- Relación Estequiometrica:

X=(W sust.)(Obtener)=VG

Reacciona

X= (20gr)(22.4L)

100gr

R=4.48L de bióxido de carbono

VOLUMEN-MASA

EJEMPLO:

1.-¿Cuántos gramos de clorato de potasio se necesitan para

obtener 10L de oxígeno en la ecuación: Clorato de potasio se

descompone y produce cloruro de potasio más una molécula

de oxigeno ?

Ecuación:

1.- KClO3 KCl + O2


2.- 2KCl3 2KCl + 3O2

3.- MM Reacciona: KClO3

32

K: 39*1=39

Cl: 35*1=35

O: 16*3=48

122gr *2 (porque tiene coeficiente 2)


O2 = 22.4L*3 (Porque tiene coeficiente 3) = 67.2L


X=(W sust.)(Reacciona)

Obtiene

X= (10L)(244gr)

67.2L

R=36.30 gr de Clorato de Potasio

Volumen-Volumen

EJEMPLO:

1.- Encontrar el volumen en litro de una molécula de oxigeno

que reacciona para obtener 50L de óxido de azufre en

condiciones de temperatura y presión normal en la ecuación:

Bisulfuro de Carbono más una molécula de oxigeno más

oxido de carbono más anhídrido sulfuroso.(val.4)

Ecuación:

1.- Cs2 +O2 CO2+ SO2


2.- Cs2 + 3O2 CO2+ 2SO2

33

3.- Reacciona: O2

Usaremos la constante: 22.4L *3 (tenemos coeficiente 3)

=67.2L


O2 = 22.4L*2 (Porque tiene coeficiente 2) = 44.8L


X=(Vol. sust.)(Reacciona)

Obtiene

X= (50L)(67.2L)

44.8L R= 7.5L de O2

R=36.30 gr de Clorato de Potasio

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