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Química III – Breviario Académico Completo – Examen Final

Química: ciencia que estudia la estructura interna de la materia, sus

cambios y transformaciones relacionadas con la energía. Es la ciencia que

estudia los materiales (la materia) del universo y los cambios que estos

experimentan.

Materia: Es aquello de lo que está compuesto el universo, que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.

Ciencia:

o Método empírico: se adquiere a través de la experiencia

o Método científico: requiere observación (con variable), hipótesis

(suposición) y experimentación (comprobación) para convertirse en

ley o teoría.

Notación Científica

Es la expresión de un número como el producto del 1 al 10 y la potencia

adecuada de 10.

o Ejemplo:

o 38,000,000 = 3.8x107 , izquierda es potencia positiva (+)

o 0.00000038 = 3.8x10-7, derecha es potencia negativa (-)

Ejemplos:

3,500 = 3.5x103

40 = 4x101 = 4x10

0.00003 = 3x10-5

Ciencias naturales

Físicas Bioquímica Biológicas

Física Química Estudia todas las

reacciones químicas

en un organismo vivo

Biología


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Conversión de unidades

Sistema Internacional:

Masa Kilogramo kg

Longitud Metro m

Tiempo Segundo s

Temperatura Kelvin K

Cantidad de materia

Mol mol

o 1 m = 1.094 yd

o 1 milla= 1.609 km

o 1 ft = 30.48 cm

o 1 in = 2.54 cm

o 1 lb = 0.453 kg

o 1 kg = 2.205 lb

o 1 gal = 3.785 L

o 1 cm3 = 1 mL

o 1 m3 = 1 x 106 cm3

o 1 ft3 = 0.028 m3

Ejemplos:

o 6531m – millas:

o 6531m 1km 1milla = 4.059 millas

o 1000m 1.609km

o 10 yd – km:

o 10yd 1m 1km = 9.14x10-3 km

o 1.094yd 1000m

o 57 lb – g:

o 57lb 1kg 1000g = 25850.340 g

o 2.205lb 1kg

o 6.1 kg/ml – lb/L:

o 6.1kg 2.205lb 1000ml = 13450.5 lb/L

o ml 1kg 1L


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Escalas/Conversión de temperatura

Farhenheit °F Celcius °C Kelvin K

Ebullición 212 °F 100 °C 373 K

Congelación 32 °F 0 °C 273 K

Cero absoluto -460 °F -273 °C 0 K

Fórmulas:

De °C a K: K = °C + 273

De °C a °F: °F = 1.8 (°C) + 32

De K a °C: °C = K – 273

De °F a °C: °𝐶 = °𝐹−32

1.8

o Ejemplos:

o 77K a °C:

o 77 – 273 = -196°C

o 115°C a °F:

o 1.8(115) + 32 = 239°F

o 78°F a °C:

o 78−32

1.8 = 25.5°C

o -30°F a K:

o −30−32

1.8 = -34.4°C

o -34.3°C + 273 = 238.5K

Densidad

Densidad: Cantidad de materia en un volumen determinado; relación de

masa y volumen.

𝜌 =𝑚

𝑣

o 𝜌 = densidad

o m = masa

o v = volumen

La densidad del agua es 1 g/ml


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Ejemplos:

o Calcula la densidad en g/ml, cuando m=567g y v=350ml

o Datos Fórmula Sustitución Resultado

o 𝜌 = x 𝜌 =𝑚

𝑣 𝜌 =

567g

350ml 𝜌 = 1.654g/ml

o m=567g

o v=350ml

o Determina la densidad de una esfera de paladio que tiene una masa

de 155.67g si ocupa un volumen de 12.95cm3; escribe el resultado

en g/ml

o Datos Fórmula Sustitución Resultado

o 𝜌 = x 𝜌 =𝑚

𝑣 𝜌 =

155.67g

12.95ml 𝜌 =12.02g/ml

o m=155.67g

o v=12.95cm3=12.95ml

Estados de agregación

Sólido Líquido Gas Fuerza de atracción

muy alta entre moléculas

Moléculas muy unidas

Densidad alta Forma definida Alta EP y baja EC Volumen definido Casi no son

compresibles Solo vibra

Fuerza de atracción media entre sus moléculas

Moléculas separadas Densidad media Forma indefinida,

adopta la del recipiente

EP=EC Volumen definido Ligeramente

compresibles Se deslizan

Fuerza de atracción baja entre sus moléculas

Moléculas totalemtne separadas

Densidad muy baja Forma indefinida,

adopta la del recipiente

Alta EC y baja EP Volumen indefinido Muy compresible Alto movimiento

EP=energía potencial EC=energía cinética

Cambios de estado: son físicos

Sólido Líquido Gas

Sublimación

Deposición

Fusión Evaporación

Condensación Solidificación Congelación


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Toda la materia tiene dos propiedades:

o Físicas: Aquellas que se pueden medir y observar sin alterar la estructura interna de la materia (masa, longitud, volumen, peso)

o Químicas: Aquellas que se observan solo si se efectúa una alteración química, cuando la materia cambia de una sustancia a otra (reacción) (combustión, oxidación, digestión, fermentación)

Las propiedades físicas pueden ser:

o Intensivas: Aquellas que no dependen de la cantidad de materia (velocidad, densidad, solubilidad, punto de: ebullición, congelación y fusión).

o Extensivas: Aquellas que si dependen de la cantidad de materia (longitud, masa, volumen, peso).

La materia puede separar sus componentes por dos métodos:

o Físicos: Separan mezclas, se obtienen sustancias.

o Químicos: Separan compuestos, se obtienen elementos.

Métodos de separación

Evaporación: Se fundamenta en el punto de ebullición y condensación de

un líquido, se usa en mezclas homogéneas o heterogéneas.

Destilación: se fundamenta en los puntos de ebullición y condensación, se

usa en mezclas homogéneas liquido-líquido y líquido-sólido

Materia

Sustancias puras:

composición constante

con

Mezclas: composición

variable

Elemento: Materia que no puede descomponerse en sustancias más sencillas.

Compuesto: Es la sustancia con la misma composición pero con propiedades diferentes a sus componentes.

Homogénea: Es

aquella que no se

distinguen sus

fases y composición

es igual en todas

sus partes

Heterogénea: Es

aquella que si se

distinguen sus

fases y su

composición es

diferente en todas

sus partes


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Filtración: Se fundamenta en la gravedad y solubilidad, se usa en mezclas

heterogéneas sólido-líquido

Sublimación: Se fundamenta en que una sustancia sea sublimable

(componente sublimable como el yodo), se usa en mezclas heterogéneas

sólido-sólido

Decantación: Se fundamenta en la diferencia de densidades y solubilidad,

se usa en mezclas heterogéneas sólido-líquido y líquido-líquido

Imantación: Se fundamenta en la magnetización (un metal que puede ser

atraído por un imán), se usa en mezclas heterogéneas solido-líquido y

solido-solido

Cristalización: Se fundamenta en la evaporación y se usa en mezclas

homogéneas sólido-liquido

Cromatografía: Se fundamente en la adsorción que cuenta con dos fases:

estacionaria y móvil; se usa en mezclas homogéneas sólido-líquido y

líquido-líquido.

Energía

Capacidad para realizar un trabajo o producir calor.

Energía Potencial: Aquella debida a la posición del objeto.

Energía Cinética: Aquella debida al movimiento del objeto, la adquiere al moverse.

Energía Química: Aquella que es absorbida o liberada como resultado de una reacción química.

Temperatura: energía cinética promedio de las moléculas de un cuerpo.

Calor: Flujo de energía debido a una diferencia de temperatura; caliente a frio hasta llegar al equilibrio térmico.

Ley de la Conservación de la Energía: “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”

En las reacciones (Rx´s) el flujo de energía (calor) puede ser en dos sentidos:

o Exotérmica: Cuando a partir de la Rx la energía fluye al exterior.

o Endotérmica: Cuando la energía fluye en dirección a la Rx.

La materia tiene dos propiedades relacionadas con el calor:


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o Calor específico: (propiedad intensiva) La cantidad de energía necesaria para elevar un grado Celsius un gramo de cualquier sustancia. Símbolo: c, s

o Capacidad calorífica o calor (propiedad extensiva): Cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia. Formula: Q = m.s.ΔT

o Q = calor

o m = masa

o s = calor específico

o ΔT = diferencia de temperatura, Tf – Ti

Ejemplos:

o Obtén la energía (calor) utilizada en el proceso de elevar la temperatura de 315.87g de diamante de una temperatura de 20°C a

538°C. Escribe el resultado en KJ (kilojoules) sdiamante=0.518𝐽

𝑔°𝐶

o Datos Fórmula Sustitución

o Q = x Q = m.s.ΔT Q=(315.87g) (0.518𝐽

𝑔°𝐶)(518°C)

o m = 315.87g Q= 84755.501J 1 KJ

o s = 0.518𝐽

𝑔°𝐶 1000J

o ΔT = 538°C-20°C=518°C Resultado: Q=84.755KJ

o ¿Qué calor genera un trozo de aluminio que posee una masa de

610g y pasa de 76°C a 130°C? (s=0.9J/g°C)

o Datos Fórmula Sustitución

o Q = x Q = m.s.ΔT Q=(610g)(0.9 J/g°C)( 54°C)

o m = 610g

o s = 0.9J/g°C Resultado: Q=29646J

o ΔT = 130°C-76°C=54°C


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o Determina la temperatura inicial de una barra de plomo que llegó a

una temperatura final de 457.89°F si su masa es de 789.45 lb y

requirió una cantidad de energía de 2,443.432 Kcal. sPb=0.129 𝐽

𝑔°𝐶

1lb=0.453Kg, 1cal=4.184J

o Datos

o Ti = x

o Q = 2,443.432Kcal 1000 cal 4.184 J = 10,223,319.49J

o 1 Kcal 1 cal

o m = 789.45lb 0.453 Kg 1000g = 357,620.85g

o 1 lb 1 Kg

o s = 0.129 𝐽

𝑔°𝐶

o Tf = 457.89°F: 457.89−32

1.8 = 236.605°C

o Fórmula Sustitución

o Q = m.s.(Tf-Ti) Ti = 236.605°C - 10,223,319.49J

(357,620.85g)(0.129 𝐽

𝑔°𝐶) = 15°C

o Resultado: Ti = 15°C

Teoría Atómica

La materia es continua y está formada por partículas distintas.

Átomo: Partícula fundamental más pequeña de la materia

Las teorías permiten explicar las propiedades de las sustancias.

Ti = Tf - 𝑄

𝑚.𝑠


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La evolución de la teoría atómica fue la siguiente:

o Demócrito

La materia es discontinua y está formada por partículas indivisibles. A estas partículas se les denominó átomos. Su principio: “Los átomos son eternos, inmutables e indivisibles”.

o Antoine Lavoisier

Estableció la ley de la conservación de la materia rechazando la teoría del flogisto, descubrió al oxígeno.

o Joseph Proust

Estableció la ley de las proporciones definidas

o John Dalton

1. Toda la materia está formada por átomos

2. El átomo es indivisible

3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí.

“Pequeña pelota de materia”, se le conoce como el modelo de la bola de billar.

o Joseph J Thomson

Determinó que el átomo tiene cargas y descubrió el electrón. Se conoce como el modelo del panqué o budín con pasas.


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o Ernest Rutherford

Determino la presencia de un núcleo sólido positivo. Introdujo el término de protón. 1932 introdujo con Chadwick el término neutrón, se conoce como el “modelo atómico nuclear” o “corteza terrestre”. Los electrones están girando a la misma distancia del núcleo.

o Niels Bohr

Los electrones giran alrededor del núcleo pero en niveles (órbitas) las cuales tienen espacio entre ellas. Si un electrón se mueve de nivel gana energía, se conoce como el modelo del “sistema solar”.


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o Erwin Schrödinger

Modelo atómico de mecánica cuántica, los electrones no solo se mueven en niveles (orbitas), sino en orbitales (espacio donde puedo encontrar un electrón).

o

Partículas subatómicas

Todo átomo está constituido por tres sub unidades fundamentales:

o Protones (+) en el núcleo

o Neutrones (sin carga pero con masa, es decir, ±) en el núcleo

o Electrones (-) en orbitales

Simbología:

X Número Atómico (Z): Número de protones que tiene en el núcleo, es igual

al número de electrones.

Masa atómica (A): Suma de protones y neutrones que tiene el elemento.

o Se puede obtener el número de neutrones haciendo una resta A-Z= Número de neutrones.

En un átomo neutro, el número de protones es igual al de neutrones

Ejemplo:

P

Isótopos: Átomos con el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A).

p+# 15

e-# 15

n0# 31-15 = 16

A

Z

31

15


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o 11H (Protio), 21H (Deuterio), 31H (Tritio)

Los átomos también pueden generaciones. Ion: Átomo al que se le añaden o retiran uno o más electrones.

Existen dos tipos de iones:

o Catión: Átomo neutro que pierde uno o más de sus electrones y queda con carga positiva.

o Anión: Átomo neutro que gana uno o más electrones y queda con carga negativa.

Ejemplos

10847Ag+1 127

53I-1 56

26Fe 17571Lu+3

e-# 46 54 26 68

p+# 47 53 26 71

n0# 61 74 30 104

A 108 127 56 175

Z 47 53 26 71

Carga Neta +1 -1 0 +3

Ión catión anión neutro catión

Radiaciones

Radiación: Emisión y transformación de la energía a través del espacio (en forma de ondas).

Se puede clasificar:

o Por su origen:

Natural: Aquella que procede de radioisótopos que se encuentran presentes en el aire, cuerpo, alimentos y corteza terrestre.

Artificial: Aquella producida mediante equipo o métodos desarrolladas por el ser humano o por elementos naturales manipuladas por el ser humano.

o Por su composición:

Corpuscular: Es aquella que incluye una cantidad de masas (protones y/o neutrones). Se divide en dos:

Rayos α: Núcleos ionizados por 2 protones y 2 neutrones (Núcleos de Helio [42He]). Carecen de electrones.


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o Ejemplo: 23492U 230

90Th + 42He

Rayos β: Es un electrón que sale despedido de su órbita (0

-1e)

o Ejemplo: 126C 12

7N + 0-1e

Electromagnético: Aquella que está formado por energía

(fotones), radiación ᵧ , sólo forma energía

o Por su radioactividad:

Ionizante: Rayos X y γ desprende electrones y iones.

No ionizante: desprende altas ondas de radio, los electrones cambian de niveles

Fusión Nuclear: Proceso por el cual varios núcleos atómicos de carga similar se unen para formar un núcleo más pesado. Se acompaña de la liberación o absorción de energía. (Ejemplo: 2

1H [deuterio] + 31H [tritio] en fusión--->Helio y un neutrón [42He + 01n])

Fisión Nuclear: Proceso por el cual un núcleo pesada se divide en dos o más núcleos pequeños. Se generan subproductos como neutrones, fotones, partículas α y β.

Espectro electromagnético: La distribución energética del conjunto de ondas.

El espectro se divide en base a su longitud de onda:

o Rayos Gamma γ: Radiación producida generalmente por elementos

radioactivos, es capaz de penetrar la materia. Se puede utilizar para esterilizar equipos.

o Rayos X: se usan en radiografías

o Luz Ultravioleta (UV): (radiación ultravioleta) Rayos menos penetrantes que los rayos gamma y X. Sol es una fuente importante emisora.

o Luz Visible: Rango del espectro electromagnético que puede ser percibido por el ojo humano, todos los colores.

o Luz Infrarroja: calor

o Microondas: calor y comunicaciones

o Ondas de radio: se pueden transformar en energía sonora y comunicación


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Tabla Periódica

Es la representación gráfica de los elementos conocidos por el ser humano; en ella se clasifican y ordenan los elementos conforme a sus propiedades y número atómico.

Clasificación:

Grupos:

o Son las columnas verticales.

o También llamados Familias.

Periodos:

o Son las columnas horizontales.

Metaloides: B, Si, Ge, As, Sb, Te, At, Po

Cada elemento tiene las mismas propiedades pero su valor marca la diferencia.

Propiedades:

o Electronegatividad: Capacidad de un átomo de atraer electrones.

o

Elemento más electronegativo: Flúor

o Electropositividad: Capacidad de un átomo para ceder electrones.

o

Elemento más electropositivo: Francio


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o Radio atómico: La mitad de la distancia entre dos núcleos del mismo elemento.

o

o Número de oxidación: Número que representa la cantidad de electrones que están involucrados en la formación de compuestos entre los elementos.

Alótropo: un mismo elemento con diferentes formas

Metales No metales

Conducen electricidad

Pocos electrones en su último nivel

Conducen calor

Forman cationes

Mayor porcentaje en naturaleza

Brillosos

Dúctiles y maleables

Cambian de forma fácilmente

Se oxidan

Estado sólido excepto mercurio

Forman aleaciones

Indispensables en el metabolismo

No conducen electricidad

Muchos electrones en su último nivel

No conducen calor

Forman aniones

Mayor porcentaje de compuestos

Sin brillo

No son dúctiles ni maleables

-

No se oxidan

3 estados de agregación

No forman aleaciones

Fundamentales en materia viva

Familias: o IA: metales alcalinos, número de oxidación: +1 o IIA: metales alcalinotérreos, número de oxidación: +2 o IIIA: térreos, número de oxidación: +3 o IVA: carbonoides, número de oxidación: +2, +4 o VA: nitrogenoides, número de oxidación: (-3), +1, +3, +5 o VIA: calcógenos, número de oxidación: (-2), +2, +4, +6 o VIIA: halógenos, número de oxidación: (-1), +1, +3, +5, +7 o VIIIA: gases nobles, no reaccionan

Reglas para calcular números de oxidación 1. Elementos solos y moléculas diatómicas tienen número 0 2. Todos los metales de la familia IA su número es +1 3. Todos los metales de la familia IIA su número es +2 4. Elementos en familia par, número par y non, non


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5. El Oxígeno siempre es -2 excepto en peróxidos, es -1 6. El hidrógeno como catión es +1 y como catión es -1 7. Flúor siempre será -1 8. Cl, Br, I cuando se unen con oxígeno son positivos (+) 9. Todos los compuestos son neutros.

Configuración electrónica

n – nivel se energía (orbita)

l – subnivel de energía, orbitales

Con el modelo de Schrödinger se pudo saber cómo estaban distribuidos los electrones.

Existen diferentes tipos de orbitales, los que tienen cierta capacidad para los electrones:

o s = 2e-

o p = 6e-

o d = 10e-

o f = 14e-

Existen 7 niveles (órbitas) para que puedan ser llenadas por los electrones

Dentro de cada nivel existen ciertos orbitales

Para saber que orbitales hay, y en qué orden están se sigue el diagrama de

Moeller:

Conociendo su configuración electrónica de un elemento, se puede saber su posición en la tabla periódica:

o El último nivel (órbita) indica el periodo.

o La suma de electrones del último nivel (órbita) indica la familia.


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o Ejemplo:

86X: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6

o Periodo: 6 o Familia: VIIIA o Elemento: Rn

Ley de octeto: los elementos con 8 electrones en su último nivel de energía no forman compuestos

Nomenclatura Química Inorgánica

Compuestos

Binarios:

o Compuestos con “O” (oxígeno):

Óxidos (Metal +Oxígeno)

Anhídridos (No Metal + Oxígeno)

Peróxidos (No Metal + O2 )

o Compuestos con “H” (Hidrógeno):

Hidrácidos (Hidrógeno + No Metal)

Hidruros (Hidrógeno + Metal)

o Sales Binarias (Metal + No Metal)

Terciarios:

o Hidróxidos (Metal + Anión hidroxilo {OH})

o Oxiácidos (Hidrógeno + No Metal + Oxígeno)

o Sales Terciarias, Oxisales (Metal + No Metal + Oxígeno)

Óxidos (Básicos) Metal + O-2

Para nombrarlo hay que tomar en cuenta la valencia del metal, si es su valencia mayor usamos la terminación -ico y si es menor, la terminación -oso, según lo indica la tabla:

Catión Anión


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# Oxidación Terminación

7 Per -ico

5,6 -ico

4,3 -oso

1,2 Hipo -oso

Esto es para la nomenclatura IUPAC

Para la nomenclatura STOCK se escribe: “Óxido de nombre del metal (no romano dependiendo de su oxidación)”

Ejemplos:

Cu2O: IUPAC: óxido cuproso. STOCK: óxido de cobre I

CuO: IUPAC: óxido cúprico. STOCK: óxido de cobre II

BaO: para ambas óxido de bario

Anhídridos No metal + O-2

Anfótero: elemento que se puede comportar como metal y como no metal, pero en su mayor valencia: Cr y Mn

Para nombrarlos se utilizan las mismas reglas que para óxidos

Ejemplo:

Cl2O5: IUPAC: anhídrido clórico. STOCK: anhídrido de cloro V

Sales Binarias Metal + No metal

El anión siempre termina en URO

IUPAC: raíz del anión + URO + metal: -ico, -oso

STOCK: raíz del anión + URO + de + nombre del metal+ (# romano)

Tabla de sales binarias

Cl-1 = Cloruro F-1 = Fluoruro Br-1 = Bromuro I-1 = Yoduro At-1 = Astaturo

Se-2 = Selenuro Te-2 = Teluro S-2 = Sulfuro

N-3 = Nitruro As-3 = Arseniuro P-3 = Fosfuro

C-4 = Carburo

Catión Anión

Catión Anión


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Hidrácidos Hidrógeno + No metal

IUPAC: ácido “raíz del metal”hídrico

No tiene nombre STOCK

Tabla de aniones

F-1 = Fluorhídrico Cl-1 = Clorhídrico Br-1 = Bromhídrico I-1 = Yodhídrico *CN-1 = Cianhídrico

S-2 = Sulfhídrico

Hidruros Metal + H-1

IUPAC: Hidruro + raíz del metal + -ico, -oso

STOCK: Hidruro + de + metal + (# romano)

Ejemplos: o LiH: Hidruro de litio o CoH2: IUPAC: hidruro cobaltoso STOCK: hidruro de cobalto III

Hidróxidos Metal + OH-1

IUPAC: Hidróxido + raíz del metal + -ico, -oso

STOCK: Hidróxido + de + metal + (# romano)

Ejemplos:

NaOH: hidróxido de sodio

Au(OH)3: IUPAC: Hidróxido áurico. STOCK: Hidróxido de oro III

Oxiácidos H+1 + NoM+O

Catión Anión

Catión Anión

Catión Anión

Catión Anión


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IUPAC: ácido + nombre del anión

Tabla de aniones:

NO2-1 = nitroso

NO3-1 = nítrico

ClO-1 = hipocloroso ClO2

-1 = cloroso ClO3

-1 = clórico ClO4

-1 = perclórico

IO-1 = hipoyodoso IO3

-1 = yódico IO4

-1 = periódico BrO-1 = hipobromoso MnO4

-1 = permangánico

CO3-2 = carbónico

SO3-2 = sulfuroso

SO4-2 = sulfúrico

CrO4-2 = crómico

Cr2O7-2 = dicrómico

MnO3-2 =

manganoso

PO3-3 = fosforoso

PO4-3 = fosfórico

BO3-3 = bórico

AsO3-3 = arsenioso

AsO4-3 = arsénico

*SiO3-3 = silícico

Oxisales (sales terciarias) Metal + NoM+O

IUPAC: nombre del anión –ito, -ato + raíz del metal –oso, -ico

STOCK: nombre del anión –ito, -ato + nombre del metal + (# romano)

Tabla de aniones:

NO2-1 = nitrito

NO3-1 = nítrato

ClO-1 = hipoclorito ClO2

-1 = clorito ClO3

-1 = clorato ClO4

-1 = perclorato

IO-1 = hipoyodito IO3

-1 = yodato BrO-1 = hipobromito MnO4

-1 = permanganito

CO2-2 = carbonito

CO3-2 = carbonato

SO3-2 = sulfito

SO4-2 = sulfato

CrO4-2 = cromato

Cr2O7-2 = dicromato

MnO3-2 = manganito

PO3-3 = fosfito

PO4-3 = fosfato

BO3-3 = borato

AsO3-3 = arsenito

AsO4-3 = arseniato

Peróxidos No metal + O2

-2

Ejemplos: o H2O2 = Peróxido de hidrógeno o Na2O2 = Peróxido de sodio o K2O2 = Peróxido de potasio

Valencias de metales: o Cr: +2, +3, +6 o Mn: +2, +3, +4, +6, +7 o Fe: +2, +3

Catión Anión

Catión Anión


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o Co: +2, +3 o Ni: +2, +3 o Cu: +1, +2 o Zn: +2 o Pd: +2, +4 o Ag: +1 o Cd: +2 o Pt: +2, +4 o Au: +1, +3 o Hg: +1, +2

Aire

Es indispensable para la vida

En mezcla homogénea: nitrógeno 78%, oxígeno 21%, vapor de Agua (0.01% a 4%), Argón 1%, CO2 0.036%

Procesos del aire:

1. Efecto Invernadero:

Atrapa el calor de la superficie.

Gases que lo provocan: CO2, N2O, CH4.

Problema: Calentamiento global.

2. Capa de Ozono:

Filtración de rayos UV.

Molécula de O3

Gases contaminantes: CFC´s.

Problema: Agotamiento capa de Ozono.

Capas de la atmósfera: 1. Tropósfera: es la capa más cercana al suelo, en ella se encuentra la

biósfera 2. Estratósfera: en ella se encuentra la capa de ozono 3. Mesósfera 4. Termósfera: es la capa más alejada de la superficie, en ella se

encuentra la ionósfera y se realizan las comunicaciones por ondas vía satélite.


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Lluvia Acida

Está presente de forma normal en el medio ambiente, su pH es de 5.0 a 5.6.

Sin embargo puede llegar a reducir su pH por efecto de la acumulación de gases contaminantes como SO2, CO2, NO2)

Reacciones involucradas en la generación de lluvia ácida:

o 2NO2 + H2O ---->HNO3 + HNO2

o SO2 + H2O ----> H2SO3

o SO2 + O2 ---->SO3

o SO3 + H2O ---> H2SO4

Enlaces Químicos: Unión o interacción de elementos para formar un compuesto.

Iónico: Enlace en el que un elemento cede totalmente sus electrones y el otro los atrapa

Covalente

o Polar: Cuando las electronegatividades son diferentes pero no lo suficientemente fuertes para separarlos.

o No Polar (Puro): Cuando une elementos iguales.

Metálico: Unión de metales para formar una aleación.

Coordinado: Es cuando proporciona los dos electrones para el enlace (a diferencia del covalente donde es uno y uno)

Estequiometria

Masa Atómica (peso atómico) : Es la cantidad de materia en un átomo expresada en unidades de masa atómica(u.m.a)

Mol: cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12g de carbono (n). Siempre va a ser equivalente a la masa atómica de un elemento, molécula o compuesto

1. Ejemplos:

1molS = 32g (su masa molecular expresada en gramos)

1molH20 = 18g


23

1 mol de NaOH = 40g

2. Para determinar la cantidad de moles de una sustancia se usa una relación de “regla de 3” ejemplo:

3. Determina cuántos moles hay en 115g de Ca:

1 mol Ca 40g

X 115g

R= 2.87molCa

4. Para calcular gramos se utiliza la misma fórmula

Número de Avogadro: cantidad de átomos o moléculas que conforman un Mol. Para calcularlo se usa de la misma manera una regla de 3

1. 1 mol de x = 6.022x1023 átomos de x.

Masa Molecular (Peso Molecular): Suma de masas atómicos en una materia

Fórmula Porcentual: es la que nos indica el porcentaje que hay de cada elemento en un compuesto

Ejemplo: Calcular el porcentaje de Calcio, Azufre y Oxígeno de CaSO4

1. Calcular el peso molecular del compuesto

CaSO4 = 136g

2. Calcular el peso molecular de cada elemento

Ca = 40g S = 32 g O4 = 16 x 4 = 64g

3. Hacer una relación entre la masa del compuesto y los elementos

Ca = 40

136 × 100 = 29.41%

S = 32

136 × 100 = 23.52%

O4 = 64

136 × 100 = 47.05%


24

Fórmula Mínima (o empírica)

Es la mínima relación entre compuestos. Se obtiene a partir del porcentaje. Sus pasos son:

1. Suponer una muestra de 100g y transformar los porcentajes a gramos

2. Calcular los moles de cada elemento 𝑚𝑜𝑙 =𝑚𝑎𝑠𝑎

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜

3. Elegir el resultado del paso anterior con menor valor 4. Dividir todos los moles entre el resultado de menor valor 5. Si hay fracciones, multiplicar por un número entero (o si termina el

paso anterior en .5 o mayor) 6. Con los resultados obtenidos construir la fórmula

Ejemplo:

Calcular la fórmula mínima de C=75.45%, H=6.587%, N=8.383% y O=9.521%

Pasos 1 2 4 5

C 75.45g 75.45

𝟏𝟐 = 6.28

6.28

𝟎. 𝟓𝟗𝟖= 10. 𝟓

10.5 x 2 = 21

H 6.587g 6.587

𝟏 = 6.587

6.587

𝟎. 𝟓𝟗𝟖= 11.01

11 x 2 = 22

N 8.383g 8.383

𝟏𝟒 = 𝟎. 𝟓𝟗𝟖

0.598

𝟎. 𝟓𝟗𝟖= 1

1 x 2 = 2

O 9.521g 9.521

𝟏𝟔 = 𝟎. 𝟓𝟗𝟖

0.598

𝟎. 𝟓𝟗𝟖= 1

1 x 2 = 2

Fórmula mínima = C21H22N2O2

Fórmula Molecular: (o verdadera)

Pasos: 1. Calcular la fórmula mínima 2. Calcular la masa molecular de la fórmula mínima 3. Dividir la masa molecular verdadera de la masa molecular de la mínima 4. Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima por el factor entero

Ejemplo: Calcular la fórmula molecular de la cafeína a partir de:

o PM (peso molecular) = 194.2𝑔

𝑚𝑜𝑙⁄

o C = 49.48% o H = 5.19% o N = 28.25% o O = 16.48%

Pesos moleculares de cada

elemento (obtenidos de la

tabla periódica)

Paso 3: seleccionar el valor

más pequeño (como son

iguales, se toma cualquiera)

Como

termina en

.5, se sigue

al paso 5

para

obtener los

coeficientes

(multiplicar

x2) si

terminase

en .4 o

menor, se

utilizan

estos

valores

como los

coeficientes

Menor de .4 no se

toma en cuenta


25

1.-

C 48.48g 48.48

𝟏𝟐 = 4.123

4.123

𝟏. 𝟎𝟑 = 𝟒. 002

H 5.19g 5.19

𝟏 = 5.19

5.19

𝟏. 𝟎𝟑 = 𝟓. 038

N 28.25g 28.25

𝟏𝟒 = 2.06

2.06

𝟏. 𝟎𝟑 = 𝟐

O 16.48g 16.48

𝟏𝟔 = 𝟏. 𝟎𝟑

1.03

𝟏. 𝟎𝟑 = 𝟏

2.-

C4H5N2O

C4 = 48

H5 = 5

N2 = 28

O = 16

97

3.-

194.2

97= 𝟐. 002

4.-

C4 x 2 = 8 C8

H5 x 2 = 10 H10

N2 x 2 = 4 N4

O1 x 2 = 2 O2

Fórmula molecular: C8H10N4O2

Gases

Gas: Estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen determinado, adoptando el de los recipientes que los contengan. A estos, les influyen tres factores:

Presión: Sirve para caracterizar como se aplica una determinada fuerza resultante sobre una superficie.

Volumen: Espacio ocupado por un cuerpo.

= C4H5N2O

+


26

Temperatura: Energía interna de un sistema, es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema.

Características generales de los gases:

Mezclas homogéneas Forma indefinida, toman la del recipiente Moléculas muy separadas Densidad baja Compresibles Volumen indefinido Baja energía potencial y alta cinética Moléculas tienen movimiento en “zigzag” llamado movimiento browniano

Leyes de los gases:

Boyle: A mayor presión, menor volumen en temperatura constante

o P1V1 = P2V2

o Ejemplo:

o Se tienen 12 litros de un gas a 253312.5 Pa de presión ¿Cuál será el volumen si la presión a 506.625 Pa y la temperatura no varió?

Datos Fórmula Despeje Operación Resultado

V1 = 12L P1 = 253312.5 Pa P2 = 506.625 Pa V2 =?

P1V1 = P2V2

𝑉2 = 𝑃1𝑉1

𝑃2 𝑉2 =

(253312.5𝑃𝑎)(12𝐿)

506.625𝑃𝑎

V2 = 6000L

Charles: A mayor temperatura, mayor volumen en presión constante

o 𝑽𝟏

𝑻𝟏=

𝑽𝟐

𝑻𝟐

P (presión) atm, mmHg, Pa

V (volumen) Litros (L)

T (temperatura) Kelvin (K)


27

o Ejemplo:

o Determine la temperatura alcanzada cuando el volumen de un gas es 10.5dm³ medido a 12°C y 0.82 atm se expande a presión constante hasta un volumen de 15.7dm³


T1 = 12°C + 273 = 285K V1 = 10.5dm³ = 10.5L V2 = 15.7dm³ = 15.7L T2 =?

𝑉1

𝑇1=

𝑉2

𝑇2

𝑇2 = 𝑇1𝑉2

𝑉1 𝑇2 =

(285𝐾)(15.7𝐿)

10.5𝐿

T2 = 426.14K

Gay – Lussac: A mayor temperatura, mayor presión en volumen constante

o 𝑷𝟏

𝑻𝟏=

𝑷𝟐

𝑻𝟐

o Ejemplo:

o Un neumático de automóvil se calienta de 17° a 27°C. Suponiendo que no se dilate ¿cuál es la presión final si la inicial fue de 1.8atm?


T1 = 17°C + 273 = 290K T2 = 27°C + 273 = 300K P1 = 1.8atm P2 =?

𝑃1

𝑇1=

𝑃2

𝑇2

𝑃2 = 𝑃1𝑇2

𝑇1 𝑃2 =

(1.8𝑎𝑡𝑚)(300𝐾)

290𝐾

P2 = 1.86atm

TPE = Temperatura y presión constantes:

o T = 0°C

o P = 1atm = 760mmHg = 101325Pa


28

Ley combinada de los gases:

o 𝑷𝟏𝑽𝟏

𝑻𝟏=

𝑷𝟐𝑽𝟐

𝑻𝟐

o Ejemplo:

o ¿A cuántas atmósferas de presión debe someterse un litro de gas medido a 1atm y 20°C para comprimirlo a la mitad del volumen cuando la temperatura es de 40°C?


T1 = 20°C + 273 = 293K T2 = 40°C + 273 = 313K V1 = 1L V2 = 0.5L P1 = 1atm P2 =?

𝑃1𝑉1

𝑇1=

𝑃2𝑉2

𝑇2

𝑃2 = 𝑃1𝑉1𝑇2

𝑉2𝑇1

𝑃2 =(1𝑎𝑡𝑚)(1𝐿)(313𝐾)

(0.5𝐿)(290𝐾)

P2 = 2.13atm

Gas Ideal

Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí, con temperatura y presión estándar

Ley general del estado gaseoso

PV= nRT o P = Presión (atm) o T = Temperatura (K) o V = Volumen (L)

o n = moles 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟

o R = Constante de gases = 0.082 𝑎𝑡𝑚∗𝐿

𝐾∗𝑚𝑜𝑙

Ejemplo:

¿Cuántos mol de oxígeno hay en 200 litros de gas medidos a 1.03 atm y

30°C?


V = 200L P = 1.03atm T = 30°C + 273 = 303K

R = 0.082 𝑎𝑡𝑚∗𝐿

𝐾∗𝑚𝑜𝑙

n =?

PV= nRT

𝑛 = 𝑃𝑉

𝑅𝑇 𝑛 =

(1.03𝑎𝑡𝑚)(200𝐿)

(0.082𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝐿𝐾 ∗ 𝑚𝑜𝑙

)(303𝐾)

n=8.29mol


29

Agua

H2O

La unión entre sus moléculas se llama Puente de Hidrógeno

En estado natural se encuentra en 3 estados de agregación: Sólido, Líquido

y Gas

Densidades:

o Hielo ρ=0.9𝑔

𝑚𝑙

o Agua líquida ρ=1𝑔

𝑚𝑙

o Vapor ρ=1𝑔

𝑚𝑙

Disoluciones

Mezcla homogénea que está compuesta por un soluto y un disolvente (fase

dispersora)

Concentración: cantidad de soluto que hay en un disolvente

% en masa:

% masa = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 × 𝟏𝟎𝟎

Ejemplo:

Calcula el % masa de 15g NaCl en 350g H2O

o %NaCl = 15

15+350× 100 = 𝟒. 𝟏𝟎%𝑵𝒂𝑪𝒍

Despejes:

gsoluto = gsolución ×%𝒎𝒂𝒔𝒂

𝟏𝟎𝟎

Ejemplo:

Calcula los gramos de soluto para preparas 350g de solución de sulfato de

potasio al 15%

o 350 ×15

100 = 𝟓𝟐. 𝟓𝒈

gsolvente = 𝒈𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 ×𝟏𝟎𝟎

%𝒎𝒂𝒔𝒂− 𝒈𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

Ejemplo:

Calcule los gramos de agua que deben añadirse a 16g de azúcar

[C12H22O11] para preparar una solución de azúcar al 20%

o 16 ×100

20− 16 = 𝟔𝟒𝒈

Masa de la disolución


30

gsolución = gsoluto ×%𝒎𝒂𝒔𝒂

𝟏𝟎𝟎

Ejemplo:

Calcula la cantidad de gramos de solución que se necesitan para tener

68.3g de cloruro de sodio a partir de una solución acuosa de cloruro de

sodio al 15&

o 68.3 ×15%

100= 𝟒𝟓𝟓. 𝟑𝟑𝒈

Molaridad

Es la medida de concentración de una solución en 𝑚𝑜𝑙

𝐿

M = 𝒎𝒐𝒍

𝑳

Ejemplo:

Calcula la molaridad de 27g de bromuro de sodio en 860mL de disolución

o 1 molNaBr -------- 103g

o X ------- 27g 0.26𝑚𝑜𝑙

0.85𝐿= 𝟎. 𝟑𝟎𝑴

Solución STOCK (patrón)

Se usan en laboratorio

M1V1 = M2V2

Ejemplo:

Calcula el número de mililitros de una solución patrón de 15.4m de ácido

nítrico que se necesita para preparar 1L de una solución de 6m de ácido

nítrico


M1 = 15.4M M2 = 6M V2 = 1L V1=?

M1V1 = M2V2

𝑉1 = 𝑀2𝑉2

𝑀1 𝑉1 =

(6𝑀)(1𝐿)

(15.4𝑀)= 0.38𝐿

V1=380mL

= 0.26molNaBr


31

Partes por Millón (ppm)

Se utiliza para determinar trazas de contaminantes en el agua

ppm = 𝒎𝒈 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏

Ejemplo:

Calcula las partes por millón de un soluto en 128mg de iones Na+ en 550mL

de una muestra de agua

o 128𝑚𝑔

0.55𝑘𝑔= 𝟐𝟑𝟐. 𝟕𝟐𝒑𝒑𝒎

Normalidad

Medida de concentración usada sobre todo en ácidos e hidróxidos

N = 𝒈∗𝒏𝟎

𝑳∗𝑷𝑴

o g = gramos de soluto

o n0 = en ácido es # de hidrógenos y en base es # de OH’s

o L= volumen en litros

o PM = peso molecular

Ejemplo:

Calcula la normalidad de 65.5g de ácido fosfórico de 250mL de disolución

Datos Fórmula Operación Resultado

g = 65.5 L = 0.25 H3PO4

H = 1 x 3 = 3 P = 31 O = 16 x 4 = 64

98 n0 = 3 PM = 98

N = 𝑔∗𝑛0

𝐿∗𝑃𝑀

𝑁 =(65.5𝑔)(3)

(0.25𝐿)(98)

N=8.02

Ácidos y Bases

Ácidos Bases

Son corrosivos

Tienen como catión H

Neutralizan a las bases

Sabor agrio

Reaccionan con los metales

Sirven para fertilizantes, baterías

Cambia el tornasol a rojo

Solo las fuertes son corrosivos

Tienen como anión OH

Neutralizan a los ácidos

Sabor amargo

No reaccionan con metales

Desengrasantes y jabones

Cambian el tornasol a azul


32

Indicadores: sustancia capaz de cambiar de color al estar en contacto con

ácidos o bases; hay artificiales y naturales

Teorías Ácido – Base

Arrhenius Lewis Bronted - Lowry

Ácido Sustancia que en solución acuosa libera protones (H+)

Sustancia que acepta un par de electrones (e-)

Donador de protones (H+)

Base Sustancia que en solución acuosa libera OH-

Sustancia que dona un par de electrones (e-)

Receptor de protones (H+)

Escala de pH

Potencial de Hidrógenos

Cantidad de H y OH

Concentración de Hidrógenos alta = ácido

Concentración de OH’s alta = base

La concentración se mide en molaridad

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH-]

pH + pOH = 14

o M = 10-pH

Ejemplos:

La concentración de iones H+ en una botella de vino fue de 3.2x10-4M

inmediatamente después de haberla destapado. Solo se consumió la mitad del

vino. La otra mitad, después de haberla expuesto al aire durante un mes tiene una

concentración de iones H+ de 1x10-3M. Calcula el pH del vino en estas 2

ocasiones.

1. –log[3.2x10-4] = 3.49pH

2. –log[1x10-3] = 3pH


33

¿Qué pOH tendrá una solución de 500 ml que se preparó con 15mL de HCL la

cual posee una densidad de 1.12 𝑔𝑐𝑚³⁄ ?

Datos Fórmulas Operación Resultado

Vsolución = 500ml = 0.5L V = 15ml de HCl HCl

H = 1 Cl = 35

36 PM = 36

ρ = 1.12 𝑔𝑐𝑚³⁄ = 𝑔 𝑚𝑙⁄

pH = -log[H+] pH + pOH = 14

14 – pH = pOH

M = 𝑚𝑜𝑙

𝐿

mol = 𝑔

𝑃𝑀

1 ml 1.12g 15 ml “X”

16.8𝑔

36𝑃𝑀= 𝟎. 𝟒𝟔𝒎𝒐𝒍

0.46𝑚𝑜𝑙

0.5𝐿= 𝟎. 𝟗𝟑𝑴

pH = -log[0.93] = 0.03 14 – 0.03 = 13.97

pOH=13.97

¿Qué molaridad posee el jugo de naranja si posee un pH de 3.33?


pH = 3.33 M =?

pH = -log[H+] M = 10-pH M = 10-3.33 M = 4.67x10-4

Enlaces

Se forman cuando 2 o más átomos se unen al ceder, recibir o compartir sus

electrones de valencia

Iónico:

o Metal + No metal

o El metal cede e-

o En solución acuosa conducen electricidad

o Alto punto de fusión

o Estructuras cristalinas

Covalente:

o No metal + No metal

o Comparten e-

o No conducen electricidad en solución acuosa

o Punto de fusión bajo

o Compuestos orgánicos

No polar: sin electronegatividad, mismo elemento:

Sencillo: H2 H – H

Doble: O2 O = O

Triple: N2 N N

g= = 16.8g


34

Polar: electronegatividad, diferentes elementos

Sencillo: H2O H – O – H

Doble: CO2 O = C = O

Metálico:

o Entre metales iguales (mismo elemento)

o No forman compuestos

o Los electrones saltan de metal en metal

o Al movimiento se le conoce como “mar de electrones”

REACCIONES QUÍMICAS

Reacción química: proceso por el cuál 2 o más sustancias rompen sus

enlaces de forma natural o provocada para formar nuevas sustancias

Ecuación química: representación gráfica de una reacción

reactivo + reactivo producto + producto

Clasificación de reacciones

Síntesis: 2 elementos o compuestos forman uno

o Ejemplo: 4Na + O2 2Na2O

o Ejemplo: CaO + H2O Ca(OH)2

Descomposición: un compuesto se separa en catión y anión

o Ejemplo: 2MnCl3 2Mn + 3Cl2

Sustitución simple: cuando un elemento reacciona con otro, catión sustituye

a catión o anión sustituye a anión

o Ejemplo: Li + AgNO3 LiNO3 + Ag

o Ejemplo: Cl2 + 2HI 2HCl + I2

Doble sustitución: intercambio de cationes en 2 compuestos

o Ejemplo: K2SO4 + Na2CO3 K2CO3 + Na2SO4

Neutralización: estas reacciones se dan entre una base y un ácido para

producir sal y agua

o Ejemplo: HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 +H2O

Combustión: Entre un combustible alcano (orgánico) más oxígeno (O2)

(comburente), el resultado es dióxido de carbono y agua (se requiere una

chispa)

o Ejemplo: CH4 + O2 CO2 + 2H2O

Reglas para el balanceo por Tanteo

1. Se cuentan el número de elementos y de átomos de cada compuesto de

cada lado de la reacción


35

2. Si el número coincide, la reacción ya está balanceada

3. Si el número no coincide, se agrega un coeficiente numérico al lado de

cada compuesto que lo necesita hasta llegar a un equilibrio

4. El coeficiente siempre multiplica al subíndice

Ejemplo:

Balancear: HBrO3 + HNO2 HNO3 + Br2 + H2O

Ecuación balanceada: 2HBrO3 + 5HNO2 5HNO3 + Br2 + H2O

REACCIÓN REDOX Y DATOS RELACIONADOS

Reacción REDOX

o Un elemento pierde electrones y otro gana

o Pasos para balancear:

1. Sacar el número de oxidación de cada elemento en cada

compuesto de ambos lados de la reacción

2. Establecer elemento reducido (agente oxidante) y elemento

oxidado (agente reductor)

3. Una vez establecida la semi-reacción se balancea la reacción

general multiplicando cruzado

Relación mol – mol

o Proporcionan los moles que se obtienen de una sustancia a partir de

los moles de otra según la ecuación química

o Pasos:

Establecer una relación molar

Relación masa – masa

o A partir de la masa de una sustancia se calcula la masa de un

reactivo o producto de una reacción química

o Pasos

1. Balancear la reacción

2. Pasar de gramos a moles

3. Establecer una relación molar entre el dato y la incógnita

4. Pasar el resultado final de moles a gramos

Reducción, gana e-

Oxidación, pierde e-


36

Reactivo limitante (RL) y Reactivo en exceso (RE)

o RL: el que se agota primero

o RE: es el reactivo que sobra

o Pasos:

Balancear la reacción

Pasar los gramos a moles

Establecer una relación molar

EJEMPLO UNIFICADOR

Balancea la siguiente reacción por REDOX y contesta con los siguientes datos:

HNO3 + HI NO + I2 + H2O

N = 14 g/mol O = 16 g/mol H = 127g/mol I = 127 g/mol

I. Balancear por REDOX

1. Sacar el número de oxidación de cada elemento en cada compuesto

de ambos lados de la reacción

H+1N+5O3-2 + H+1I-1 N+2O-2 + I2

0 + H2+1O-2

2. Establecer elemento reducido (agente oxidante) y elemento oxidado

(agente reductor)

I-1__-1e-__I0

N+5__+3e-_N+2

Elemento oxidado: I Agente reductor: HI

Elemento reducido: N Agente oxidante: HNO3

3. Una vez establecida la semi-reacción se balancea la reacción

general multiplicando cruzado

(Se multiplica 1 x los compuestos con N y 3 x los compuestos con I;

pero como en este caso se multiplica lo doble (2 x N y 6 x I) para que

quede correctamente balanceada)

2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 + 4H2O

Reactivos:

I – 6

N – 2

H – 8

O - 2

Productos:

I – 6

N – 2

H – 8

O - 2


37

II. Si tengo 8.7 moles de HI ¿Cuántos moles de I2 se producen?

1. Relación mol – mol

2. Establecer relación molar

8.7 𝐻𝐼 × 3𝐼2

6𝐻𝐼= 𝟒 . 𝟑𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑰𝟐

Los coeficientes de I2 y HI provienen de la ecuación previamente

balanceada

III. Si tengo 650g de HI ¿Cuántos gramos de I2 se producen?

1. Relación masa – masa

2. Pasar de gramos a moles

3. Establecer una relación molar entre el dato y la incógnita

5.07 𝐻𝐼 × 3𝐼2

6𝐻𝐼= 𝟐. 𝟓𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐

4. Pasar el resultado final de moles a gramos

IV. Si tengo 800g de cada reactivo, ¿Cuál es el reactivo limitante y el reactivo

en exceso para el I2?

1. RL y RE

2. Pasar los gramos a moles de cada reactivo

3. Establecer una relación molar con cada reactivo

12.69 𝐻𝑁𝑂3 × 3𝐼2

2𝐻𝑁𝑂3= 𝟏𝟗. 𝟎𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐 6.25 𝐻𝐼 ×

3𝐼2

6𝐻𝐼= 𝟑. 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐

H – 1

I – 127

128

1 mol HI ------ 128g

“X” ------- 250g 5.07mol HI

mol

1 mol I2 ------ 254g

2.53 mol I2 – “X”

I2 – 127 x 2 = 254

642.62g de I2

N – 14

H – 1

O3 – 16 x 3 = 48

63

H – 1

I – 127

128

1 mol HNO3 --- 63g

“X” ------- 800g 12.69mol HNO3

mol

1 mol HI --- 128g

“X” ---- 800g 6.25mol HI


38

4. Pasar los resultados finales a gramos

Reactivo en exceso: HNO3 Reactivo limitante: HI

QUÍMICA ORGÁNICA

Compuestos con enlaces de carbono en su molécula

Los compuestos orgánicos se dividen en 2:

o Hidrocarburos

Alifáticos

Aromáticos

o Grupos funcionales

Tipos de fórmulas:

o Condensada: CH4, C4H10

o Semi-desarrollada: CH3 – CH2 – CH3

Alcanos:

o Enlace sencillo entre carbonos

o Terminación “ano”

o Fórmula general: CnH2n+2 n = número de carbonos

# de carbonos Nombre Taquigrafía

1 Metano No tiene

2 Etano

3 Propano

4 Butano

5 Pentano

6 Hexano

o Después del 5 tienen prefijo numeral

Ramificaciones

o Metil

o Etil

I2 – 127 x 2 = 254

I2 – 127 x 2 = 254

1 mol I2 ------ 254g

19.03 mol I2 – “X”

1 mol I2 ------ 254g

3.12 mol I2 – “X” 4833.62g de I2 792.48g de I2


39

o Isopropil

o Isobutil

o Secbutil

o Terbutil

Si tienen cadena cerrada se llaman ciclos

o Ejemplo: ciclopropano:

Alquenos

o Tienen 1 o más dobles enlaces en su cadena principal

o Terminación “eno”


2 Eteno

3 Propeno

Alquinos

o Tienen 1 o más triples enlaces en su cadena principal

o Terminación “ino”


2 Etino

3 Propino

Pasos para nombrar compuestos:

o Escoger la cadena más larga y continua

o Todo lo que queda afuera de la cadena principal es un radical

o Identificar con número de cadena y nombre al radical (En el carbono

más pequeño en orden de importancia: grupo funcional, triple enlace,

doble enlace, ramificación)


40

o Nombrar primero los radicales anteponiendo el número de carbono

donde se encuentra, al final se pone el nombre de la cadena

principal

o Entre números se pone coma, entre número y letra guion

Grupos Funcionales

o Alcohol

Son los compuestos orgánicos que contienen un grupo

hidroxilo (-OH)

terminación “ol”.

Con el metanol se adulteran las bebidas

o Éter

o Aldehídos

Contiene el grupo funcional carbonilo C=O

Terminación “al/dial”

Ejemplo: Hexanal

o Cetonas

Contiene el grupo funcional carbonilo C=O

Terminación “ona” no está en los extremos.

Ejemplo: Hex – 3 – ona

o Ácidos carboxílicos

Contiene El grupo funcional carboxilo –COOH que es la

combinación del grupo carbonilo e hidroxilo.

Terminación “oico”

OH

O

O

C

O

O

OH


41

o Éster

o Aminas

Son compuestos que contienen NH2, NH o N

o Halógenos

Son hidrocarburos que contienen en su estructura algún

elemento de la familia VIIA: F, Cl, Br, I

o Aromáticos

o El principal ejemplo de los compuestos aromáticos es el benceno, sin

embargo existen muchas moléculas aromáticas.

Benceno:

Tolueno:

Fenol:

Anilina:

Halurobenceno:

O

O

CH3

OH

NH2

2

F, Cl, Br, I


42

Laboratorio

Accidente en los ojos:

Ácido bórico al 1% contra álcalis (base)

Bicarbonato de sodio al 1% contra ácidos

Accidente en la piel:

Bicarbonato de sodio al 1% contra ácidos

Ácido ascético al 1% contra álcalis (base)

Llave azul: agua

Lave amarilla: gas

El volumen de un cuerpo irregular se determina por diferencia de volúmenes

Material de laboratorio:

Medición Termómetro

Balanza Granataria

Probetas

Pipetas

Bureta

Matraz aforado o Volumétrico

Contención Placa de microescala

Matraz Erlenmeyer

Vasos de precipitados

Tubos de ensaye

Cápsula de porcelana

Pisetas

Vidrio de Reloj

Frascos reactivos

Soporte Pinzas

Embudos

Gradillas

Triángulo de porcelana

Tela de alambre con asbesto

Tripie

Soporte universal

Auxiliar Cucharilla de combustión

Cuba hidroneumática

Mechero de bunsen

Lámpara de alcohol

Espátula

Asas de siembra


43

Propipeta

Parrilla eléctrica con agitación

Mortero con pistilo

Los compuestos como el ZnI2 se separan por electrólisis

La carga del ánodo es positiva

La carga del cátodo es negativa

Transformación de energía:

El calor de combustión es una propiedad intensiva

Colores a la flama:

Na Sodio Amarillo

Ca Calcio Naranja

K Potasio Lila

Litio Rojo

Estroncio Rojo

Bario Amarillo

Cu Cobre Verde esmeralda

Fe Hierro Amarillo

La huella digital de un átomo es su espectro de emisión

La reacción fotoquímica es la que necesita luz para llevarse a cabo

Para identificar CO2 se utiliza Ca(OH)2

Para identificar O2 se le acerca un cerillo y debe avivar la flama

Para identificar H2 se acerca un cerillo y debe causar una pequeña explosión

Óxido + agua = hidróxido

Anhídrido + agua = oxiácido

Fenolftaleína: se usa para bases (álcalis) de pH mayor a 7.1 dando un color

rosa mexicano, no tiene color en pH neutro (7)

Eléctrica

Calorífica

Potencial

Cinética

Mecánica


44

Anaranjado de Metilo: se usa para ácidos de pH menor a 6.9, dando un color

de rosa pálido y en pH neutro (7) es amarillo

La escala de pH es de 1 a 14

Enlace Iónico: propio de una sustancia soluble en agua, conductora de

electricidad en solución y con alto punto de fusión

Enlace Covalente: propio de una sustancia insoluble en agua, no conductora

de electricidad en solución y con bajo punto de fusión

El formol se utiliza como conservador en el gel.

El CaCl2 se usa para obtener el factor de dureza y en pruebas de

delicuescencia

En la prueba de hidratación se usó CoCl2

El sulfato de cobre (CuSO4) reacciona con el Zinc (Zn) cuando se agregó agua

(H2O)

Al maíz palomero se le midió la humedad

El ion calcio Ca2+ se identifica con oxalato de amonio (C2O4NH4)

El ion magnesio Mg2+ se identifica con hidróxido de sodio (NaOH)

El ion cloruro Cl1- se identifica con nitrato de plata (AgNO3)

El ion sulfato SO42- se identifica con cloruro de bario (BaCl2)

Identificador natural: col morada

Para separar HgO se usa la aplicación de calor

Para cubrir metales se utiliza el electrorecubrimiento

El alcohol se identifica con K2Cr2O7

El ácido carboxílico se identifica con NaHCO3

Las Cetonas se identifican con 2,4-dinitrofenilhidrazina

Los aldehídos se identifican con Reactivo de Fehling

Un éster se identifica con NaHCO3

Los azúcares se identifican con la reacción de Molish – Urduansnky

El almidón (carbohidrato) se identifica con Yodo

Los péptidos (proteínas) se identifican con Prueba de Biuret

Las grasas o aceites (lípidos) se identifican con la prueba Sudan III


45

Tabla periódica

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra

Recuerda que esto NO garantiza tu calificación en el examen, no pretende ser una

guía, sino un recurso de apoyo para que domines los contenidos de la materia)

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Trabajo realizado en cooperación con el CUE Representación Preparatoria

Por: Jesús David Carrillo Santamaría

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