QUÍMICA

INTRODUCCIÓN: MATERIA Y MEDICIÓN (CLASE 1)

¿PORQUÉ ESTUDIAR QUÍMICA?Nos permite comprender nuestro mundo y su funcionamiento. La química es el centro de muchas cuestiones de interés público: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de los recursos naturales, la protección del medio ambiente y el suministro de nuestras necesidades diarias en cuanto alimento, vestido y vivienda.

Producto sintético: es aquel que realiza el hombre.Producto natural: realizado por la naturaleza. Polímero: son macromoléculas compuestas por cientos y miles de átomos. De esta palabra proviene polimerización.

ASPECTOS POSITIVOS Y NEGATIVOSMientras se mejora la calidad de vida, se está contaminado el medio ambiente. Por ejemplo: los motores que utilizan combustible y que están compuestos por hidrocarburos expulsan CO2, y contaminan el medio ambiente provocando las lluvias ácidas o la destrucción de la capa de ozono.Ejemplos: Gasolina: potencia --- gases de combustión --- dañan al ambiente. Fertilizantes y plaguicidas: ayudan a la agricultura --- dañan el ambiente.

QUÍMICAQuímica: es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia.

MATERIAMateria: es todo lo que tenga masa y ocupe un lugar en el espacio. Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy pequeñas llamadas átomos, ejemplos: aire, alimentos, rocas, vidrio, etc.

CLASIFICACIONES DE LA MATERIA

Hay dos formas de clasificar a la materia:

1. De acuerdo con su estado físico: Gas: no tiene volumen o forma fija; en cambio ocupa el volumen y toma la forma de

su recipiente. Un gas puede comprimirse para que ocupe un volumen más pequeño, o puede expandirse para que ocupe uno más grande.

Líquido: tiene un volumen definido, independientemente de su recipiente, pero no tiene forma específica. Un líquido toma la forma de la parte que ocupa del recipiente.

Sólido: tiene tanto forma como volumen definidos.Ni los líquidos, ni los sólidos pueden comprimirse de manera apreciable.

ESTADO FORMA VOLUMEN PARTÍCULAS COMPRENSIBILIDAD

EJEMPLO

Sólido Definida Definido Unidas rígidamente. Muy empacadas.

Muy pequeña. Cera de vela.

Líquido Indefinida Definido Móviles unidas Pequeña AlcoholGaseoso Indefinida Indefinido Independientes

y relativamente lejanas entre sí

Alta Oxígeno. Vapor de agua

2. De acuerdo con su composición: Elemento: no se pueden descomponer en sustancias más simples. En el nivel

molecular cada elemento se compone de solo un tipo de átomo. Compuesto: son sustancias que contienen dos o más elementos; contienen dos o más

tipos de átomos. Mezcla: son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada sustancia

mantiene su propia identidad química.

Sustancia pura: (generalmente conocida como sustancia) es materia que tiene propiedades definidas y una composición que no varía de una muestra a otra. Por ejemplo: el agua y la sal de la mesa común. Todas las sustancias son elementos o compuestos.

Elementos: en la actualidad se conocen 117 elementos. Por ejemplo: tan solo 5 elementos (oxígeno, silicio, aluminio, hierro y calcio) conforman más del 90% de la corteza terrestre. Asimismo tan solo 3 elementos (carbono, hidrógeno y oxígeno) constituyen más del 90% de la masa del cuerpo humano.

Compuestos: la mayoría de los elementos puede interactuar con otros para formar compuestos. Por ejemplo: considere que cuando el hidrógeno gaseoso arde en oxígeno, estos dos elementos se combinan para formar el compuesto de agua. De manera inversa el agua puede descomponerse en sus elementos componentes al pasar una corriente eléctrica a través de ella.

Mezclas: Homogénea: es uniforme en su composición y propiedades y su comportamiento no cambia al

pasar de un estado físico a otro. Ejemplo: agua pura, agua más azúcar. Heterogénea: no es uniforme ni en su composición, ni en sus propiedades, consta de dos o

más porciones físicamente distintas y distribuidas de manera irregular. Ejemplo: el agua de mar tiene sales, ClNa, etc.

PROPIEDADES DE LA MATERIA1. Propiedades Físicas: se pueden observar sin cambiar la identidad y la composición de la

sustancia. Estas propiedades incluyen: color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y dureza.

2. Propiedades Químicas: se observa solo cuando la sustancia sufre un cambio en su composición. Una propiedad química común es la inflamabilidad, que es la capacidad de una sustancia de arder en presencia del oxígeno.

3. Ejemplos:Propiedades Físicas Propiedades QuímicasBrillo Arde en el aireVolatilidad Hace explosiónSabor, dureza Reacciona con ciertos ácidosDuctibilidad: trabajar o moldear Reacciona con ciertos metalesViscosidad Es tóxicoConductibilidad

Cambios físicos y cambios químicos: Cambios físicos: una sustancia cambia su apariencia física, pero no su composición, es decir, es

la misma sustancia antes y después del cambio. Ejemplo: hielo-agua-vapor.No se forman nuevas sustancias.

Cambios químicos (reacciones químicas): una sustancia se transforma en otra químicamente diferente. Ejemplo: Cl+Na=NaCl.Se forman nuevas sustancias.

SEPARACIÓN DE LAS MEZCLASPara obtener una sustancia pura es necesario separarla de una mezcla. Esta separación se basa en las diferencias de las propiedades físicas y químicas de los componentes de la mezcla.Hay varias formas de separaciones: Decantación. Filtración. Destilación. Tamizado.

UNIDADES DE MEDICIÓNLas unidades empleadas en mediciones científicas son las del Sistema Internacional (SI), que se desarrolló por primera vez en Francia. En 1960 se llegó a un acuerdo internacional que especificaba un conjunto de unidades métricas particulares en las mediciones científicas.

UNIDADES FUNDAMENTALES SICANTIDAD FÍSICA NOMBRE DE LA UNIDAD ABREVIATURAMasa Kilogramo kgLongitud Metro mTiempo Segundo sTemperatura Kelvin K

Cantidad de sustancia Mol molCorriente eléctrica Ampere AIntensidad luminosa Candela cd

PREFIJOS SELECCIONADOS QUE SE UTILIZAN EN EL SISTEMA MÉTRICOPREFIJO ABREVIATURA SIGNIFICADO EJEMPLOGiga G 109 1 gigametro (Gm) =

1x109mMega M 106 1megametro (Mm) =

1x106m Kilo K 103 1 kilómetro (Km) =

1x103mDeci D 10-1 1 decímetro (dm) =

0.1mCenti C 10-2 1 centímetro (cm) =

0.01mMili M 10-3 1 milímetro (mm) =

0.001mMicro µ 10-6 1 micrómetro (µm) =

1x10-6mNano N 10-9 1 nanómetro (nm) =

1x10-9mPico P 10-12 1 picómetro (pm) =

1x10-12mFento F 10-15 1 fentómetro (fm) =

1x10-15m

Longitud: la unidad SI para la longitud es el metro (m), una distancia ligeramente más grande que una yarda.Masa: es una medida de la cantidad de material en un objeto. La unidad SI para la masa es el kilogramo (kg).Temperatura: es una medida de calor o frío de un objeto. Las escalas de temperatura que se utilizan por lo regular en estudios científicos son la Celsius y la Kelvin, y la de los Estados Unidos es la escala de Fahrenheit.

K=℃+273.15

℃=59(℉−32)

℉=95

(℃ )+32

Unidades derivadas del SI

Volumen: el volumen de un cubo esta dado por su longitud elevada al cubo (longitud)3. La unidad fundamental es el m3.Densidad: se define como la cantidad de masa por unidad de volumen de la sustancia.

δ= masavolumen

INCERTIDUMBRE EN LAS MEDICIONES

Números exactos: aquellos cuyos valores se conocen con exactitud. Ejemplo: una docena de huevos hay exactamente 12 huevos.

Números inexactos: aquellos cuyos valores tienen cierta incertidumbre. Los números que se obtienen por mediciones siempre son inexactos. El equipo utilizado para medir cantidades siempre tienen limitaciones inherentes y hay diferencias en la forma en que las personas realizan la misma medición. Siempre existen incertidumbre en las cantidades medidas.

Precisión: es la medida de que tanto coinciden las mediciones individuales entre sí.Exactitud: se refiere que tanto coinciden las mediciones individuales con el valor correcto o verdadero. Cuanto más precisa sea una medición más exacta es. Es posible que un valor preciso sea inexacto, ejemplo: la balanza mal calibrada.Cifras significativas: son dígitos usados para expresar una cantidad medida. La cantidad de estas indica la exactitud de una medición.Determinación de las cifras significativas: Todos los números distintos de 0 son significativos. Un 0 es significativo cuando está:

o Entre dos dígitos diferentes de 0. Ejemplo: 205kg, 1.03cmo Al final de un número, si el número contiene un punto decimal. Ejemplo: 0.0200g,

3.0cm Un 0 no es significativo cuando está:

o Al comienzo de un número, solo indican la posición del punto decimal. Ejemplo: 0.0025

o Cuando un número termina con ceros y no tiene un punto decimal. Ejemplo: 580, 1000.

Notación exponencial: puede utilizarse para indicar claramente si los ceros al final de un número son significativos. Ejemplo: una masa de 10.300g puede expresarse en notación exponencial mostrando tres o cuatro cifras significativas, según se haya obtenido la medición:1.03x104g tres cifras significativas1.030x104g cuatro cifras significativas1.0300x104g cinco cifras significativas

ANÁLISIS DIMENSIONAL O CONVERSIÓN DE UNIDADESTema no importante (libro pag. 24-28)

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Y IONES (CLASE 2)

TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIALos filósofos de la antigüedad especularon sobre la naturaleza del material fundamental con el que está formado el mundo.Demócrito (460-370 a. C) y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material debía estar formado de pequeñas partículas indivisibles que llamaron átomos.Más tarde Platón y Aristóteles propusieron la idea de que no podía haber partículas indivisibles.La idea de los átomos resurgió en el siglo XVII, cuando los científicos intentaron explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton apoyó la idea de los átomos.Para después llegar a la teoría basilar de Daltón.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTONPostulados:

1. Los elementos químicos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos del mismo elemento son idénticos y los átomos de diferentes elementos son distintos.

3. Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento

4. Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.

Estos postulados se basan en leyes.- LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE: en un compuesto dado los números relativos y

clases de átomos son constantes (post. 4).- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (O DE LA MATERIA): la masa total del los

materiales presentes después de una reacción es la misma que antes de la reacción. (Post. 3).

Ley de Dalton (de proporciones múltiples): la proporción de los elementos que forman un compuesto esta en números enteros pequeños.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMOModelo de Dalton: el átomo tenía la forma de una esfera compacta de tamaño y masas diferentes que no podían ser divididos.Modelo de J. Thompson: el átomo es una esfera compacta en cuyo interior se encuentra partículas positivas. En la superficie existen incrustadas partículas negativas. No existen órbitas. Existe igualdad en las cargas positivas y negativas por eso el átomo es eléctricamente neutro.Modelo de Rutherford: el átomo está formado por dos partes: el núcleo central y una envoltura en las cuales estaban partículas negativas que giraban alrededor del núcleo.Visión Moderna:Teoría atómica moderna:

Núcleo de carga positiva, conformado por protones y neutrones. Los electrones se encuentran rodeando al núcleo (nube electrónica) atraídos por el núcleo

positivo. El numero de protones (+) y es igual al de electrones (-). La mayor parte (casi un 99%) de la masa del átomo la conforma el núcleo. La mayor parte (99%) del volumen del átomo es espacio vacío, y es donde residen los

electrones.

La carga de un electrón es: -1,602 x 10-19 C = carga -1

La carga de un protón es:+1,60 x 10-19 C = carga +1

Carga del átomo 0,00 C = carga 0 * C= coulombs. Es la unidad del SI de carga eléctrica.

El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene una masa de alrededor de 1,7 × 10-27 kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal).

Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos de H.

Masa se expresa en Unidad de Masa Atomica (uma)

ProtónCarga:

+1Masa: 1

ElectrónCarga: -1

Masa: desprecia

ble 1/1840

NeutrónCarga: 0Masa: 1

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

A t o m oPartícula más

pequeña de un elemento y que

conserva las propiedades del

elementoE l e m e n t o s

Se forman a partir de átomos

C o m p u e s t o sSe forman a partir de los elementos

NÚCLEO

ENVOLTURA

1 uma = 1,66054 x10-24 g Dimensiones se expresan en Amstrongs (Aº) unidad de longitud

1Aº = 1 x 10-10 m Diámetro de un átomo: 1 a 5 Aº Diámetro de un núcleo atómico: 10-4 Aº

PARTÍCULA CARGA MASA (uma)

ProtónNeutrónElectrón

Positiva (+)Ninguna (neutra)

Negativa (-1)

1.00731.0087

5.486 x10-4

Todos los átomos de un elemento tienen igual número de protones.- hidrogeno: 1- helio: 2 - oxigeno: 16- carbono: 12- hierro: 55- cloro: 35

La diferencia entre elementos se debe exclusivamente a la diferencia en el número de sus partículas subatómicas en cada átomo.

Si los átomos tienen carga neutra, el número de electrones es el mismo que el de protones.

ISÓTOPOS, NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASANumero Atómico (Z): es el número de protones de los átomos de un elemento; es lo que define al elemento.El número de electrones es igual al número de protones.

Numero Másico (A, peso atómico): numero de la suma de protones (Z) y neutrones (N) de un elemento. - A = Z + N

Isótopos: son aquellos que poseen igual cantidad de protones, pero diferente cantidad de neutrones. Se nombran por su número másico: Ejemplo: Carbono 14, carbono 13, etc.

¿Poseen los isótopos del carbono diferentes características químicas?....NO, todos tienen las mismas características químicas.

Peso atómico promedio: peso atómico de un elemento considerando los porcentajes de abundancia relativa de cada uno de sus isótopos.Ejemplo: Carbono abundancia de isótopos de carbono:

C12 = 98,93%C13 = 1,07%C14 = despreciable(0,9893)(12) + (0,0107)(13) = 12,01

Carbono 12,01 no existe, es solo referencial.

Masa molecular: suma de las masas que forman los compuestos.Ejemplo: H2OH2 = 1 x 2 = 2 O = 16 x 1 = 16 32 g/mol

TABLA PERIÓDICAEs la herramienta más importante que utilizan los químicos para organizar y recordar hechos químicos. En 1869 se desarrolló la tabla periódica.

Los elementos en la tabla periódica se ordenan en grupos y periodos:Grupos: número de electrones que tiene cada elemento. Hay 8 grupos de los cuales se dividen en dos: el grupo A que son los elementos más representativos y el grupo B que son los menos comunes. Grupo Nombre Elementos1A Alcalinos Li,Na,K,Rb,Cs,Fr2A Alcalinotérreos Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra3A Térreos B,Al,Ga,In,Tl4A Carbonoidéos C,Si,Ge,Sn,Pb.

5A Nitogenoidéos N,P,As,Sb,Bi6A Anfígenos O,S,Se,Te,Po7A Halógenos F,Cl,Br ,I ,At.8A Gases nobles He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn

Períodos: número de orbitales que tiene cada elemento. Hay 7 períodos.

- Los elementos de la misma familia tienen propiedades similares debido a que tienen la misma distribución de los electrones en la periferia de sus átomos.

- La tabla periódica la forman 113 elementos siendo la mayoría (90) metales (17) no metales y (8) metaloides.

- Las propiedades de metales y no metales son distintas.

EJEMPLO DE USO DE LA TABLA PERIÓDICA

Consultando T.P. indicar para el Cla. Número atómico: 17b. Número de masa: 35c. Número de neutrones: 35 - 17 = 18d. Período y grupo: P = 3 y G = VII-A

IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS (Clase 3)Ión: es cuando un átomo pierde o gana electrones, adquiere una carga eléctrica.Catión: ión con carga positiva.Anión: ión con carga negativa.Carga neta ión: se representa con un superíndice.Ejemplo: los superíndices +, 2+, 3+, significan una carga neta resultante de la pérdida de uno, dos y tres electrones. Los superíndices -, 2-, 3-, representan cargas netas resultantes de la ganancia de uno, dos y tres electrones. Átomos metálicos. Pierden electrones, para formar cationes.Ejemplo: el Na tiene 11 protones y 11 neutrones. Este átomo pierde un electrón con facilidad. El catión resultante tiene 11 protones y 10 electrones, lo que significa que tiene una carga neta de 1+.Átomos no metálicos: Ganan electrones, para formar aniones.Ejemplo: el Cl con 17 protones y 17 electrones, puede ganar un electrón en reacciones químicas para producir el ión Cl- (18 electrones).

Además de los iones sencillos, como el Na+ y el Cl-, existen iones poliatómicos, como el NH4+ (ion

amonio) y el SO42- (ion sulfato). Estos últimos iones consisten en átomos unidos como en una

molécula, pero tienen una carga neta positiva o negativa.Las propiedades químicas de los iones son distintas a las de los átomos de los que derivan.

Compuestos iónicos: son combinaciones de metales y no metales, como el NaCl. En cambio, los compuestos moleculares solo está formados por no metales, como el H2O.Ejemplo:

Mg2+ N3 Mg3N2

NOMBRES Y FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

IONES MONOATÓMICOS: CATIONESSe nombran de acuerdo al nombre del elemento que proceden, anteponiendo la palabra ion.

Li+ ion litio Ca2+ ion calcio Na+

ion sodio Sr2+ ion estroncio K+ ion potasio Ba2+ ion bario Rb+ ion rubidio Al3+ ion aluminioCs+ ion cesio Ag+ ion plata Be2+ ion berilio Zn2+ ion cinc

Mg2+ ion magnesio Cd2+ ion cadmioCuando el mismo elemento puede formar más de un catión monoatómico, entonces la nomenclatura puede ser de dos formas:

a) agregando entre paréntesis y en números romanos la carga del ion; b) agregando sufijo -oso o -ico al de menor o mayor carga, respectivamente.

Fe2+ hierro (II) o ferrosoFe3+ hierro (III) o férricoCo2+ cobalto (II) o cobaltoso Co3+ cobalto (III) o cobáltico Cu+ cobre (I) o cuproso Cu2+ cobre (II) o cúpricoPb2+ plomo (II) o plumboso

IONES MONOATÓMICOS: ANIONES

El nombre de los aniones monoatómicos se obtiene agregando el sufijo -uro al nombre del elemento y anteponiendo la palabra ion.F− ion fluoruroCl− ion cloruroBr− ion bromuroI− ion ioduroS2− ion sulfuro (se emplea la raíz latina sulfurum)La única excepción es el anión O2−, llamado óxido.

IONES POLIATÓMICOS: ANIONES

1. Iones con sufijos –ato e –ito contienen átomos de oxígeno. NO3 − ion nitrato NO2 − ion nitrito –ito tiene un átomo de oxígeno menos que el sufijo –ato y no todos los iones con estos sufijos tienen el mismo número de átomos: NO3 − ion nitrato NO2 − ion nitrito SO4 2− ion sulfato SO3 2- ion sulfito 2. El prefijo –bi en los iones poliatómicos significa hidrogeno. HCO3− ion bi carbonato HSO4 − ion bisulfato3. El prefijo per –ato, contiene un átomo mas de oxigeno que el prefijo –ato, ito , hipo –ito….respectivamente.

ClO− hipoclorito ClO2− clorito

NOMBRES Y FORMULAS DE COMPUESTOS IÓNICOS

El nombre del compuesto iónico se obtiene escribiendo primero el nombre del anión, la conjunción de, seguido del nombre del catión. Todos los compuestos son neutros; la carga global es cero catión anión

NaNO 3 nitrato (V) de sodio o nitrato de sodioFeCl 2 cloruro de hierro (II) o cloruro ferroso

K2MnO4 manganato (VI) de potasio o manganato de potasioNa2CO3 carbonato de sodio o bicarbonato de sodio

Fórmula: la fórmula del catión con su carga y luego la del anión con su carga, antes de escribir la fórmula final. La suma de las cargas debe ser igual a cero.

1. Cuando la carga de los iones son iguales.2+ 2+Ca O Ca2O2 CaO 3+ 3+Al N Al3N3 AlN

1. Cuando las cargas de los iones no son iguales - 2+

Cl Ca Cl2Ca1 CaCl2

- 3+K N K3N1 K3N

FORMULAS QUÍMICAS EN BASE AL MCMPaso 1: escriba los símbolos químicos tanto del catión como del anión con sus respectivas cargas. Al 3+ O2-

Paso 2: calcula el mcm de las cargas de los iones y luego divida entre la carga de cada ion. Al = 3 y O = 2 MCM = 2 x 3 = 6

• Al +3 : 6/3 = 2 • O 2- : 6/2 = 3

Paso 3: se escribe la formula química con los subíndices apropiados. Comprueba el resultado. Carga = 0 Al2O

2 Al +3 + 3O 2- = 2(+3) + 3(-2) = 0

PARÉNTESIS EN FORMULAS QUÍMICASLos iones poliatómicos se encierran entre paréntesis, cuando está presente más de una unidad el ion. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice:

NaCl CaSO4

Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las formulasMgI2

COMPUESTOS BINARIOS ENTRE DOS NO METALES1. El nombre del compuesto se escribe con los elementos en el orden contrario al dado en la fórmula.2. Al nombre del segundo elemento se le agrega el sufijo -uro (salvo que sea oxígeno en cuyo caso se llama óxido) y al del primer elemento se lo deja intacto.3. Si agrega un prefijo (derivado del griego) para indicar la atomicidad de cada elemento en la molécula.

Mono 1Di 2Tri 3

Tetra 4Hepta 7 Octa 8

Ejemplos:SF6 hexafluoruro de azufreCO2 dióxido de carbonoCCl4 tetracloruro de carbonoCS2 disulfuro de carbono

REGLAS PARA LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN

1. El estado de oxidación (EO) de un átomo individual en un elemento libre es 0.2. El total de los EO en todos los átomos en:

i. Las especies neutrales es 0.ii. Las especies iónicas es igual a la carga en el ión.

3. En sus compuestos, los metales alcalinos y los alcalinotérreos tienen un EO +1 y +2, respectivamente.

4. En sus compuestos, el EO del hidrógeno es +1.5. En sus compuestos, el EO del oxígeno es –2.6. En sus compuestos binarios con metales:

i. El EO de los halógenos es –1.ii. El EO del Grupo 16 es –2, y

iii. el EO del Grupo 15 es –3.

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 él 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 número 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 número 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 hipocloroso

oxido ácido

2Cl2 + 7O2 → 2Cl2O7 = óxido perclórico

oxido ácido

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

más iones hidróxido reemplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua

EJEMPLO:

Na2O + 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 palabras 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 tiene la mayor valencia

EJEMPLO:

Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso Ni (OH)3 = hidróxido niquelico

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 más 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:

H2S ácido sulfhídricoHI ácido yodhídrico HBr ácido bromhídrico HF ácido fluorhídrico HCl ácido 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 número de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el número de oxígenos enlazados covalentemente a X

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;

Na OH + 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 al 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 __________________uro

hipo_______________oso hipo________________ito

__________________ oso ___________________ito

__________________ ico ___________________ato

per________________ico per________________ 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 número 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

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 número 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 nítriconitrato de aluminio

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 carbónicocarbonato 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 más 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 sulfúrico

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 peróxido. 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

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 número 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 sodioNH3 = amoniacoCoH3 = hidruro de cobaltoPH3 = fosfina

LAS REACCIONES QUÍMICAS“Proceso mediante el cual las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad”

Sustancias reaccionantes → Productos de la reacción

2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

¿Cómo los reactivos se transforman en producto?Observamos: – Un cambio de color.– La formación de un sólido.– El desprendimiento de un gas.– El desprendimiento o absorción de calor.

Lo que nos dicen las Ec. Quim Baln• La Ec.Quim no indica todo lo que uno querría saber de la reacción.

- velocidad, calor, apariencia, si/no se lleva a cabo la reacción.

En el nivel atómico:Magnesio metálico + arde con oxígeno → produce un polvo blanco de óxido de magnesio

Mg + O2 → MgO2

2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 → 2 u/formulares de MgO (Ley de la materia)BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Saber las fórmulas, escribirlas correctamente. Asignar coeficientes. LOS SUBÍNDICES NO DEBEN SER ALTERADOS

Escoger el método adecuado.

AJUSTE DE REACCIONES. FORMACIÓN DEL AGUAH2 + O2 H2O

¿Qué tal si multiplicamos por dos la molécula de agua?H2 + O2 2 H2O

Ahora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno, pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro en los productos y sólo dos en los reactivos. ¿Por qué no multiplicamos por dos el hidrógeno en los reactivos?

2 H2 + O2 2 H2O

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICASCombustión: Hidrocarburo + O2 ® CO2 + H2O

C (s) + O2(g) CO2 (g)

C (s) + O2(g) CO2 (g)

C (s) + O2(g) CO2 (g)

¿COMO AJUSTAR UNA REACCIÓN DE COMBUSTIÓN?

1. Ajustamos los átomos de carbono. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de dióxido de carbono, para ajustar estos.

C2H6 + O2 2 CO2 + H2O2. Ajustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula

de agua, para ajustar estos.

2 H2O 2 H2 + O2Coeficientes

Subíndices

C2H6 + O2 CO2 + H2O

C2H6 + O2 2 CO2 + 3 H2O3. Ajustamos los átomos de oxigeno. Ponemos el coeficiente estequiométrico a la molécula de

oxígeno, para ajustar estos.C2H6 + 7/2 O2 2CO2 +3 H2O

Frecuentemente aparecen coeficientes fraccionarios.C2H6 + 7/2 O2 2CO2 +3 H2O

Para poder la, eliminamos el coeficiente fraccionario, multiplicando por dos la ecuación:2 C2H6 + 7 O2 4CO2 + 6H2O

Síntesis (Combinación): A + B ® C 2Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s)

Descomposición: AB ® A + B 2H2O (l) 2H2 (g) + O (g)

Sustitución Simple: A + BC ® AC + B Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s)

Sustitución Doble: AB + CD ® AD + CB 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

NEUTRALIZACIÓN: REACC DE DOBLE SUST.

De lo anterior se forma agua y una sal

Acido: H+

Neutraliza

Base: OH-