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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA “GABRIEL RENÉ MORENO”

QUÍMICA

ING. JUAN DE DIOS COLLAZOS

SANTA CRUZ DE LA SIERRA – BOLIVIA

Prohibida la reproducción total o parcial de la presente obra sin el permiso del autor y del Departamento de Admisiones Estudiantiles de la U.A.G.R.M.

PAB - 2013

Ing. Juan de Dios Collazos 262

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QUIMICA

INDICE GENERAL

I CONCEPTOS BASICOS DE QUMICA

Química ......................................................................................................................

Ramas de la química ....................................................................................................

Materia .......................................................................................................................

Propiedades de la materia .........................................................................................

Estados de agregación de la materia ..........................................................................

Cambios de estado ......................................................................................................

Clasificación de la materia...........................................................................................

Fenómenos: físico, químico y alotrópico ...................................................................

Ejercicios .....................................................................................................................

II ESTRUCTURA ATÓMICA

El átomo .....................................................................................................................

El núcleo ......................................................................................................................

Número atómico ........................................................................................................

Elemento químico .....................................................................................................

Peso atómico ..............................................................................................................

Isótopos, isóbaros e Isótonos .....................................................................................

Nube electrónica .......................................................................................................

Configuración electrónica ..........................................................................................

Tabla periódica ............................................................................................................

Propiedades periódicas ...............................................................................................

Ejercicios .....................................................................................................................

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III ESTEQUIOMETRIA

Predicción de fórmulas químicas ...............................................................................

Números de oxidación ...............................................................................................

Sustancias simples y compuestas ...............................................................................

Nomenclatura .............................................................................................................

Familias de sustancias químicas .................................................................................

Óxidos .........................................................................................................................

Peróxidos ....................................................................................................................

Hidróxidos ..................................................................................................................

Óxidos no metálicos ...................................................................................................

Los oxácidos ................................................................................................................

Los ácidos hidrácidos ..................................................................................................

Sales ............................................................................................................................

Ejercicios ......................................................................................................................

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IV DEFINICIONES QUIMICAS

Peso atómico o masa atómica ....................................................................................

Peso molecular o masa molecular ..............................................................................

Átomo gramo o masa de un mol de átomo ................................................................

Molécula gramo a masa de un mol de moléculas ......................................................

Número de Avogadro .................................................................................................

Número de átomo gramo a número de un mol de átomos ........................................

Número de mol gramo a número de un mol de moléculas .......................................

Número de equivalente gramo Equivalente gramo ....................................................

Equivalente gramo .....................................................................................................

Volumen molar ............................................................................................................

Densidad absoluta .......................................................................................................

Densidad relativa .........................................................................................................

Ejercicio .......................................................................................................................

V GASES

Gas: ideal, real .............................................................................................................

Variables de estado de un gas .....................................................................................

Proceso gaseoso .........................................................................................................

Presión ........................................................................................................................

Temperatura ...............................................................................................................

Ley de Boyle-Mariotte ................................................................................................

Ley de Charles ............................................................................................................

Ley de Gay Lussac .......................................................................................................

Ecuación general de los gases ....................................................................................

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Presión parcial ............................................................................................................

Ecuación de estado ....................................................................................................

Ejercicios .....................................................................................................................

VI ECUACIONES QUIMICAS – ESTEQUIOMETRIA

Reacciones químicas ..................................................................................................

Estequiometría de la reacción química ......................................................................

Balance de ecuaciones químicas: tanteo, redox .........................................................

Estequiometría ...........................................................................................................

Cálculos mediante ecuaciones químicas ....................................................................

Relación peso-peso ....................................................................................................

Relación peso - volumen ............................................................................................

Relación volumen-volumen ........................................................................................

Pureza, reactivo límite y rendimiento ........................................................................

Ejercicios ......................................................................................................................

VII SOLUCIONES

Definición ....................................................................................................................

Clasificación de las soluciones ....................................................................................

Concentración de las soluciones ................................................................................

Unidades físicas ..........................................................................................................

Unidades químicas ......................................................................................................

Ejercicios

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VIII QUIMICA ORGÁNICA

Concepto ....................................................................................................................

Clasificación de la química orgánica ............................................................................

Hidrocarburos – clasificación ......................................................................................

Hidrocarburos alifáticos .............................................................................................

Hidrocarburos aromáticos ..........................................................................................

Ejercicios .....................................................................................................................

Bibliografía ..................................................................................................................

COMPETENCIAS.

• Explica las propiedades físicas y químicas de los elementos y compuestos orgánicos e inorgánicos más importantes.

• Calcula las concentraciones de equilibrio basado en conocimientos de nomenclatura, estequiometria, soluciones y equilibrio químico.

• Explica el comportamiento de la materia de acuerdo a las diferentes teorías y modelos del átomo propuesto por diferentes investigadores

• Identifica las propiedades físicas y químicas de los elementos de la tabla periódica basada en su configuración electrónica.

• Escribe compuestos químicos orgánicos e inorgánicos, balancea ecuaciones químicas y calcula cantidades de reactivos-productos basándose en las leyes estequiometricas

• Identifica a las soluciones, calcula las concentraciones y prepara soluciones diluidas. • Explica las reacciones reversibles, calcula concentraciones de equilibrio y

concentraciones de ácidos, bases, sales disociadas en solución acuosa. • Identifica a los compuestos orgánicos por su grupo funcional.

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UNIDAD I

CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante:

1. Reconoce las propiedades de la materia, estados y cambios de estado

2. Identifica las características del fenómeno físico y químico.

QUIMICA.- Es una ciencia experimental que estudia la naturaleza de la materia, su estructura atómica, las mezclas, las reacciones entre elementos y compuestos, las leyes que rigen dichas reacciones.

Algunos conceptos básicos de química se describen a continuación:

MATERIA.- Se reconoce como materia a todo lo que ocupa un lugar en el espacio.

Propiedades de la materia:

Propiedades extensivas: son las que dependen de la cantidad de masa, como el peso la fuerza, el volumen.

Propiedades intensivas: aquellas que no dependen de la cantidad de masa, como la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición.

Temperatura

Se establece como la medida del nivel térmico de un cuerpo, para medirla se utilizan escalas. Existen las escalas absolutas y relativas.

Escalas absolutas: la escala kelvin y escala rankine

Escalas relativas: la escala centígrada y escala Fahrenheit

Para relacionar las diferentes escalas se utilizan:

oK = oC + 273 oF = 9/5(oC) + 32 oR = oF + 460

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Por ejemplo 30oC equivale a:

oK = 30 + 273 = 303 oF = 9/5(30) + 32 = 86 oR = 86 + 460 = 546

es decir que: 30oC = 303oK = 86oF = 546oR

Presión

Se define como la fuerza ejercida en una determinada área.

Hay diferentes formas de expresar la presión:

Presión atmosférica: es el peso del aire en una unidad de superficie, a nivel de mar una atmosfera equivale a 760 mmHg, 76 cm Hg, 1,033 Kgf/cm2, 10,33 metros de agua, 14,7 psi, 1 bar, etc.

La presión atmosférica es variable con la superficie de la tierra, si estamos por encima del nivel de mar la presión va disminuyendo y por debajo del nivel de mar la presión se va incrementando. A nivel de mar la presión es una atmósfera.

Presión manométrica: es una presión de referencia con respecto a la presión atmosférica, si la presión es mayor que la atmosférica es sobrepresión y si es menor se denomina presión de vacío.

Presión absoluta: es la suma de la presión atmosférica y la presión manométrica.

Pab = Patm + Pman

La presión absoluta es siempre positiva.

Ejemplo: a 20,33 metros debajo del agua la presión es 2 atm y equivale a: 2atm*(14,7psi/1atm) = 29,4 psi. 2atm*(1,033kgf/cm2/1atm) = 2,066 kgf/cm2.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.-

Dependiendo de la temperatura y presión a la que está sometida la materia, la misma puede hallarse en estado sólido, líquido o gaseoso.

ESTADO SOLIDO

Aquí las moléculas se encuentran muy atraídas completamente cohesionadas, el movimiento molecular es muy pequeño. Los cuerpos tienen forma y volumen definidos.

ESTADO LIQUIDO

En este estado las moléculas presentan un equilibrio dinámico entre las fuerzas de atracción y repulsión. Las sustancias no tienen forma propia si volumen definido, adquieren la forma del recipiente que lo contiene.

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ESTADO GASEOSO

Se caracteriza porque las moléculas se mueven en todas direcciones en forma caótica, predomina la fuerza de repulsión a nivel molecular. No poseen forma ni volumen propios, adquieren la forma del recipiente que los contiene, tienden a ocupar el mayor volumen posible.

ESTADO PLASMÁTICO

Es el cuarto estado de la materia, se produce cuando un gas se somete a muy altas temperaturas, el gas se ioniza totalmente, siendo el plasma una mezcla de iones (átomos con carga eléctrica y electrones libres). Se presenta en regiones de muy elevada temperatura (Superior a 5000°C), este es el estado de la materia en las estrellas donde la temperatura es de millones de grados centígrados y las moléculas se mueven velocidades enormes

CAMBIOS DE ESTADO.- Dependiendo de la temperatura y presión a la que se encuentra, la materia cambia de estado, por ejemplo al hervir agua se observa la producción de vapor, a dicho proceso se conoce como vaporización, se observa en el hielo que se derrite debido al calor del ambiente, el agua pasa de solido a liquido, a este proceso se llama fusión.

FUSIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado sólido al estado liquido por la acción del calor. Como ejemplo se puede citar la fusión del hielo.

EVAPORACIÓN.- Es el paso de una sustancia del estado liquido al estado gaseoso, se acelera este proceso, calentando el liquido o disminuyendo la presión que soporta su superficie.

CONDENSACIÓN.- Es el cambio de estado que se produce en una sustancia al pasar del estado de vapor al estado liquido. Los vapores por compresión o por enfriamiento se condensan.

LIACUACIÓN.- Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Se consigue este cambio primero enfriando el gas hasta su temperatura crítica y luego comprimiendo el mismo.

SOLIDIFICACIÓN.- Es el paso de una sustancia, desde el estado liquido al estado sólido como ocurre cuando por enfriamiento o descenso de temperatura el agua se transforma en hielo.

VOLATILIZACIÓN.- Es el pasaje directo del estado sólido al estado gaseoso. Ejemplo: calentamiento de yodo, cloruro de amonio, etc.

SUBLIMACIÓN.- Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia gaseosa se vuelve sólida sin pasar por el estado líquido. Ejemplo: caso de calentamiento del yodo o cloruro de amonio, estando como gases, por enfriamiento, vuelven a su condición inicial de sólidos.

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CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA.- Para un estudio químico ordenado, los cuerpos se han clasificado según sus características:

METALES

ELEMENTOS NO METALES

GASES NOBLES

SUSTANCIA

INORGANICOS

MATERIA COMPUESTO

ORGANICOS

SOLUCIONES

HOMOGENEAS COLOIDES

MEZCLAS SUSPENSIONES

HETEROGENEAS

SUSTANCIA.- Es lo que tiene en común la materia con iguales propiedades intensivas o específicas.

Cada sustancia se caracteriza por poseer las mismas propiedades intensivas también llamadas constantes físicas, así toda su masa posee el mismo punto de fusión, de ebullición, el mismo peso específico, el mismo coeficiente de solubilidad, etc.

ELEMENTOS.- Son sustancias simples, es decir que por procedimientos químicos ya no pueden descomponerse en otras sustancias, en su composición solo hay un solo tipo de átomos. Los elementos químicos se clasifican en metales, no metales y gases nobles y se hallan ordenados y clasificados en la tabla periódica.

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COMPUESTOS.- Son sustancias formadas por dos o más elementos que se hallan en proporción definida, en su composición solo intervienen moléculas del mismo tipo. Los compuestos se clasifican en inorgánicos y orgánicos.

MEZCLAS.- Es la materia formada por dos o más sustancias que no reaccionan químicamente y participan en proporción variable, cada sustancia conserva sus propiedades químicas. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

MEZCLAS HOMOGENEAS.- Son aquellas que tienen propiedades constantes y su composición es uniforme en todos los puntos del cuerpo. Ejemplo: aire, salmuera, aleación, etc.

MEZCLAS HETEROGENEAS.- Son aquellas donde se puede distinguir fácilmente a dos o más sustancias constituyentes. Ejemplo: agua y aceite, agua y mercurio.

LOS FENOMENOS.- Se entienden por fenómeno a todo cambio o transformación que ocurre en la naturaleza.

FENÓMENO FÍSICO.- Es aquel que no altera la composición de la sustancia sobre la cual actúa. Ejemplo: al congelar agua se pasa de estado líquido a sólido, al descongelarse nuevamente vuelve al estado líquido, consecuentemente el agua no ha sufrido ningún cambio. De la misma forma, el agua puede transformarse en vapor por calentamiento y este vapor se puede condensar, es decir vuelve a ser agua en estado líquido.

FENÓMENO QUÍMICO.- Es aquel cambio significativo que altera la sustancia sobre la cual actúa, transformándola en otra nueva sustancia con propiedades diferentes al cuerpo inicial. Ejemplo: cuando se quema un papel, se reduce a cenizas y gases, se puede recoger las cenizas y los gases pero el papel ya no se restituye. Otro ejemplo es la transformación del vino en vinagre, la fermentación alcohólica, etc.

Los fenómenos físicos y químicos se diferencian fundamentalmente en los siguientes aspectos:

a) Los cambios químicos, son generalmente permanentes, mientras que los cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los origina.

b) Los cambios químicos van acompañados por una alteración profunda de las propiedades, mientras que los cambios físicos ocasionan una alteración parcial.

c) Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía, mientras que los cambios físicos están unidos a una variación de energía relativamente pequeña.

FENOMENO ALOTROPICO.- No es precisamente un cambio o transformación, la alotropía es la propiedad que presentan ciertos elementos de hallarse al mismo estado físico en dos o mas formas con distintas propiedades. Así el fósforo se presenta en dos formas alotrópicas al estado sólido: fósforo blanco que arde a 14 °C despidiendo gases tóxicos y el fósforo rojo que es estable a condiciones de ambiente. El oxígeno propiamente (O2) necesario en nuestra respiración y el ozono (O3) tóxico al aspirarse.

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UNIDAD II

ESTRUCTURA ATÓMICA

Competencias: Al término de esta unidad el estudiante:

1. Describe La estructura interna del átomo

2. Identifica elementos en la tabla periódica actual.

3. Describe la configuración electrónica de diferentes elementos químicos.

EL ÁTOMO

En la concepción antigua el átomo era considerado indivisible e indestructible, siendo la partícula más que pequeña de la materia.

Al comienzo de 1800 y posteriormente se produjeron descubrimientos que demostraron la existencia de partículas más pequeñas en el átomo. En la actualidad se considera al átomo como un sistema energético en equilibrio, constituido por una parte central denominada núcleo, donde prácticamente se concentra toda su masa y una región de espacio exterior que es la nube electrónica donde se hallan los electrones moviéndose a grandes velocidades.

Algunas partículas subatómicas encontradas son:

Nombre Símbolo carga masa

Electrón e- - 1,6x10-19 c 9,1x10-28 g

Protón p+ +1,6x10-19 c 1,67x10-24 g

Neutrón no ------------ 1,67x19-24 g

Estas partículas son de mayor interés para este curso, existen muchas otras partículas subatómicas.

Se puede observar en la tabla anterior que los protones y electrones tienen la misma carga pero son de signo contrario, se ha determinada que un átomo tiene la misma cantidad de protones y electrones y por lo tanto su carga neta es cero, a la cantidad de protones o electrones de elemento se denomina número atómico(Z). En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a su número atómico, por ejemplo el Z = 1 es el hidrogeno, Z= 2 es el helio, Z = 3 es el litio y así sucesivamente.

En la tabla se dan las masa de estas partículas, el protón y neutrón tienen la misma masa, los electrones son mucho más livianos. Para obtener el peso atómico de un elemento se toma en

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cuenta a los protones y neutrones, sin embargo al ser valores muy pequeños se tomo la determinación de pesar una cantidad de átomos mucho mayor, 6.02x1023 átomos el peso de esta cantidad de átomos de cualquier elemento se conoce como peso atómico.

Por ejemplo;

Para el hidrogeno: 6,02x1023 átomos X 1,67x10-24 g = 1,00534 g/at-g

A este valor se debe corregir con el porcentaje de los isotopos del hidrogeno y se llegará al valor actual del peso atómico. Se procede de la misma para manera para el resto de los elementos. (Isótopos son sustancias que tienen el mismo número atómico Z pero diferente masa atómica debido a que tienen diferentes cantidades de neutrones.

Luego del descubrimiento de las partículas subatómicas se presentaron varias teorías sobre la distribución de las mismas dentro del átomo, cociéndose como modelos atómicos.

Actualmente el modelo atómico aceptado es:

Los protones y neutrones se encuentran concentrados en el centro del átomo(núcleo) y alrededor giran los electrones en orbitas estacionarias de energía.

EL NUCLEO.- Es la región central del átomo, su tamaño es aproximadamente 10000 veces mas pequeño que el átomo total. En el núcleo se hallan los protones y los neutrones a los cuales también se los llama' nucleones.

PROTONES (P+).- Son partículas elementales de carga positiva, se hallan en el núcleo atómico, sus principales características son:

NEUTRONES (n°).- Son partículas elementales sin carga eléctrica, se hallan en el núcleo atómico, su masa es aproximadamente igual a la del protón.

NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es igual al número de protones que existe en el núcleo, y si el átomo es neutro es también igual al número de electrones.

Z=#p+=#e-

ELEMENTO QUÍMICO.- Es la sustancia química simple en cuya composición solo existen átomos con el mismo número atómico.

ISÓTOPOS.- Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de masa, esto debido a la variación del número de neutrones.

Ej. 6C12, 6C13, 6C14 donde 6 es el número atómico y 12, 13, 14 es la suma de protones y

neutrones. Los anteriores son isotopos del carbono.

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ISÓBAROS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de masa.

Ej. 30Zn60, 29Cu60

ISÓTONOS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de neutrones.

Ej. 5B11, 6C12 #nº= 6

Los electrones se consideran una partícula porque tienen masa pero su movimiento es ondulatorio y para caracterizar los electrones de un átomo se deben conocer sus números cuánticos.

Números Cuánticos Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto se basa desde luego en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro:

• Número Cuántico Principal. • Número Cuántico Secundario. • Número Cuántico Magnético. • Número Cuántico de Spin.

Número Cuántico Principal (n) El número cuántico principal nos indica en qué nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 8. Número Cuántico Secundario (l)

Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los subniveles de energía que por la forma en las cuales se mueve el electrón se utiliza letras denominados orbitales atómicos:

• l = 0 s sharp • l = 1 p principal

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• l = 2 d diffuse • l = 3 f fundamental • l = 4 g • l = 5 h • l = 6 i

Número Cuántico Magnético (m) El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l. Número Cuántico de Spin (s) El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

El orbital s puede admitir máximo 2 electrones, el orbital p hasta 6 electrones, el orbital d hasta 10 y el orbital f hasta 14 electrones. Configuración electrónica

Es repartir los electrones de un átomo en los niveles y subniveles de energía, es decir en la órbita y el orbital, en los números cuánticos n y l.

Es necesario tomar en cuenta tres principios para este distribución:

Principio de Exclusión de Pauli El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin. Regla de Hund Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

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Principio de menor nivel de energía: Se establece la regla:

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f DIAGRAMA DE MOULLER (REGLA DEL SERRUCHO)

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6f

7s

Ejemplos:

Z = 1 1S1

Z = 2 1S2

Z = 10 1s22s22p6

Z = 40 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2

Z = 70 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f14

Configuración electrónica estable: Todos los elementos que tienen en su último nivel de energía los orbitales s y p completamente llenos se denominan gases nobles o raros y se caracterizan porque no quieren unirse a otros elementos, se ha determinado que dichos elementos no necesitan ganar perder o compartir electrones y por esta razón se dice que tienen configuración

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electrónica estable, estos elementos son el He, Ne, Ar, Kr, Xe. Los otros elementos de la tabla periódica tratan de tener una configuración electrónica similar a la del gas noble más cercano y para ello ganan pierden o comparten electrones. Cuando un elemento gana electrones tiene más cargas negativas que positivas y su carga neta será negativa, si un elemento pierde electrones tendrá más protones que electrones y su carga neta será positiva, a dichas cargas positivas o negativas de un elemento se denomina valencia.

TABLA PERIODICA.- La tabla periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos actualmente, además de los obtenidos por reacciones nucleares.

El primer criterio para la tabla periódica es el número atómico Z, así Z =1 hidrogeno, Z=2 helio, Z=3 litio y así sucesivamente.

El segundo criterio son los números cuánticos n y l, así en el primer nivel hay dos elementos para n=1 y l=0, para el segundo nivel hay ocho elementos para n=2 y l=0,1.

Se utiliza también la regla de Mouller, por esta razón en el tercer nivel hay ocho elementos y no 18.

Electrones de valencia son los que están después de configuración electrónica estable.

Z = 20 1s22s22p63s23p64s2 los dos electrones 4s2 son de Valencia porque están después de 3s23p6 que corresponden al gas noble Argon.

Existen columnas verticales o grupos (I, II, III, IV..... VIII)

- Subgrupo A (IA, IIA, IIIA,.....VIIIA) denominados elementos representativos.

- Subgrupo B (IB, IIB, IIIB....... VIIIB) denominados elementos de transición.

Para los elementos representativos el número de grupo indica el número de electrones de valencia; electrones de valencia son los que se encuentran en el último nivel.

# de grupo = # de electrones de valencia

Para los elementos de transición los electrones de valencia son los del penúltimo y ultimo nivel debido a que los dos últimos niveles se hallan incompletos.

Existen filas horizontales o periodos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,8)

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- Periodos cortos 1,2 y 3, periodos largos 4, 5, 6, 7

- Los periodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14 elementos cada uno, que en su conjunto se llaman tierras raras.

Propiedades periodicas

Radio atómico: Es la distancia del centro del núcleo al último nivel de energía, A medida que se incrementa un nivel de energía el radio aumenta.

Energía de ionización: Es la energía que se debe dar al átomo para poder extraerle un electrón del último nivel de energía. Mientras más grande sea un átomo será menos difícil arrancarle un electrón.

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En las tablas periódicas se pueden observar que en el lado izquierdo existen dos columnas que corresponden al orbital S, a la derecha existen seis columnas que corresponden al orbital p, en el centro los grupos B tienen diez columnas que corresponden al orbital d y en la parte inferior hay 14 que corresponden al orbital f.

Radio iónico.- El radio del catión es menor que el de su átomo y el radio del anión es mayor que el de su átomo.

Gases nobles.- Se encuentran al final de cada periodo, se caracterizan por se químicamente n o reactivos y diamagnéticos.

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UNIDAD III

NOMENCLATURAS Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

Competencia: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:

1. Darle a la sustancia un nombre químico

2. Escribe la fórmula de un compuesto utilizando la simbología y nomenclatura recomendada.

3. Identifica la familia a que pertenece

Las sustancias deben identificarse mediante nombres específicos. Este NOMBRE debe llevar inherente la mayor información posible sobre la sustancia referida. Ya sea de acuerdo a su composición molecular, sus propiedades físicas o a la familia a que pertenece, estableciéndose así una sistematización de todas ellas que facilite su nomenclatura.

PREDICCIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS

Para escribir la fórmula química de una sustancia inorgánica, se debe saber que se forma por medio de enlaces químicos de tipo iónico, es decir se unen partículas iónicas positivas (llamadas cationes) con partículas iónicas negativas (llamadas aniones), por atracciones electrostáticas.

Los cationes son los átomos que por su baja electronegatividad pierden electrones de la última capa de su configuración electrónica y los aniones son los que por su alta electronegatividad ganan electrones en el intento del enlace químico, para lograr cada uno tener ocho electrones en su última capa como lo tienen los gases inertes.

Al escribir la fórmula química, el catión se coloca del lado izquierdo y el anión del lado derecho. La cantidad de electrones que pierde el átomo es la carga eléctrica positiva que adquiere el catión y la cantidad de electrones que gana el átomo es la carga eléctrica negativa que adquiere el anión. A esta carga eléctrica se le llama número de oxidación.

Por ejemplo:

La sal común (o de cocina), que en la nomenclatura química es cloruro sódico el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro, por lo dicho el sodio tiene un número de oxidación (valencia) de +1 y el cloro de -1.

Para formular con soltura y rapidez es, por lo tanto, necesario conocer las valencias de los distintos elementos químicos, al menos las de los que intervienen en los compuestos de uso más frecuente, pues los otros forman compuestos de aplicaciones muy específicas y su valencia podemos deducirla por su posición en el sistema periódico.

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La fórmula química y el nombre de las sustancias se escriben aplicando las reglas establecidas por la UNION INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA (siglas en inglés I. U. P. A. C.).

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o negativa) con la cual un átomo (elemento químico) participa en la formación de una molécula por atracción electrostática.

Aunque los números de oxidación se pueden obtener directamente de la T.P., es necesario memorizar el símbolo y las valencias de los elementos más corrientes.

METALES.

VALENCIA 1+ VALENCIA 2+ VALENCIA 3+

Litio Li Berilio Be Aluminio Al

Sodio Na Magnesio Mg Bismuto Bi

Potasio K Calcio Ca

Rubidio Rb Estroncio Sr

Cesio Cs Zinc Zn

Francio Fr Cadmio Cd

Plata Ag Bario Ba

amonio NI-14+ Radio Ra

VALENCIAS1+, 2+ VALENCIAS1+, 3+ VALENCIAS 2+,3+

Cobre Cu Oro Au Níquel Ni

Mercurio Hg Talio TI Cobalto Co

Hierro Fe

Cromo Cr

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Manganeso Mn

VALENCIAS 2+, 4+

Platino Pt

Plomo Pb

Estaño Sn

Los metales siempre tienen valencias positivas y combinan con elementos negativos

HIDRÓGENO.

Hidrógeno H VALENCIA 1+, 1

NO METALES. 11

Nombre Símbolo Valencias Nombre Símbolo Valencias

Flúor F 1- Oxigeno O 2-

Cloro Cl 1-. 1+, 3+, 5+, 7+ Azufre S 2-, 4+, 6+

Bromo Br 1-. 1+, 3+, 5+, 7+ Selenio Se 2-, 4+, 6+

Yodo I 1-. 1+, 3+, 5+, 7+ Teluro Te 2-, 4+, 6+

Nombre Símbolo Valencias Nombre Simbolo Valencias

Nitrógeno N 3-, 3+, 5+ Carbono C 4-, 4+

Fosforo P 3-, 3+, 5+ Silicio Si 4-, 4+

Arsénico As 3-, 3+, 5+

Antimonio Sb 3-, 3+, 5+

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ELEMENTOS ANFOTEROS

Bismuto 5+

Cromo 6+

Manganeso 4+ 6+ 7+

SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS

Dentro de la gran diversidad de sustancias existentes en la naturaleza y que son estables en condiciones ambientales, se puede distinguir dos grupos: SUSTANCIAS SIMPLES o ELEMENTALES y SUSTANCIAS COMPUESTAS O COMPUESTOS QUIMICOS.

Una SUSTANCIA es SIMPLE cuando no puede ser descompuesta en otra más sencilla por ningún método físico o químico reconocido como de uso común. Las sustancias simples son llamadas también ELEMENTOS y se representan mediante SIMBOLOS donde siempre la primera letra del nombre es escrita en mayúscula pudiendo estar acompañada de una segunda letra en minúscula. Ejemplos: Cu (cobre), Al (aluminio), Na (sodio), K (Potasio), Ca (Calcio), Pb (Plomo), P (Fósforo), C (Carbono), Au (Oro), He (Helio).

Son también sustancias simples las que están conformadas con Moléculas sencillas, o sea aquellas que están formadas por un átomo o por la asociación de átomos de un sólo tipo.

O2 (molécula de Oxígeno), O3 (molécula de Ozono), CI2 (molécula de Cloro), H2 (molécula DE Hidrogeno).

Las SUSTANCIAS COMPUESTAS pueden descomponerse en sustancias simples y se representan mediante FÓRMULAS las cuales están conformadas por cantidades y símbolos de los átomos que forman al compuesto, de tal manera, que la fórmula nos brinde información tanto cualitativa ,como cuantitativa sobre la composición de la sustancia:

H20 (Agua): 2 átomos de Hidrogeno y un átomo de oxígeno

NH3 (Amoníaco): 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno

Otros ejemplos: Na2O (óxido de Sodio), CaS (Sulfuro de Calcio), CO (Monóxido de Carbono), KBr (Bromuro de Potasio).

Las sustancias compuestas son aglomerados de Moléculas compuestas, es decir aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos diferentes; y se pueden clasificar en:

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Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se escribe a la izquierda el menos electronegativo, y a la derecha el más electronegativo:

H20 (Agua)

K20 (óxido de Potasio)

NaCI (Cloruro de Sodio)

Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse cerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho grupo, al igual que en los BINARIOS se escribe primero el elemento o grupo de elementos menos electronegativo:

(N H4) 2S Sulfuro de Amonio

Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio

Al2(SO4)3 Sulfato de Aluminio

Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes.

(NH4)2CO3 (Carbonato de Amonio)

LiNaSO4 (Sulfato de Litio y Sodio)

NOMENCLATURA

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos; la nomenclatura tradicional, la nomenclatura de stock y la nomenclatura sistemática.

1.- Las sustancias sencillas o libres se nombran indicando el nombre simple del elemento: Cu (cobre), Au (oro); H2 (Hidrógeno), etc..

2.- Las sustancias o moléculas compuestas se nombran indicando primeramente el nombre del anión, seguido del nombre del catión...:

Al2(SO4)3 Sulfato de ...

Al2(0)3 Oxido de ...

Al(0H)3 Hidróxido de...

3.- Después del nombre del anión sigue el nombre del catión con las siguientes variantes:

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a) Si el catión actúa con un solo número de oxidación, a su nombre se le antepone la palabra: de... Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio

b) Si el catión actúa con dos números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: oso. Y el otro termina en: ico.

Ejemplo: Cuproso y cúprico

c) Si el catión actúa con tres números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.

Hipo-nombre-oso

-nombre-oso

-nombre-ico

d) Si el catión actúa con cuatro números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.

Hipo-nombre-oso

-nombre-oso

-nombre-ico

Per-nombre-ico

FAMILIAS DE SUSTANCIAS QUIMICAS

Si bien hemos visto que las sustancias se clasifican en simples y compuestas según contengan moléculas simples o compuestas. Estas clasificaciones son de gran ayuda en la escritura de las fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre las propiedades tanto físicas como químicas de la sustancia, es por ello que resulta indispensable otra clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades químicas comunes; para tal efecto surgen las siguientes funciones químicas y grupos funcionales.

OXIDOS

Son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con otro elemento, si el elemento es un metal se le conoce como óxido metálico o también como óxido básico casi todos son compuestos iónicos; el metal es el ion positivo, y el ion oxido O2-, el negativo.

NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del oxigeno, y se igualan sus números de oxidación.

Obtención:

• 2Mg + O2 2Mg0 oxido de magnesio

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• Mg2+ con O2- los números de oxidación quedan igualados y resulta Mg0

• 4AI +3O2 2AI2O3 oxido de aluminio

AI3+ con O2- se debe igualar los N° de oxd. para ello se intercambian AI3 O2- se coloca como sub índice resultando Al2O3 para igualar las cargas de la molécula

• Pb + O2 PbO2 Oxido plúmbico

• Pb4+ con O2- simplificando e intercambiando −−

++

12

24

OPB resulta PbO2

Nomenclatura tradicional:

Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).

Ejemplos:

• Fe0 (óxido Ferroso)

• Fe2O3 (óxido Férrico)

Nomenclatura de stock:

Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.

Ejemplos:

• FeO (óxido de hierro (II)),

• Fe2O3 (óxido de hierro (III) )

Nomenclatura sistemática:

Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.

Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la más utilizada, dado que para un metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.

Ejemplos:

• FeO (monóxido de hierro)

• Fe2O3 (Trióxido de dihierro)

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OXIDOS MIXTOS

Son óxidos que parecen estar formados por la suma de los dos óxidos normales de un mismo metal, constituyen un caso especial que solo se da con algunos metales, a saber: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, y Pb. Para escribir la formula de los óxidos mixtos más comunes se usa la fórmula general.

Ejemplo:

(+2) FeO Oxido ferroso (+2) Pb0 Oxido Plumboso

(+3) Fe2O3 Oxido ferrico (+2) Pb0 Oxido Plumboso

Fe304 Oxido ferroso-férrico (+4) PbOz Oxido Plúmbico

Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico

Formula General:

M3O4 Donde M metal 3, y O oxigeno 4


Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación estado de oxidación e ico para el mayor).

Ejemplos:

• Fe3O4 Oxido ferroso-férrico

• Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico


Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.

Ejemplos:

• Fe3O4 Oxido de hierro (II,III)

• Pb3O4 Oxido de plomo (II, IV)

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Ejemplos:

• Fe3O4 Tetroxido de trihierro

• Pb3O4 Tetroxido de triplomo

PEROXIDOS

Son compuestos binarios que contienen un metal unido al ion peroxido, O22-, donde el oxigeno

trabaja con el numero de oxidación (-1), el grupo peroxido consta de dos átomos de oxigeno por lo tanto el numero de oxidación total es (-2)

Para escribir la formula de los peróxidos se anota el símbolo del metal seguido del grupo peróxido

Ejemplo:

2Na + H2O2 Na2O2 + H2

Na+1 O22- intercambiando los números de oxidación Na+4 O2

2- resulta Na2O2

Ca + H2O2 CaO2 + H2

Ca+2 O2z- simplificando e intercambiando los números de oxidación −

−++

12

12

OCa resulta CaO2

Formula General:

M O2 Donde M metal que trabaja con numero de oxidación positivo "generalmente forma con el grupo I (alcalinos +1) y el grupo II (alcalinos térreos +2)" y O2

2- ion peróxido


Peróxido del metal se nombra el anión "peróxido" el articulo de y el nombre del metal

Ejemplos:

• Na2O2 peróxido de sodio

• BaO2 Peróxido de bario

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Ejemplos:

• Na2O2 Dióxido de disodio

• CaO2 Dióxido de calcio

HIDROXIDOS

Son compuestos que contienen un metal unido al grupo hidroxilo, OH, que consta de un átomo de oxigeno y uno de hidrogeno, y tiene numero de oxidación total -1. Los hidróxidos son compuestos iónicos: el metal es el ion (+), y el ion hidroxilo OH-,(-).

NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del grupo hidróxilo, y se igualan sus números de oxidación. El metal trabaja con número de oxidación positivo, y el grupo hidróxilo, con -1.Si son necesarios dos o más grupos hidroxilos, se los encierra entre paréntesis, con el respectivo subíndice fuera.

Obtención:

• MgO + H2O Mg(OH)2

(Oxido de Magnesio) (Hidróxido de Magnesio)

Mg+2 OH1- intercambiando para igualar el N° de oxidación Mg2+OH1- resulta Mg(OH)2

K20 + H20 2KOH

Oxido de Potasio Hidróxido de Potasio

K+ OH1- intercambiando para igualar el N° de oxidación K+ OH1- resulta KOH

Formula General:

M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que corresponde al estado de oxidación del metal.


Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.

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Ejemplos:

• NaOH (hidróxido de sodio)

• Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio)

• Fe(OH)3 (hidróxido ferrico),


Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.

Ejemplos:

• Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)

• Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )

• CuOH (hidróxido de (I) )


Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.

Ejemplos:

• Cu(OH)2 (dihidróxido de cobre)

• NaOH (monohidróxido de sodio)

• Fe(OH)3 (Trihidróxido de hierro)

OXIDOS NO METALICOS

Son óxidos que contienen un no metal unido a oxigeno. Se escribe los símbolos del no metal y del oxigeno y se iguala sus números de oxidación. El no metal trabaja con números de oxidación positivo, y el oxigeno con números de oxidación negativo -2

Obtención:

2 CL2 + O2 2 CL2O

CI1+ O2- intercambiando Cl1- O2- resulta CI2O (óxido hipocloroso)

S + O2 SO2

S4+ O2- simplificando e intercambiando S2+ O1- resulta S O2 (óxido sulfuroso)

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Fórmula general:

Nm O con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.


Óxido del no metal (si el no metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).

Ejemplos:

• Cl2O (Anhídrido hipocloroso)

• SO2 (Anhídrido sulfuroso)

• SO3 (Anhídrido sulfúrico)

• CO (Anhídrido carbonoso)

• CO4 (Anhídrido carbónico)


Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.

Ejemplos:

• CI2O (óxido de cloro) (I),

• SO2 (óxido de azufre (IV) )

• SO3 (óxido de azufre (VI) )

• CO (óxido de (II) )

• CO2(óxido de carbono(IV)


Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento. Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.

Ejemplos:

• CI2O (monóxido de dicloro)

• CO2 (dióxido de carbono)

• CO monóxido de carbono)

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• SO2 (dióxido de azufre)

• SO3 (trióxido de azufre)

LOS OXACIDOS

Son ácidos que contienen hidrógeno unido a un no metal y oxígeno derivan de los OXIDOS, cuya función química es (O-2), siendo compuestos BINARIOS se combinan con el agua para producir compuestos TERNARIOS.

Los OXIDOS ACIDOS reciben este nombre por contener oxígeno en su molécula y porque al reaccionar con el agua producen sustancias con características ACIDAS, a las que se les llama OXIACIDOS.

NOTACION.- Se lee con la palabra ácido y el nombre del no metal, utilizando de manera exactamente igual que para los anhídridos (nomenclatura clásica).

Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal dependiendo con el número de oxidación que esté trabajando usaremos las siguientes prefijos y terminaciones:

Mínimo número de oxidación hipo(prefijo) - oso (terminación) -trabaja con (1 ó 2)

Menor número de oxidación oso (terminación)

Mayor número de oxidación ico (terminación)

Máximo número de oxidación per(prefijo) - oso (terminación) -trabaja con (7)

Obtención:

SO3 + H2O H2SO4

Oxido de azufre VI ó Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico

CO2 + H2O H2CO3

Oxido de carbono IV ó Anhídrido carbónico ácido carbónico

Regla para escribir fórmula de ácidos

Se escribe los símbolos de Hidrogeno "H", no metal "X" y oxigeno "O": HXO

Si el número de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2

Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.

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Ejemplo:

Acido nítrico: el nitrógeno trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.

H1+N5 0 (5+1=6) - H N O 6/2=3 H N O3

Acido Sulfuroso: trabaja con 4 por ser par anotamos 2 hidrogeno: 4+2=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.

H2 S4 O (4+2=6) H2 S O 6/2=3 H2 S O3

Excepto: fosforo "P",Arsénico "As", Antimonio "Sb", Boro "B", Silicio "Si"

LOS OXACIDOS CASOS ESPECIALES

Los elementos: fósforo «P", Arsénico «As», Antimonio «Sb», Boro «B» Forman ácidos meta, piro, orto, Silicio "Si" Forman ácidos meta y orto.

Meta:

Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.


Si el número de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrógeno H si es par dos hidrógenos H2


Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo meta dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:

• Menor numero de oxidación oso (terminación)

• mayor numero de oxidación ico (terminación)

Ejemplo:

Para "P5+" el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno

H1 P5 O (5+1=6) H P O (6/2=3) H P O3 acido meta fosforico

P2O5 + H20 2 HPO3

Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido metafosfórico

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Piro:

Los cuatro elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B.

Se escribe los símbolos de Hidrogeno "H" con subíndice 4, no metal "X" con subíndice 2 y oxigeno su subíndice depende del número de oxidación del no metal": HXO

El número de oxidación del no metal se multiplica por el subíndice del mismo y se suma cuatro hidrógeno Ha; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.

Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo piro dependiendo con el numero de oxidación que esté trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:


Mayor numero de oxidación ico (terminación)

Ejemplo:

Para "P5+" el fósforo trabaja con 5 su terminación será en ico se anotamos 4 hidrogeno por que es el caso piro: 5*2+4=14 la mitad 7 es el subíndice del oxígeno.

H4 P25 0 (5*2+4=14) H4 P2 O (14/2=7) H4 P2 O7 acido pirofosfórico

P205 + 2 H20 2 H4P2O7

Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido pirofosfórico

orto:

Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.


Si el número de oxidación del no metal es impar, escribir tres hidrogeno H3 si es par cuatro hidrógenos H4


Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo orto ó también se puede nombrar como un acido simple y dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:


Mayor número de oxidación ico (terminación)

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Ejemplo:

Para "P5+" el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 3 hidrogeno: 5+3=8 la mitad 4 es el subíndice del oxigeno.

H3 P5 0 (5+3=8) H3 P O (8/2=4) H3 P O4 acido ortofosfórico

P2O5 + 3 H2O 2H3PO4

Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido ortofosfórico o ácido fosfórico

LOS ACIDOS HIDRACIDOS

Son ácidos que contienen hidrógeno unido a un no metal solo es posible realizar con la familia de los halógenos (grupo VII), y los calcógenos (grupo VI) excepto el oxígeno del grupo VI.

NOTACIÓN Se escriben los símbolos del hidrogeno y del no metal, y se igualan sus números de oxidación. El hidrogeno trabaja con (+1) y el no metal con número de oxidación negativo.

NOMENCLATURA Se leen con el nombre genérico ácido el nombre del no metal y su terminación en hídrico.

Si el número de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrógeno H si es par dos hidrógenos H2 y a continuación se escribe el símbolo del no metal.

Obtención:

Hidrógeno + no metal Acido

H2 + Cl2 2HCI

Hidrógeno cloro Acido clorhídrico

SALES

Los ACIDOS, cuya función química es (H3O)+1 pueden ser compuestos binarios o ternarios. Formados por la combinación del HIDROGENO con otro elemento o grupos de elementos de gran electronegatividad cuya principal característica es el aumento de IONES HIDRONIO (H3O)+1 al ser disueltos en agua. Esto les confiere la propiedad de neutralizar los IONES HIDROXILO (OH)-1 liberados en las soluciones de las BASES formándose AGUA, además de una SAL producto de la combinación del ION negativo (ANION) y el positivo (CATION) liberados por el ACIDO y la BASE respectivamente.

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H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2 H20

Ácido Base Sal(sulfato de magnesio) Agua

HCI + NaOH NaCI + H2O

Ácido base sal(cloruro de sodio) agua

Otra característica de los ACIDOS es la liberación del HIDROGENO presente en ellos cuando reaccionan con algún METAL formándose también una SAL.

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Metal ácido sal hidrógeno

Fe + HCI FeCl2 + H2

Metal ácido sal hidrógeno

Las BASES o HIDROXIDOS, cuya función química es (OH)-1 al ser liberadoras del ANION HIDROXIDO (OH)-1 serán capaces de neutralizar a los ACIDOS los cuales liberan el CATION de HIDROGENO (H)+1 formando AGUA, por lo que MUTUAMENTE SE NEUTRALIZAN originando sustancias de una relativa estabilidad. ,

2 Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6H2O

base ácido sal agua

AI(OH)3 + 3 HCI AICI3 + 3 H2O

Base ácido sal agua

Como se puede apreciar, las bases son compuestos TERNARIOS con la participación de un METAL el cual es realmente el que cede el electrón y que le confiere la carga negativa al ANION (OH)-1, quedando él como un CATION. Esto origina que en interacciones entre compuestos que por su fórmula sean llamados hidróxidos, alguno de ellos tenga un comportamiento ACIDO, lo cual depende de la capacidad de ceder electrones de los metales. Aquel que tenga una mayor electronegatividad se comportara como NO METAL (Al) y el compuesto que lo posea se comportara como un ACIDO.

3 NaOH + AI(OH)3 == Na3A1O3 + 3 H2O

Base ácido sal agua

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A los elementos que dependiendo de las condiciones pueden adquirir características de METAL o de NO METAL se le conoce como METALOIDE o ANFOTERO. Ejemplos: Zn, Mn, Al, Cr, W, As, Sb, etc.

Las SALES son sustancias que se componen de un catión y un anión y son de una relativa estabilidad; su solubilidad y actividad química depende de los elementos que la integran. El CATION proviene de una BASE y el ANION su origen quizá sea un ACIDO, de los cuales se ha obtenido por NEUTRALIZACION de las características de ACIDO y BASE. Pueden ser compuestos BINARIOS, TERNARIOS o CUATERNARIOS.

K2SO4 (sal ternaria) sulfato de potasio

Nal (sal binaria) yoduro de sodio

a) Las sales en solución pueden reaccionar entre sí para dar productos que a su vez son sales pero de mayor estabilidad:

AgNO3 + KCI AgCI + KNO3

Sal sal sal sal

Nitrato de plata cloruro de sodio cloruro de plata nitrato de potasio

b) En compuestos con CATIONES o ANIONES multivalentes es posible que se den NEUTRALIZACIONES PARCIALES y por lo tanto las sales que así se originen podrán tener características ácidas o básicas.

NaOH + H2CO3 NaHCO3 + H20

sal ácida

Mg(OH)2 + HCI Mg(OH)Cl + H2O

sal básica

Este tipo de sales pueden ser neutralizadas con un ión diferente originando SALES MIXTAS.

NaHCO3 + KOH KNaCOs + H2O

sal ácida base sal mixta

Mg(OH)CI + HBr MgBrCI + H20

sal básica ácido sal mixta

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d) Sales HIDRATADAS.- En ocasiones las sales cristalizan absorbiendo moléculas de agua; a estas se les conoce como SALES HIDRATADAS, su fórmula se escribe anexándole el número de moléculas de agua a la cual se le conoce como AGUA DE CRISTALIZACION.

CaSO4 El 2 H20 (Sulfato de Calcio dihidratado)

CuSO4 5 H20 (Sulfato cúprico penta hidratado)

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UNIDAD IV

DEFINICIONES QUÍMICAS

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:

1. Utiliza las definiciones químicas de: peso atómico, número de avogadro y volumen molar.

2. Realiza cálculos de pesos moleculares, números de átomos, número de moles, densidad, etc.

PESO ATÓMICO O MASA ATÓMICA.- Es la masa relativa de un átomo con respecto a la unidad de masa atómica (u.m.a.)

Cada elemento químico tiene un peso atómico particular representado por el promedio de masa de sus isótopos, cuyos valores están especificados en la tabla periódica.

PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR.- Es la masa relativa de una molécula con respecto a la unidad de masa atómica.

Se halla sumando los pesos atómicos de todos los átomos que forman la molécula.

ÁTOMO GRAMO O MASA DE UN MOL DE ATOMOS (A).- Es igual al peso atómico de un elemento expresado en gramos.

Ejemplo:

Un at-g de cloro equivale a 35.5 g

Un at-g de hidrógeno equivale a 1,008 g

MOLÉCULA GRAMO O MASA DE UN MOL DE MOLÉCULAS (M).- Es el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.

Ejemplo:

El peso molecular del agua es:

H2O........M = 2 (peso atómico del H) + 1 (peso atómico del O)

= 2 (1) + 1(16) = 18 g

18 g de agua equivale a 1 mol de moléculas de agua

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El peso molecular del H2SO4 es:

H2 + S + O4 = 98

2 + 32 + 64 = 98g

NÚMERO DE AVOGADRO

Representa el número de átomos que existen en un átomo gramo (mol de átomos) de cualquier elemento o el número de moléculas que existe en un mol de moléculas de cualquier sustancia, este número es 6,023 x 1023. Este es el número de átomos o moléculas que se tomo en cuenta para el peso atómico o peso molecular respectivamente.

Por ejemplo:

1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas

1 at - g (mol de átomos) = 6,023 x 1023 átomos

En los siguientes cuadros se muestran equivalencias entre pesos atómicos, átomo - gramo, peso molecular, número de átomos y número de moléculas.

ELEMENTO PESO ATÓMICO ÁTOMO GRAMO NÚMERO DE ÁTOMOSH 1,008 1,008 g 6,023 x 1023

0 16,00 16,00 g 6,023 x 1023

Cl 35,5 35,5 g 6,023 x 10z3

Ag I 107,87 107,87 g 6,023 x 1023

MOLÉCULAS DE COMPUESTOS

PESO MOLECULAR

MOLÉCULA GRAMO

NUMERO DE MOLECULAS

CO 12 + 16 = 28 28 6,023 x 1023

HC1 1,008 + 35,5 = 36,5 36,5 6,023 x 1023

NH3 14 + 3(1,008) = 17,02 17,02 g 6,023 x 1023

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COMPUESTO NÚMERO DE

MOLES PESO EN GRAMOS

NÚMERO DE MOLÉCULAS

CO2 1 44 6,023 x 1023

CO2 2 2(44) 2(6,023 x 1023)

CO2 0,5 0,5(44) 0,5(6,023 x 1023)

NÚMERO DE ATOMO GRAMO O NÚMERO DE UN MOL DE ATOMOS (# at-g).- Se halla dividiendo el peso de un elemento en gramos entre su respectivo peso atómico.

# at-g =

toodelelemenPesoatomicntoosdelelemePesoengram

NUMERO DE MOL GRAMO O NUMERO DE MOLES DE MOLÉCULAS (n).- Se halla dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo peso molecular.

n =

cialardelasusPesomolecuciaosdelasusPesoengram

tantan

NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (#Eq-g).- Se halla dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo equivalente gramo.

# Eq-g =

egramoEquivalentciaosdelasusPesoengram tan

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EQUIVALENTE GRAMO.- De un elemento como la masa del mismo que se combina con 8 gramos de oxígeno o con 1 gramo de hidrógeno, o con la masa de otro elemento capaz de combinarse a su vez con 8 gramos de oxígeno o con un 1 gramo de hidrógeno.

Peso equivalente = VPa

ValenciaoPesoatomic =

REGLAS PARA CALCULAR EL PESO EQUIVALENTE

1.- Para un elemento simple: Es el peso atómico dividido por la valencia

VPaPeq =

Ejemplo: para el aluminio

Peso atómico del Al = 27 g

gPeq 9327 ==

2.- Cuando se trata de un ácido, el peso molecular se divide por el número de hidrógenos sustituibles.

Ejemplo: para el ácido sulfúrico

Peso molecular del H2SO4 = 2 + 32 + 64 = 98 g

gessustituibldeHN

MPeq 49298

º=

+=

3.- Cuando se trata de un hidróxido, el peso molecular se divide por el número de oxhidrilos.

Ejemplo: Para el hidróxido férrico

Peso molecular del Fe(OH)3 = 56 + 3(16+1) = 107

gdeOHNMPeq 6,35

3107

º== −

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4.- Cuando se trata de una sal, el peso molecular se divide por el número de cargas positivas o negativas (del catión o del anión).

Ejemplo: para el carbonato de calcio

Peso molecular del CaCo3 = 100 g

Carga del catión Ca2+ = 2

Carga del anión CO32- _ -2

gssonegativaaspositivadecN

lardelasalPesomolecuPeq 502

107argº

==

Ejemplo:

Para el cloruro de aluminio AICI3

gPeq 5,443

5,133 ==

VOLUMEN MOLAR (Vm).- Es el volumen ocupado por un mol de moléculas de una sustancia gaseosa, su valor depende de la temperatura y de la presión. En condiciones normales de temperatura y presión CNTP (0 °C y 760 mmHg), un mol de moléculas de cualquier sustancia gaseosa ocupa un mismo volumen, denominado volumen molar, cuyo valor es 22,4 litros.

Según la hipótesis de Avogrado, 22,4 litros de cualquier sustancia gaseosa en CNTP contendrán el mismo número de moléculas, es decir 6,022 x 1023 (Número de Avogrado). Por lo tanto el peso de 22,4 litros de cualquier gas en CNTP será su peso molecular.

DENSIDAD ABSOLUTA.- La densidad de una sustancia es una propiedad que representa, la masa que tiene un cuerpo por cada unidad de volumen.

Cuando se trata de sólidos y líquidos se expresa en gramos por cm3. La densidad de un gas se expresa en gramos por litro, kilogramos por m3 ó libras por pie 3.

Para calcular la densidad absoluta de un gas, se debe conocer su peso molecular. Según el principio de Avogrado, un mol de moléculas de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros medidos en C.N. luego:

LM

arvolumenmollarPesomolecuD

4,22==

PAB - 2013


Ejemplos:

Considerando volumen molar y en condiciones normales de temperatura y presión.

La densidad absoluta del oxigeno será:

El peso molecular del oxigeno (O2) es 32 g

El volumen de un mol de moléculas de oxigeno en CNTP es 22,4 litros

Lg

LgD 429,14,22

32 == (peso de 1 litro de oxigeno en C.N.)

La densidad absoluta del hidrógeno será:

El P.M del H2 es 2 g

Lg

LgD 0899,04,22

2 ==

DENSIDAD RELATIVA.- Es la relación que existe entre las densidades absolutas de dos cuerpos y es adimensional. Para sustancias gaseosas, es la relación entre la densidad del gas y la densidad de otra sustancia gaseosa tomada como referencia. Normalmente se emplea como patrón o referencia, el hidrógeno, el oxigeno o el aire.

Ejemplo:

Calcular la densidad relativa del oxigeno con respecto al aire:

105,1293,1

429,1===

LgLg

aireDensidadelloxigenoDensidaddeD

Significa que el oxigeno es 1,105 veces más pesado que un volumen igual de aire.

Cuando se trata de calcular densidades relativas de cuerpos sólidos o líquidos normalmente se utiliza como referencia la densidad de agua.

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Ejemplo:

Calcular el peso de 5 litros de dióxido de azufre medidos en condiciones normales.

Primero se determina el peso molecular:

M so2 = 32 + 32 = 64 g/mol.

Luego:64 g de SO2 ocupan === 22,4 litros

X g de SO2 ocupan === 5 litros

228,144,22

645 gdeSOlitros

glitrosxX ==

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UNIDAD V

GASES


1. Explica las propiedades principales de los gases

2. Aplica las leyes de los gases en la solución de problemas: isotérmicos, isobáricos e isocóricos.

3. Utiliza la ecuación general de los gases en la resolución de problemas.

GAS.- Es toda sustancia que en condiciones ambientales no presentan forma ni volumen definido, ello se debe a que las fuerzas repulsivas intermoleculares son de mayor intensidad que las fuerzas atractivas.

GAS IDEAL.- Es un modelo teórico de gas que cumple exactamente con las leyes de Boyle- Mariotte, Charles y Gay Lussac.

GAS REAL.- Es todo gas que existe en la naturaleza, estos gases a bajas presiones y altas temperaturas tienen un comportamiento muy aproximado al gas ideal.

VARIABLES DE ESTADO DE UN GAS.- Son la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T), la medida de estas magnitudes nos da información de la condición física de un gas.

PROCESO GASEOSO.- Es aquel proceso donde ocurre que un gas cambia la medida de sus variables de estado.

Un proceso gaseoso restringido es aquel tipo de proceso donde una de sus variables de estado (presión, volumen o temperatura) permanece constante, los mismos que tienen un nombre característico y se hallan regidos por tres leyes fundamentales.

• Proceso isotérmico------Temperatura constante ----------- Ley de Boyle-Mariotte

• Proceso isobárico-------- Presión constante------------------Ley de Charles.

• Proceso isocórico-------- Volumen constante----------------Ley de Gay Lussac

PRESIÓN.- Es la magnitud física que expresa la relación que existe entre una fuerza y el área sobre la que actúa dicha fuerza.

Presión - Fuerza

Area

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Equivalencia de unidades:

1 atm. = 760 mm Hg = 760 Torr.

1 atm. = 14,7 Ibf/pulg2 = 14,7 p.s.i

1 atm. = 10,33 m H2O = 29,9 pulg Hz0

1 atm. = 1,033 Kg/cm2

1 atm. = 101,3 x 103 N/m2

1 atm. = 101,3 KPa = 101,3 x 103 Pa

PRESIÓN ATMOSFÉRICA (Pb).- Es la presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie de la tierra y sobre cualquier cuerpo que se halle bajo su efecto. Esta presión se mide con el barómetro por este motivo es llamada presión barométrica.

A medida que aumenta la altura sobre el nivel del mar, la presión atmosférica disminuye.

PRESIÓN MANOMETRICA (Pm).- Es toda presión que no es debida a la atmósfera, la presión manométrica es la presión que ejerce un gas encerrado y se mide con un manómetro.

PRESIÓN ABSOLUTA.- Es la presión total que soporta un cuerpo, su medida se halla sumando la presión manométrica y la atmosférica.

P=Pm+Pb

TEMPERATURA.- Es el grado de nivel térmico perceptible por nuestro sentido o La medida del flujo de calor de un cuerpo.

Las escalas de medición de la temperatura se dividen fundamentalmente en dos tipos, las absolutas y relativas. Ya que los valores que puede adoptar la temperatura de los sistemas, aún que no tienen un máximo, sí tienen un nivel mínimo, el .

Las escalas relativas usan como punto de referencia dos fenómenos que ocurren siempre a la misma temperatura, generalmente los puntos de congelación y ebullición del agua, las mas empleadas son la escala Celsius o centígrada y la escala Fahrenheit

La escala internacional para la medición de temperatura es una escala absoluta, parte del cero absoluto, que es un punto teórico no alcanzado aun por ningún cuerpo y donde hipotéticamente se sostiene que no habría movimiento molecular. (escala Kelvin K, y escala Rankine R)

La escala Kelvin se inicia en el cero absoluto y cuando la presión exterior es una atmósfera, marca 273° en el punto de congelación del agua y 373° en el punto de ebullición del agua.

Cuadro comparativo entre las diferentes escalas:

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Escala Cero Absoluto Fusión del Hielo Ebullición del agua

Kelvin 0 K 273 K 373 K

Ranking 0 °R 492 °R 672 °R

Centígrada -273 °C 0 °C 100 °C

Fahrenheit -460'>F 32 °F 212 °F

Cuadro para cambiar la lectura de una a otra escala

De hacia Fahrenheit hacia Celsius hacia Kelvin

°F F (°F - 32)/1.8 (°F-32)*5/9+273

°C (°C *1.8) + 32 C °C + 273

K (K-273 )*9/5+32 K-273 K

PROCESOS GASEOSOS

LEY DE BOYLE-MARIOTTE (TEMPERATURA CONSTANTE)

"Los volúmenes ocupados por una masa gaseosa manteniendo la temperatura constante, son inversamente proporcionales a las presiones que soportan". Esta ley se relaciona con la propiedad de gran compresibilidad que presentan los gases. En términos matemáticos, el producto presión x volumen de una cantidad determinada de gas permanece constante. Por tanto, al comparar las propiedades de una cantidad determinada de un gas ideal bajo dos condiciones, conocidas como estado inicial y final, se puede representar la siguiente ecuación a temperatura constante

PV (Inicial) = PV (Final) ó P1V1 = P2V2

Ejemplo:

Una masa de nitrógeno ocupa 10 litros bajo un presión de 700 mm Hg. Determine el volumen que ocupará a 770 mm Hg si la temperatura permanece constante.

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El aumento de pesión de 700 a 770 mm Hg da lugar a una disminución de volumen.

P1V1 = P2V2

700 mm Hg x 10 litros = 770 mm Hg V2

litrosmmHg

litrosmmHgxV 9770

107002 ==

LEY DE CHARLES (PRESIÓN CONSTANTE)

"Los volúmenes ocupados por una masa gaseosas manteniendo la presión constante, son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas". Esta ley se refiere a la capacidad que tienen los gases de poderse expandir o dilatarse térmicamente.

)()( FinalVTinicial

TV = O

2

2

1

1

TV

TV =

Ejemplo:

Determinar el volumen que ocuparán 260 litros de helio a 35° C si el gas a un principio se encuentra a 12°C.

La temperatura debe convertirse: 35 + 273 = 308 K

Luego reemplazando en la ecuación: 12 + 273 = 285 K

KV

Klitros

308285260 2=

KKlitrosxV

285308260

2 = V2= 28,09 litros

LEY DE GAY LUSSAC (VOLUMEN CONSTANTE)

"Manteniendo el volumen constante, la presión de una masa dada de gas varía directamente proporcional con la temperatura absoluta"

La presión ejercida por una masa gaseosa, depende de la velocidad de las moléculas, a su vez la velocidad de las moléculas depende de la temperatura, por lo tanto la presión ejercida por un sistema gaseoso cambia de acuerdo con la temperatura del gas siempre que el volumen sé mantenga constante.

)()( FinalVPInicial

TP = O

2

2

1

1

TP

TP =

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Ejemplo:

Un tanque de acero contiene SO2 a 25° C y una presión de 10 atm. Determine la presión del gas a 95° C.

25 + 273 = 298 K

95 + 273 = 368 K

KP

Katm

36829810 2=

KKatmxP

29836810

2 = P2 = 12,34 litros

El aumento de temperatura ocasiona, aumento de presión.

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES (LEY COMBINADA)

Los cambios de volumen de una masa de gas, tienen lugar con frecuencia por cambios simultáneos de presión y temperatura. La ecuación general de los gases o Ley combinada, reúne en un solo enunciado dos de las tres leyes anteriores. Es decir, por combinación de dos leyes, se obtiene una ley que se aplica a todas las posibles combinaciones de cambios.

La obtención de la ecuación general de los gases se realiza a partir de la Ley de Boyle y de Charles. Se considera el proceso de expansión de un gas en dos etapas:

2

22

1

11

TP

TP vv =

12

2

21

1

VTP

VTP =

La ecuación general de los gases se puede expresar también en función de la densidad.

Multiplicando ambos miembros de la ecuación por la masa del gas

12

2

21

1

VTP

VTP =

12

2

21

1

VTmP

VTmP = Luego ;2

2

dVm =

;12

dVm =

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Reemplazando: 2

21

1

12

TPd

TPd =

Significa que: las densidades de los gases, son directamente proporcionales a sus presiones e inversamente proporcionales a sus temperaturas absolutas.

12

21

21

1

TPTP

dd =

PRESIONES PARCIALES (LEY DE DALTON)

A temperatura constante, la presión ejercida por un gas, es directamente proporcional al número de moléculas del gas en ese volumen.

Cuando una o más muestras gaseosas se introducen en el espacio ocupado previamente por un solo gas, la presión sobre las paredes del recipiente aumentará.

La presión parcial de un gas en una mezcla gaseosa es igual a la presión que ejercería ese gas si ocupara el volumen el solo.

La presión total será igual a la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno de los gases.

Si varios gases, A, B y C, se colocan en un mismo recipiente, acaban formando una mezcla homogénea. La presión que cada gas ejerce individualmente en una mezcla se denomina presión parcial.

La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa:

Ptotal = PA + PB + PC

Tanto la mezcla de los gases como cada componente individual cumplen la ecuación de los gases ideales o perfectos:

Ptotal V = (nA + nB + nC) RT

Cuando se realizan trabajos de laboratorio con gases, estos se pueden recoger sobre agua, en estos casos, la presión del gas húmedo contribuye a la presión total de la mezcla.

La presión parcial del vapor de agua está definida para cada temperatura y es independiente de la naturaleza del gas, este valor definido se encuentra en tablas. La presión de vapor de agua debe restarse de la presión total para obtener la presión parcial efectiva del gas que se está midiendo.

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PRESIÓN DEL GAS = PRESIÓN TOTAL - PRESIÓN DE VAPOR DE AGUA

ECUACIÓN DE ESTADO

Las leyes de Boyle, de Charles y el principio o hipótesis de Avogrado, pueden combinarse para obtener una expresión general que relacione V - P - T y número de moles de una masa gaseosa. Esta expresión recibe el nombre de Ecuación de estado debido a que demuestra como se combinan las cuatro variables V, P, T y n (número de moles) al pasar el gas de un estado a otro en la expresión:

0

00

TVP

TPV

= Constante

Asumiendo: condiciones normales de presión y temperatura y para un mol

P0 = 1 atm.

T0 = 273 K.

V0 = 22,4 L = Vm.

Reemplazando valores

Kmolatmlitro

KmolLatm

TVP m 082,0

273/4,221

0

0 ==

Este valor se representa por la letra R y se asume como la constante universal de los gases, por lo tanto se tendrá:

PV = RT

Luego para n moles de gas

P V = n R T (Ecuación universal de los gases)

El número de moles n en un volumen de gas puede ser reemplazado por m/M siendo m los gramos de la sustancia gaseosa y M su peso molecular. La expresión será:

RTMmPV =

Despejando M: PV

mRTM =

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Significa que se puede conocer el peso molecular M de una sustancia en función de magnitudes que pueden determinarse. Se conoce también que m/v es la densidad absoluta del gas.

PdRTM =

Expresión que permite calcular el peso molecular conociendo la densidad.

Ejemplo:

A 20° C y 758 mm Hg, 1,29 litros de un gas pesa 2,71 g. Calcule el peso molecular aproximado del gas.

T: 273 + 80 = 293 K.

P: 758 mm Hg conociendo que 1 atm = 760 mm Hg

760 mm Hg

P = 0,997 atm

PVmRTM =

Latmx

KxKmolatmLgx

M29,1997,0

293082,071,2=

molgM 50=

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UNIDAD VI

ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRIA

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante:

1. Identifica cuando ocurre una reacción química

2. Identifica el número de oxidación de los elementos en un compuesto.

3. Balancea ecuaciones químicas por el método redox.

4. Identifica al reactivo limitante en una ecuación química.

5. Aplica en problemas las relaciones estequiométricas, calcula el rendimiento de una reacción química.

REACCIONES QUÍMICAS

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.

Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (02) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

2H2 + O2 – 2H2O

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.

A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.

Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Las reacciones químicas pueden clasificarse de la siguiente forma:

Por su mecanismo

1. Por la transferencia de electrones entre átomos

2. Por su extensión

3. Por los cambios de energía calorífica

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ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN QUÍNICA

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los tomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de.la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

2H2 + O2 2H20

Reactivos Productos

4H y 20 = 4(H) + 2(0)

BALANCE DE ECUACIONES

Todas las reacciones químicas para ser válidas, deben cumplir con la ley de la conservación de la materia, es decir, el número de átomo de cada elemento sea el mismo en los reactantes y productos.

En el presente nos limitaremos a estudiar los siguientes métodos de balance de ecuaciones químicas (igualación de ecuaciones químicas):

• Tanteo

• Redox

MÉTODO DE TANTEO

Es un método utilizado cuando las reacciones son sencillas. En este método, es recomendable iniciar el balance por los elementos metálicos o aquellos elementos que menos se repiten. Los hidrógenos y oxígenos se deben dejar para lo último. Si un coeficiente no es entero, se multiplican todos por el mayor denominador.

Ejemplo:

Fe + HCI FeCl3 + Hz

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- El Fe está igualado en ambos miembros

- Existen 3 átomos de cloro a la derecha por lo tanto se coloca un coeficiente de 3 delante del HCI 1 Fe + 3HCI - 1 FeCl3 + H2

- Luego se balancean los hidrógenos colocando 3/2 delante del hidrógeno.

1 Fe + 3HCI - 1 FeCl3 + 3/2H2

- El coeficiente del hidrógeno debe ser transformado en número entero, para ello toda la ecuación se multiplica por 2

2Fe + 6HCI 2 FeCl3 + 3H2

Ejemplo:

HCI + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O

- Está equilibrado el número de Mn

- En el lado derecho existen 4 átomos de cloro por lo tanto se debe ajustar colocando 4 delante del HCI.

4HCI + MnO2 MnCI2 + CI2 + H20

- Finalmente para el hidrógeno se tiene un coeficiente definido de 4 en el HCI por lo tanto corresponde colocar un coeficiente de 2 al agua

4HCI + MnO2 MnCI2 + CI2 + H20

MÉTODO REDOX

Las reacciones Redox son aquellas en las cuales se produce transferencia de electrones.

Oxidación.- Es un proceso en el cual una especie pierde electrones.

Reducción.- Es un proceso en el cual una especie gana electrones.

Oxidante.- Es toda especie química que puede provocar una oxidación. En la reacción el oxidante se reduce.

Reductor.- Es toda especie química que puede provocar una reducción. En la reacción el reductor se oxida.

Siempre que una especie química gana electrones, existe otra que los pierde. El número de electrones ganados por el oxidante coincide con el número de electrones perdidos por el reductor.

Ejemplo:

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Oxidación: Cu0 - 2e Cu+2 (pérdida de electrones)

(cobre metálico)

Reducción: Ag+1 + 1e- Ag0 (ganancia de electrones)

(ión plata)

El proceso de oxidación se multiplica por (1) y el proceso de reducción se multiplica por (2)

1 Cu0 1 Cu+2 + (1)2e-

2Ag+1 + 2e- 2Ag0

Sumando ambas semi-reacciones:

Cu0 + 2Ag+1 Cu+2 + 2Ag0

Para igualar una ecuación redox se deben seguir los siguientes pasos:

1. Se identifican los elementos que al reaccionar han cambiado su número de oxidación indicando la variación de carga.

2. Se expresa el cambio de número de oxidación escribiendo las semireacciones electrónicas parciales, una de reducción y otra de oxidación.

3. El número de electrones ganados o perdidos, se intercambia en ambas semireacciones.

4. Se suman ambas semireacciones obteniéndose la ecuación iónica.

5. Se colocan los coeficientes correspondientes en la ecuación original molecular y se hacen reajustes finales.

Ejemplo: Igualar la siguiente reacción

0 5+ 2+ 2+

Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O

El nitrógeno y el cobre cambian en su número de oxidación

El nitrógeno cambia de +5 a +2 (oxidante)

El cobre cambia de 0 a +2 (reductor)

Semi-reacción para el agente reductor:

Cu0 Cu+2 + 2e- (Ecuación 1)

Semi-reacción para el agente oxidante

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3e- + N+5 N+2 (Ecuación 2)

Se intercambia la variación de carga electrónica

La ecuación (1) se multiplica por 3

3Cu0 3Cu+2 + 6e-

La ecuación (2) se multiplica por 2

6e + 2N+5 2N+2

Sumando ambas reacciones

3Cu0 3Cu+2 + 6e

6e- + 2N+5 2N+2

3Cu0 + 2N+5 - 3Cu+2 + 2N+2

Luego se colocan estos coeficientes en la ecuación original o molecular (con preferencia en los productos) luego se hacen los reajustes necesarios.

+ 3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H20 (ecuación final)

En forma directa:

0 5+ 2+

Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O

2x1=2 3x1=3 (corresponde a número de electrones ganados y

perdidos multiplicados por su atomicidad)

Luego se intercambia dichos números, el 3 como coeficiente del Cu (NO3)2 y el 2 como coeficiente del NO

o +5 +2 +2

Cu + HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

2x1-2 3x1=3

Tenemos 3 Cu en la derecha, colocamos 3 Cu en la izquierda

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Tenemos 8 N en la derecha, colocamos 8 en el HN03 en la izquierda

3 Cu + 8HNO3 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + H20

Luego igualamos los hidrógenos o los oxígenos, al igualar uno de ellos el otro queda automáticamente igualado, por ejemplo hay 8 H en la izquierda, colocamos 4 en el H20.

3 Cu + 8HNO3 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4H20

Ejemplo: Igualar la siguiente ecuación:

HNO3 + H2S S + NO + H20

El N gana 3 electrones x su atomicidad 1= 3

El S pierde 2 electrones x su atomicidad 1= 2

Intercambiando: tenemos HNO3 + H2S 3S + 2NO + H20

Luego por tanteo: tenemos 2HNO3 + 3H2S 3S + 2 NO + 4 H20

ESTEQUIOMETRÍA

Es el estudio de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos que participan en una reacción química. Las sustancias pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas y las relaciones estarán referidas a pesos o volúmenes.

CÁLCULOS MEDIANTE ECUACIONES QUÍMICAS

Se pueden establecer tres relaciones basadas en cálculos estequiométricos:

Relación peso – peso

Relación peso - volumen

Relación volumen – volumen

RELACIÓN PESO - PESO

Ejemplo:

Encuentre el peso de Ca0 que puede obtenerse al calentar 300 g de CaCO3.

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La reacción corresponde a la descomposición por calentamiento del CaCO3.

CaCO3 + Calor CaO + CO2

Peso molar peso molar

100g 56g

Significa que 100 g de CaCO3 forman 56 g de CaO, los 300 g de CaC03 forman X g de CaO

100 g CaCO3 56 g CaO

300 g CaCO3 X

X= 100

30056x =168 g de CaO

X = 168 g de CaO (resultado)

O bien por el método de factores de conversión:

300 g C03 Ca 3

3

1001

gCaCOmolCaCOx =

311molCaCOmolCaCO

x =molCaCgCaCOx

156= =168 g de CaO (resultado)

Con la descomposición de 300 g de CaCO3 se formarán 168 g de CaO.

RELACIÓN PESO - VOLUMEN

Determine el volumen en litros de C02 medidos en C.N que pueden obtenerse al calentar los 300 g de CaCO3.

CaCO3 + Calor CaO + CO2

Peso molar 22,4 litros

(volumen molar)

significa que 100 g de CaCO3 dan lugar a la formación de 22,4 litros de C02, luego los CaC03 darán lugar a X litros de C02.

100 g CaC03 22,4 litros de C02

300 g CaC03 X

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22,67100

3004,22 litrosdeCOxX ==

X = 67,2 litros de CO2

Por factores de conversión:

300 g CaCO3 3

3

1001

gCaCOmolCaCOx =

311molCaCOmolCaCO

x =2

2

.14,22molarCOvollitrosCOx = =67,2 litros de CO2

RELACION VOLUMEN -VOLUMEN

Ejemplo:

Calcular el volumen de oxigeno necesario para quemar 30 litros de metano. Los volúmenes de ambos gases, están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura (C.N).

La ecuación es: CH4 + 2O2 CO2 + 2H20

22,4 L 2x22,4 L

luego: 22,4 litros CH4 consumen 2 x 22,4 litros de O2

30 litros CH4 consumiran X litros de O2

2...604,22

304,222 OdelitrosxxX ==

X = 60 litros de Oxigeno.

Calculando por factores de conversión:

30 litros CH4 4

2

.12

molarCHvolvolmolarOx =

4

4

4,22.1litrosCHmolarCHvolx =

2

2

.)4,22(2

molarOvollitrosOx = =60 litros de CO2

El resultado nos indica que para quemar 30 litros de CHa en C.N se requieren 60 litros de oxigeno.

PUREZA, REACTIVO LÍMITE Y RENDIMIENTO

Gran parte de las sustancias químicas utilizadas en las reacciones no son completamente puras o no tienen una pureza del 100 %. Por este motivo, en estos casos, las cantidades a utilizar no

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siempre están representadas por los resultados estequiométricos si no que debe considerarse la pureza correspondiente.

En una reacción química, la sustancia que primero se consume se llama reactivo límite debido a que determina o limita la reacción, o cantidad de producto que se forma. Pueden sobrar uno o más reactivos los cuales son llamados reactantes o reactivos en exceso.

La cantidad de producto calculado que debe formarse cuando el reactivo límite o limitante ha reaccionado se denomina rendimiento teórico. En cambio la cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción, se llama rendimiento real, este último, generalmente es menos que el rendimiento teórico por diferentes razones:

No siempre es posible recuperar todo el producto de la reacción o por que se producen otras reacciones secundarias.

100RedimRe% xaMasaTeoric

alMasaienton =

100RedimRe% xricaVolumenTeoalVolumenienton =

Ejemplo:

1.- Según la reacción indicada, calcule la cantidad de N2SO4 que se puede obtener a partir de 370 g de NaCI al 85 % de pureza.

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCI

Pasos a seguir:

Se balancea la ecuación, se determinan pesos moleculares de las sustancias de interés y luego se hacen las relaciones estequiométricas considerando la pureza del NaCI.

Pesos moleculares:

Na2SO4 = 142 g/mol. Cantidad real de NaCI = 370 x 0,85 = 314,5 g

NaCI = 58,5 g/mol.

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCI

2(58,5 g) NaCl 142 g Na2SO

314,5 g NaCl X

PAB - 2013


Na2SO470,381)5,58(25,314142 gdexX ==

X = 381,70 g de Na2SO4 (resultado)

2.- Según la siguiente reacción HCI + Mn02 - MnCl2 + CI2 + H20

Cuando reaccionan 0,86 moles de MnO2 y 48,6 g de HCI.

a) Que reactivo se agotará primero?

b) Cuantos gramos de cloro gaseoso se producen?

Respuesta:

En principio se balancea la ecuación, luego se determinan pesos estequiométrios del HCI; MnO2 y CI2 y se hacen las relaciones estequiométricas.

4HCI + MnO2 MnCl2 + CI2 + 2H2O

Pesos estequiométricos:

HCI = 4(36,5)g = 146 g/mol

MnO2 = (55 + 32)g = 87 g/mol

Los 0,86 moles de MnO2 pueden ser transformados a gramos

0,86 moles MnO2 2

2

187molMnO

gMnOX = = 74,8 g MnO2 existentes

En cuanto al HCI se disponen 48,6 g luego:

146 g HCI consumen == 87 g MnO2

48,6 g HCI consumen == X

146

6,4887xX = = 28,96 g de MnO2

146 X = 28,96 g Mn02 (necesarios)

Considerando el MnO2 existente que es de 74.8 g, el reactivo limitante es el HCI, puesto que 48.6 gramos de HCI solo consumirán 28.96 g de los 74.8 g de MnO2 existentes.

PAB - 2013


a) El reactivo que primero se agota es el HCI

b) La cantidad de cloro gaseoso formado se debe calcular a partir de la masa del reactivo limitante (HCI)

146 g HCI == 71 g CI2

48,6 g HCI == X

26,23146

6,4871 gdeClxX ==

X = 23,6 g de CI2 (producidos)

3.- El cromo puede obtenerse de su óxido de acuerdo a la siguiente reacción:

Cr203 + C Cr + CO

¿Cuántos kilogramos de cromo pueden obtenerse a partir de 400 Kg de Cr203 si el rendimiento del proceso es del 86%?

Cr2O3 + 3C 2Cr + 3C0

Pesos (kg):

Cr203 = 152

2Cr = 104

152 kg Cr2O3 104 kg Cr

400 kg Cr2O3 X

152400104xX = = 273,68 kg de Cr

X = 273,68 kg de Cr

El rendimiento del proceso es del 86% entonces:

273,68 kg 100%

X 86%

KgxX 36,235100

8668,273 == X = 235,36 kg de Cr se obtienen

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UNIDAD VII

SOLUCIONES


1. Identifica a una solución de acuerdo a sus características.

2. Calcula unidades de concentración de las soluciones y su aplicación a la solución de problemas operativos.

DEFINICIÓN

Solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras denominadas componentes de la solución.

Componentes - Soluto

- Disolvente

Disolvente es la sustancia donde se disuelve el soluto, tiene el mismo estado físico que la solución y generalmente se encuentra en mayor cantidad (en toda solución existe un solo disolvente).

Soluto es la sustancia que se dispersa a través del disolvente en forma de moléculas o de iones para formar una sola fase (en una solución puede existir mas de un soluto).

Cuando una sustancia se disuelve o dispersa a través de otra, formaremos una mezcla donde encontramos tres posibilidades diferentes de tamaños de partículas o miscelas, en cada caso da lugar a mezclas denominadas:

• solución 1 - 10A

• Coloide 10- 10000A

• Suspensión > - 10000 A

En las soluciones las partículas constituyentes son de magnitud molecular o atómica, es por ello que estas no precipitan o sedimentan.

En las suspensiones las partículas constituyen grupos grandes de moléculas y precipitan, por lo tanto se las puede separar por medio de la filtración.

En una emulsión la materia que se dispersa es también un líquido, (solución coloidal) la emulsión generalmente tiene un aspecto blanco por reflejar la luz y las gotitas de la sustancia dispersa son generalmente un aceite.

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CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:

SEGÚN EL NÚMERO DE COMPONENTES

• Soluciones binarias: de dos componentes

• Soluciones ternarias: de tres componentes

• Soluciones cuaternarias: de cuatro componentes

SEGUN LA NATURALEZA DEL DISOLVENTE

• Soluciones acuosas (cuando el disolvente es el agua)

• Soluciones orgánicas (cuando el disolvente es un compuesto orgánico por ejemplo el benceno, acetona, etc.)

SEGUN LA NATURALEZA DEL SOLUTO

• Soluciones iónicas (cuando la sustancia dispersa esta en forma de iones, estas soluciones se caracterizan por que conducen la corriente eléctrica).

• Soluciones moleculares (cuando las sustancia dispersa se encuentra en forma de moléculas, estas soluciones no conducen la corriente eléctrica).

SEGUN LOS ESTADOS DE AGRECIÓN DE LA MATERIA

• Soluciones sólidas (donde sus componentes se encuentra en estado sólido, por ejemplo las aleaciones, amalgamas, etc.)

• Soluciones líquidas (donde sus componentes se encuentran en estado líquido, por ejemplo las salmueras, alcohol y agua, etc.)

• Soluciones gaseosas (donde sus componentes se encuentran en estado gaseoso por ejemplo el aire, etc.)

SEGUN LA CANTIDAD DE SUS COMPONENTES

• Soluciones diluidas (cuando la cantidad de soluto es pequeña con respecto a la masa del disolvente)

• Soluciones concentradas (cuando la cantidad de soluto es representativa con respecto a la masa del disolvente).

• Soluciones saturadas (cuando la solución no disuelve mas soluto a esa temperatura, son soluciones estables)

• Soluciones sobresaturadas (cuando tiene mayor cantidad de soluto que el que debería tener a esa temperatura, son soluciones inestables)

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la de disolvente o de solución a una determinada temperatura.

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UNIDADES FÍSICAS

1. Gramos de soluto por 100 gramos de solvente

2. Gramos de soluto por 100 gramos de solución (%p/p, %m/m, o % en peso)

3. Gramos de soluto por 100 ml de solución (% p/v o %m/v)

4. Gramos de soluto por litro de solución

5. Miligramos de soluto por litro de solución (ppm)

PROBLEMAS RESUELTOS

1.- Calcular el porcentaje peso/peso de soluto y de solvente de una solución formada por 30 g de soluto y 170 g de solvente.

mSOLUTO

%(P / P)soluto = ---------- x100

mSOLUCION

mSOLVENTE

%(P / P)solvente = ------------ x100

mSOLUCION

Donde:

( % P / P )soluto : porcentaje peso/peso o masa/masa de soluto

msoluto : masa del soluto medida en gramos.

msolución: masa de la solución medida en gramos.

Solución:

% (P / P) soluto = %1510017030

30 =+

x

% (P / P) soluto = %8510017030

170 =+

x

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2.- Determinar la cantidad de soluto existente en 70 gramos de solución cuya concentración es de 15% en peso.

Solución:

15% en peso significa que existen 15 gramos de soluto en 100 gramos de solución.

% (P /P) soluto = 100xmm

solucion

soluto

msolucion =?

msolucion = 70 g

% p/p = 15

100)/%( solucionsoluto

solutoxmPPm =

lutogramosdesoxmsoluto 5,10100

7015 ==

Otra forma de resolver es utilizando regla de 3 simple

15 gramos de soluto 100 gramos de solución

X 70 gramos de solución gdesolutoxX 5,10100

1570 ==

X = 10,5 gramos de soluto

Significa que existen 10,5 gramos de soluto en los 70 gramos de solución al 15% en peso.

3.- Determinar la cantidad de solución que se puede preparar con 7 gramos de sal de tal forma que la solución resultante tenga una concentración del 18% en peso.

Solución:

La solución final debe tener una concentración del 18 % en peso, significa que deben existir 18 gramos de soluto en 100 gramos de solución, luego con 7 gramos de sal se preparan X gramos de solución:

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18 gramos de soluto 100 gramos de solución

7 gramos de soluto X

187100xX = = 38,88 g de solucion

X = 38,88 gramos de solucion

Significa que con los 7 gramos de soluto se pueden preparar 38,8 gramos de solución con una concentración del 18% en peso.

4.- Se disuelven 17 gramos de sal en 110 gramos de agua. Determinar la concentración de la disolución en tanto por ciento en peso.

Solución:

Peso de la solución = peso de soluto + peso de disolvente

Peso de la solución = 17 gramos + 110 gramos de agua =127 gramos.

%( P / P )Soluto= 12717

x 100 = 13.38 %

Significa que la concentración de la solución es de 13,38 % en peso.

Otra forma

17 gramos de sal están disueltos en 127 gramos de solución y la concentración por conocer está relacionada a 100 gramos de solución:

17 gramos de sal 127 gramos de solución

X 100 gramos de solución

==127

17100xX 13, 38 g de sal

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Significa que la concentración de la solución es de 13,38 % en peso.

5.- Se debe preparar 145 ml de una solución al 16% en volumen (p/v). Calcular los gramos de sal que se deben pesar para obtener la solución requerida.

16 gramos de sal 100 ml de solución

X 145 ml de solución

==100

16145xX 23,2 g de sal

La cantidad de sal que se debe pesar es 23,2 g

6.- La densidad de una disolución al 13,5 % (P/P) es 1,13 g/ml ¿Cuántos gramos dé soluto son necesarios para preparar 100 ml de solución de la misma concentración?

Solución:

Con la densidad se puede transformar los ml de solución a gramos de solución para luego hacer una

relación P/P.

vm=∂

mlgxVm 13,1=∂= x100 ml = 113 g de solución

Luego

% (P / P) soluto = 100xmm

soluccion

soluto

Despejando la masa de soluto y reemplazando los datos tenemos

msoluto = gdesoutoxxmPP solucionsoluto 25.15100

1135.13100)/%( ==

O bien:

13.5 gramos de soluto 100 gramos de solución

X 113 gramos de solución

gdesolutoxX 25,15100

5,13113 ==

X = 15.25 gramos de soluto son necesarios

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UNIDADES QUÍMICAS

1.- Molaridad (M): La molaridad de una solución expresa el número de moles de moléculas del soluto por litro de solución.

nlitrosasolucioneVolumendel

sdesolutoNumeromoleM =

2.- Normalidad (N): La normalidad de una solución indica el número de equivalentes gramo de soluto

nlitrosasolucioneVolumendelesolutoxgrauivalentesNumerodeeqM mod=

3.- Molalidad (m): Es número de moles de soluto por cada kg de disolvente contenido en una solución.

eedisolventraKisdesolutoNumeromoleM

modlog=

4.- Fracción molar (X): Es igual al número de moles de un componente, dividido por el número de moles de todos los componentes existentes en la solución.

La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una solución es igual a 1

Xsoluto + X solvente = 1

ponentesodosloscomleswNumerodemo

ponentelesdeuncomNumerodemoXdet

=

Xsoluto = solventesoluto

soluto

nnn+

(soluciones binarias)

X solvente = solventesoluto

solvente

nnn

+ (soluciones binarias)

Donde:

X soluto : fracción molar de soluto

X solvente : fracción molar de solvente

n soluto : número de moles de soluto [ mol ]

n solvente : número de moles de solvente [ mol ]

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PROBLEMAS RESUELTOS

1.- Se debe preparar 2 litros de solución 0,6 molar de ácido sulfúrico, calcule los gramos de este ácido que se deben disolver.

Solución:

Una forma de resolver es aplicando la formula de Molaridad

lucionLitrosdesoutomolesdesolNM º=

VnM =

;2

6,0 n= despejando n se tiene:

Mmn =

Donde: n = número de moles

m = masa

M = peso molecular

n =1,2 mol x gmolg 6,11798 =

Respuesta:

Se deben pesar y luego disolver 117,6 gramos de ácido

Otra forma de resolver es aplicando regla de 3 simple:

0,6 molar significa 0,6 moles en 1 litro de solución

0,6 moles de ácido == 1 litro de solución

X == 2 litros de solución

422,11

6,02 SOmolesdeHxX ==

Luego relacionando con el peso molecular del ácido se determinan los gramos necesarios:

1 molde H2SO4 98 gramos

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1,2 moles de H2SO4 X

deacidoxX 6,1171

982,1 ==

2.- Explique como se preparan 10 litros de disolución de sulfito de sodio 3 molar

Solución:

lucionLitrosdesoutomolesdesolNM º=

VnM =

;10

3 n= despejando n se tiene:

n = 30 moles de sulfato de sodio (luego transformando a masa)

Mmn = m=nxM

donde: n =número de moles

m = masa

M = peso molecular

Peso molecular:

P.M. Na2SO3 = 126 glmol

m = 30 mol x 126 gmolg 3780=

Respuesta:

Se pesan 3780 gramos (3,78 kg) de sulfito de sodio y se agrega agua de tal forma que la solución ocupe un volumen de 10 litros

3.- Calcule la Normalidad de una disolución que contiene 30 gramos de ácido sulfúrico por litro de solución.

Solución:

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N = lucionLitrosdeso

gdesolutoEqN −º

Luego calculamos el equivalente gramo del ácido sulfúrico.

1 Eq - g = 298

g = 49 g de H2SO4

1 Eq - g 49 gramos de H2SO4

X 30 gramos de H2SO4

X = =49

130x 0,61Eq – g

Luego reemplazando en la formula de Normalidad tenemos: N = 61,0161,0 =

Luego la Normalidad de la solución es 0,61

4.- Se disuelven 8 gramos de NaCI en 90 gramos de agua. Calcule la molalidad de la solución.

Solución:

La fórmula de la molalidad es:

m = entekgdedisolv

n

Inicialmente los gramos de soluto deben ser transformados a moles para luego aplicar la formula transformando también los gramos de disolvente a kg

Peso molecular:

NaCI = 58,5 molg

n = 8 g de NaCI x =gdeNaCI

molNaCI5.58

1 0.136 moles

Kg de disolvente = 0.09 Kg

Reemplazando en la fórmula de molalidad tenemos:

m = 09,0

136,0 = 1,51 molal ,

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La concentración de la solución es 1,51 molal

UNIDAD VIII

QUÍMICA ORGÁNICA


1. Define que es un hidrocarburo y establece la clasificación de los mismos.

2. Escribe y nombra las estructuras de los alcanos, alquenos y alquinos.

3. Representa y nombra la estructura de los hidrocarburos cíclicos.

CONTENIDO

Hidrocarburos lineales - Definición - Clasificación - Hidrocarburos cíclicos - Ejercicios.

CONCEPTO.- Es la ciencia que estudia la estructura y propiedades de los compuestos del carbono que constituyen principalmente la materia viva, su aplicación a la industria y al desarrollo tecnológico.

Es llamada también Química de los Compuestos del Carbono, en esta rama de la Química se exceptúan a los compuestos: COz, acido carbónico, carbonatos, ferricianuros, etc. que contienen carbono pero forman parte de la Química Inorgánica.

GENERALIDADES:

Antiguamente la química se dividía en inorgánica o mineral y en orgánica, denominada así porque se encargaba del estudio de los compuestos elaborados dentro de los organismos vivientes.

En 1826 el químico alemán Federich Wholer elaboro el primer compuesto orgánico artificialmente que fue la úrea a partir de compuestos inorgánicos.

La gran mayoría de los compuestos orgánicos muestra en su composición muy pocos elementos, principalmente C, H, 0, N., el que nunca falta es el carbono. Sin embargo también se encuentran en los compuestos orgánicos otros elementos como el F, I, P, S, CI, Fe, Mg, Co, Pb, Na, etc.

Los compuestos orgánicos en solución acuosa se ionizan muy débilmente.

Según el número de elementos primordiales los compuestos orgánicos pueden ser: binarios, terciarios; cuaternarios.

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Presentan el fenómeno de la isometría es decir la misma formula global representa varios compuestos.

CLASIFICACION DE LA QUIMICA ORGÁNICA:

Hidrocarburos

Funciones oxigenadas

Funciones nitrogenadas

HIDROCARBUROS

Los hidrocarburos constituyen la función fundamental de la química orgánica por,la cual se le llama también función madre, debido a que los demás compuestos orgánicos se consideran derivados de esta función.

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos binarios formados por átomos de carbono e hidrógeno.

CLASIFICACION:

Alifáticos: La cual a su vez se subdivide en :

Hidrocarburos. saturados: Alcanos.

Hidrocarburos no saturados: Alquenos, Alquinos, Dienos, Tríenos, Dünos, etc.

Ciclo Alifáticos: Ciclo alcano, ciclo alqueno, ciclo alquino, etc.

Aromáticos: Benceno

HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS

ALCANOS

Los alcanos son hidrocarburos en los cuales todos los enlaces carbono-carbono son enlaces simples. Su fórmula molecular es CnH2n+2

Los ciclo alcanos son alcanos en los cuales los átomos de carbono están unidos formando un anillo.

Propiedades físicas.

Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alcanos no ramificados aumentan al aumentar el número de átomos de Carbono. Para los isómeros, el que tenga la cadena más ramificada, tendrá un punto de ebullición menor.

Solubilidad. Los alcanos son casi totalmente insolubles en agua debido a su baja polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno. Los alcanos líquidos son miscibles entre sí y

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generalmente se disuelven en disolventes de baja polaridad. Los buenos disolventes para los alcanos son el benceno, tetracloruro de carbono; cloroformo y otros alcanos.

SÍNTESIS

El principal método para la obtención de alcanos es la hidrogenación de alquenos.

NOMENCLATURA

Alcanos lineales.

Se nombran mediante un prefijo que indica el número de átomos de carbono de la cadena y el sufijo - ano.

Nº de C Prefijo Nº de C Prefijo Nº de C Prefijo

1 met 6 hex 11 undec

2 et 7 hept 12 dodec

3 prop 8 oct 13 tridec

4 but 9 non 14 tetradec

5 pent 10 dec 15 pentadec

Por ejemplo

CH3- CH2- CH3 CH3- CH2- CH2- CH2 - CH3

propano pentano

Grupos alquilo.

Son el resultado de que un alcano pierda un átomo de Hidrógeno. Se nombran sustituyendo, en el nombre del alcano correspondiente, el sufijo -ano por -ilo.

CH3- CH2- CH2 - CH3- CH2- CH2- CH2 – CH2

propilo pentilo

Alcanos ramificados.

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Se localiza la cadena continua más larga de átomos de Carbono. Esta cadena determina el nombre base del alcano.

Si una molécula tiene dos o más cadenas de igual longitud se selecciona como cadena base o principal aquella que tiene un mayor número de sustituyentes.

Se nombran todos los grupos unidos a la cadena más larga como sustituyentes alquilo.

Se numera la cadena principal comenzando por el extremo más próximo a uno de los sustituyentes. Si tenemos dos sustituyentes a igual distancia de los extremos se utiliza el orden alfabético para determinar la numeración. En una cadena lateral el carbono 1 es siempre el que está unido a la cadena principal.

Para nombrar el compuesto se colocan los nombres de los sustituyentes por orden alfabético precedidos del n° del C al que están unidos y de un guión, y a continuación se añade el nombre de la cadena principal.

En el caso de ciclo alcanos se antepone el prefijo ciclo- al nombre del alcano de igual número de átomos de C.

En caso de ciclo alcanos monosustituídos si el sustituyente tiene más átomos de Carbono, entonces ese sustituyente es la cadena principal. Si el sustituyente tiene igual o menor número de átomos de Carbono entonces la cadena principal es el ciclo alcano y no es necesario numerar la posición de aquel.

En caso de ciclo alcanos multisustituidos se ordenan alfabéticamente los sustituyentes y se indica su posición relativa con un número asignándoles los localizadores más bajos posibles.

Ej.

CH3 - CH2 - CH - CH3

CH2

CH2 3 – metil pentano

CH3

CH3 C CH2 CH CH3

CH3 CH3 2,24 – trimetil – pentano

CH3 CH CH2

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CH3 isobutilo (2 - metilpropilo)

CH2

CH2 CH2 Ciclopropano

CH2 CH2

CH2 CH2 ciclobutano

CH3

CH3

CH3 1,2,3 – trimetil – ciclopentano

ALQUENOS

Los alquenos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el doble enlace carbono-carbono. Su fórmula molecular es CnH2n

Propiedades físicas.

Punto de ebullición. Los puntos de ebullición de los alquenos no ramificados aumentan al aumentar la longitud de la cadena. Para los isómeros, el que tenga la cadena más ramificada tendrá un punto de ebullición más bajo.

Solubilidad. Los alquenos son casi totalmente insolubles en agua debido a su baja polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno.

Estabilidad. Cuanto mayor es el número de grupos alquilo enlazados a los carbonos del doble enlace (más sustituido esté el doble enlace) mayor será la estabilidad del alqueno.

SÍNTESIS

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Los métodos más utilizados para la síntesis de los alquenos son la deshidrogenación, deshalogenación, deshidratación y deshidrohalogenación, siendo estos dos últimos los más importantes.

NOMENCLATURA

Se busca la cadena más larga que contenga el doble enlace y tomando como base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo -eno.

Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo posible al doble enlace.

La posición del doble enlace se indica mediante el localizador del primero de los átomos que intervienen en el doble enlace. Si hay más de un doble enlace se indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno, -trieno, -tetraeno, etc.

CH2=CH-CH3 CH2=CH-CH2CH3

Propeno 1-buteno

CH2=CH-CH=CH2 CH2 = CH - CH = CH – CH = CH2

1,3-butadieno 1,3,5-hexatrieno

CH2= CH- CH2- CH- CH3

CH3

4-metil-1-penteno

CH2CH2CH2CH3

CH3CH2CH = CHCH2CHCH = CHCH3

9 8 7 6 5 4 3 2 1

4 - butil - 2,6 - nonadieno

Los ciclo alquenos se nombran de manera similar, al no existir ningún extremo en la cadena, el doble enlace se numera de forma que esté situado entre los carbonos 1 y 2.

ciclohexeno

3,4,5 – trimetril - ciclohexeno

CH3 CH3

CH3

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En los bencenos trisustituidos o más se numeran los carbonos de forma que tengan los localizadores más bajos posibles y se nombran teniendo en cuenta el orden alfabético.

ALQUINOS

Los alquinos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen el triple enlace carbono-carbono. Su fórmula molecular es CnH2n-2

Propiedades físicas

Como podría esperarse, las propiedades físicas de los alquinos son muy similares a las de los alquenos y los alcanos. Los alquinos son ligeramente solubles en agua aunque son algo más solubles que los alquenos y los alcanos. A semejanza de los alquenos y alcanos, los alquinos son solubles en disolventes de baja polaridad, como tetracloruro de carbono, éter y alcanos. Los alquinos, al igual que los alquenos y los alcanos son menos densos que el agua.

Los tres primeros alquinos son gases a temperatura ambiente.

SINTESIS

Existen tres procedimientos para la obtención de alquinos:

Deshidrohalogenacíón de halogenuros de alquilo vecinales.

Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo gemínales

Alquilación de alquinos.

NOMENCLATURA

Se busca la cadena más larga que contenga el triple enlace y tomando como base ese número de carbonos se nombra utilizando el sufijo - ino.

Se numera la cadena principal de forma que se asigne el número más bajo posible al triple enlace. La posición del triple enlace se indica mediante el localizador del primero de los átomos que intervienen en el triple enlace. Si hay más de un triple enlace se indica la posición de cada uno de ellos y se emplean los sufijos -dieno, - trieno, - tetraeno, etc.

Si en una molécula existen dobles y triples enlaces se les asigna los localizadores más bajos posibles. Al nombrarlos se indican primero los dobles enlaces y después los triples.

Si un doble y triple enlace están en posiciones equivalentes se empieza a numerar por el extremo que da el localizador más bajo al doble enlace.

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CH3 CH2 CH2 C Ξ CH

1 – pentino 1 – buten – 3 – ino

CH3 C ΞCHC CH2 CH C Ξ CH CH2=CH C=CH

CH2 CH2 CH3 1 – buten – 3 ino

3 – propil – 1,5 – heptadiino

HIDROCARBUROS AROMATICOS

Son hidrocarburos derivados del benceno. El benceno se caracteriza por una inusual estabilidad, que le viene dada por la particular disposición de los dobles enlaces conjugados.

El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos mono y policíclicos es "areno" y los radicales derivados de ellos se llaman radicales "arilo". Todos ellos se pueden considerar derivados del benceno, que es una molécula cíclica, de forma hexagonal y de formula CsHs con un orden de enlace intermedio entre un enlace sencillo y un doble enlace. Experimentalmente se comprueba que los seis enlaces son equivalentes, de ahí que la molécula de benceno se represente como una estructura resonante entre las dos fórmulas propuestas por Kekulé, según el siguiente esquema:

benceno

Cuando el benceno lleva un radical se nombra primero dicho radical seguido de la palabra "-benceno".

Clorobenceno tolueno nitrobenceno

CI CH3 NO2

PAB - 2013


Si son dos los radicales se indica su posición relativa dentro del anillo bencénico mediante los números 1,2; 1,3 ó 1,4, teniendo el número 1 el substituyente más importante. Sin embargo, en estos casos se sigue utilizando los prefijos "orto", "meta" y "para" para indicar esas mismas posiciones del segundo substituyente.

En el caso de haber más de dos substituyentes, se numeran de forma que reciban los localizadores más bajos, y se ordenan por orden alfabético. En caso de que haya varias opciones decidirá el orden de preferencia alfabético de los radicales.

1-eti1-2,5-dimetil-4-propilbenceno

Cuando el benceno actúa como radical de otra cadena se utiliza con el nombre de "fenilo".

4 – etil – 1,6 difenil – 2 – metil – hexano

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3 CH3

1,2-dimetilbenceno

o-dimetilbenceno

1,3-dimetilbenceno

m-dimetilbenceno

1,4-dimetilbenceno

p-dimetilbenceno

CH2

CH2 CH3

CH3

CH2 CH3

CH3

CH2

CH3

CH CH2 CH CH2 CH2

CH2 CH3

PAB - 2013


Fenilo

CH2

Bencilo

CH CH2

estireno Naftaleno

PAB - 2013


BIBLIOGRAGIA

Ricardo Sánchez G. - Química - 3°, 4° medio - Sucre Bolivia.

Química secundaria edb - Editorial Don Bosco

Jorge Luís Córdova Prado - Química teórica experimental - Editorial Logos - Lima Peru

José Carlos Alonso Quevedo - Formulación y nomenclatura de química inorgánica y orgánica - Galicia – España

Héctor Fernández S. - química general e inorgánica - Editorial Losada S.A. Buenos Aires Programa de admisión básica - Química - U.A.G.R.M. – 2006

Nelson Lillo Terán - www.eneayudas.cl

Nomenclatura química - monografías. com.

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