Agregar a favoritos      Ayuda      Português      Ingles     
 Página anterior Volver al principio del trabajoPágina siguiente 

Importancia de la química para el ser humano y el ambiente (página 4)




Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6


Ejercicios:

  1. HIDRURO DE CLORO O ACIDO CLORHIDRICO
  • HIDRURO DE TELURIO
  • HIDRURO DE AZUFRE
  • HIDRURO DE SELENIO
  • HIDRURO DE FLUOR O ACIDO FLUORHIDRICO
  • HIDRURO DE BROMO
  • HIDRURO DE YODO
 

Para los oxiacidos existen dos maneras de producirlos , la primera es que aun anhídrido se le agregue agua, para ello primero aprenderemos a realizar los anhídridos

OXIDOS ACIDOS O ANHÍDRIDOS: cuya formula general es X2OX para obtener la valencia del no metal nos apoyaremos del siguiente recuadro

 

III

IV

V

VI

VII

ANHÍDRIDO PER ________ ICO

       

7

ANHÍDRIDO ICO

3

4

5

6

5

ANHÍDRIDO OSO

1

2

3

4

3

ANHÍDRIDO HIPO________ OSO

   

1

2

1

Escribe en tu cuaderno el nombre y la formula de los siguientes compuestos apoyándote del cuadro

  • Anhídrido perclórico
  • Anhídrido clorico
  • Anhídrido cloroso
  • Anhídrido hipocloroso
  • Anhídrido fosforoso
  • Anhídrido yodoso
  • Anhídrido sulfurico
  • Anhídrido carbonico
  • Anhídrido nitroso
  • Anhídrido telurico
  • Anhídrido arsenioso
  • Anhídrido perbromico
  • Anhídrido hipofosforoso
  • Anhídrido borico
  • Anhídrido selenoso
  • Anhídrido nitrico
  • CO
  • NO2
  • N2O5
  • CO2
  • As2O5
  • Cl2O7
  • Br2O7
  • SeO3
  • P2O5
  • TeO3
  • I2O5
  • SO2
  • SbO3 
  • Cl2O
  • NO
  • Br2O
  • SeO2
  • Cl2O3
  • P2O3
  • Cl2O5

Agregando el agua respectiva escribe la reacción para los primeros 16 anhídridos que los convierte en ácido

El segundo método consiste en apoyarse en el recuadro y en las siguientes definiciones

HXOn : LA FORMULA LLEVA UN HIDRÓGENO SI EL NOMETAL SE ENCUENTRA EN GRUPO IMPAR DE LA TABLA PERIÓDICA.

H2XOn : LA FORMULA LLEVA DOS HIDRÓGENOS SI EL NOMETAL SE ENCUENTRA EN GRUPO PAR DE LA TABLA PERIÓDICA.

H3XOn : LA FORMULA LLEVA TRES HIDRÓGENOS SI EL NOMETAL ES FÓSFORO, BORO O ARSENICO.

ÁCIDO CLOROSO

ÁCIDO HIPOBROMOSO

ÁCIDO BÓRICO

ÁCIDO SULFÚRICO

ÁCIDO ARSÉNICO

ÁCIDO TELUROSO

ÁCIDO CARBÓNICO

ÁCIDO FOSFOROSO

ÁCIDO BRÓMICO

ÁCIDO PERCLÓRICO

ÁCIDO HIPOYODOSO

ÁCIDO TELÚRICO

OXISALES

Resultan de la combinación de un radical con un elemento positivo o de un elemento negativo con un radical positivo su formula general es MRRM O RXXR Para nombrarlo primero es el elemento o radical negativo y después el positivo.

RADICALES MAS COMUNES

VALENCIA 1+

AMONIO

NH4

FOSFONIO

PH4

ARSONIO

AsH4

HIDRONIO

H3O

VALENCIA 1-

HIPOCLORITO

ClO

PERBROMATO

BrO4

CLORITO

ClO2

HIPOYODITO

IO

CLORATO

ClO3

YODITO

IO2

NITRITO

NO2

NITRATO

NO3

SULFURO ÁCIDO

HS

PERMANGANATO

MnO4

SULFITO ÁCIDO

HSO3

SULFOCIANURO

SCN

SULFATO ÁCIDO

HSO4

YODATO

IO3

ALUMINATO

AlO2

PERYODATO

IO4

PERCLORATO

ClO4

CIANURO

CN

HIPOBROMITO

BrO

CIANATO

CON

BROMITO

BrO2

BICARBONATO

HCO3

BROMATO

BrO3

ACETATO

H3COO

ISOCIANATO

NCO

FOSFITO DI HIDROGENADO

H2PO3

   

AZIDA

N3

VALENCIA -2

CARBONATO

CO3

SULFATO

SO4

OXALATO

C2O4

TIOSULFATO

S2O3

FOSFOTO ÁCIDO

HPO3

MANGANATO

MnO4

FOSFATO ÁCIDO

HPO4

HIPOSULFATO

S2O4

ESTANNICO

SnO2

PLUMBITO

PbO2

ESTANATO

SnO3

PLUMBATO

PbO3

TETRATIONATO

S4O6

CROMATO

CrO4

TELURATO

TeO4

DICROMATO

Cr2O7

PERSULFATO

S2O8

TETRABORATO

B4O7

CLOROPLATINATO

PtCl6

RUTENATO

RuO4

FLUOROSILICATO

SiF6

TITANITO

TiO2

TELÚRICO

TeO3

MOLIBDATO

MoO4

URANATO

UO4

SULFITO

SO3

VALENCIA -3

FERRICIANURO

Fe(CN)6

ANTIMONATO

SbO4

ARSENIATO

AsO4

FOSFITO

PO3

BORATO

BO3

ANTIMONITO

SbO3

FOSFATO

PO4

ARSENITO

AsO3

WOLFRAMATO

WO4

VANADATO

VO4

VALENCIA -4

FERROCIANURO

Fe(CN)6

ORTOFOSFATO

P2O6

TITANATO

TiO4

ORTOSILICATO

SiO4

PIROFOSFATO

P2O7

PIROVANADATO

V2O7

Realiza el siguiente ejercicio

  1. KNO3
  • K2Cr2O7 
  1. CuCO3
  1. CuSO4
  • Ba(ClO4)2
  1. Li4SiO4
  1. KMnO4
  • Fe2(SO4)3
  1. CaTeO3
  1. NaClO
  • Ni3(PO4)2
  1. FeSO3
  1. CaCO3
  • NaNO2
  1. Cr2(SO3)3
  1. NH4NO3
  • PbSeO4
  1. Al(ClO3)3
  1. HgCrO4
  • AgNO3
  1. Nitrato de amonio
  1. Nitrato de aluminio
  • Hipoclorito de bario
  • Carbonato de cadmio
  • Dicromato de plomo(II)
  • Sulfato de potasio
  • Fosfato de calcio
  • Seleniato de cadmio
  • Sulfito de plomo(II)
  • Arseniato de cinc
  • Bromato de calcio
  • Nitrito de amonio
  • Peryodato de sodio
  • Permanganato de potasio
  • Telurito de cobre(II)
  • Silicato de calcio
  • Sulfato de manganeso(III)
  • Sulfato de hierro(III)
  • Fosfato de cobalto(II)

Existen también sales básicas: son aquellas que tienen en su composición el ion ( OH ), dependiendo el numero de veces que lo contengan son básicas, dibásicas, etc.

Sales ácidas: estas contienen en su estructura iones de H que en su nomenclatura se sguen las normas que para las basicas.

COMPLETA LA TABLA

 

H1+

Na1+

Ca2+

Al3+

Cu1+

Cu2+

Fe2+

Fe3+

Cl1-

               

OH1-

               

CN1-

               

SO4 2-

               

CO3 2-

               

PO4 3-

               

SO3 2-

               

NO3 1-

               

NO2 1-

               

F1-

               

IO4 1-

               

O2-

               

ESTEQUIOMETRÍA

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: en toda reacción química la suma de los pesos de los reactivos será igual a la suma de los pesos de los productos obtenidos, es decir, no habrá cambio detectable en la masa total presente.

ESTEQUIOMETRIA: es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los elementos y compuestos en las reacciones químicas.

6.O23X1023 esta cifra se llama número de Avogadro, que en resumen es el numero de unidades o partículas contenidas en un átomo – gramo, Ion – gramo, una molécula de cualquier sustancia.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: en toda reacción química la masa de las sustancias presentes permanece constante, es decir, la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS: siempre que dos o mas elementos se unen para formar un compuesto guardan entre si proporciones fijas y determinadas.

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES: siempre que dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto ( de manera que la cantidad de masa de uno de ellos permanece constante y la otra varía ), existe entre ellos una relación de números enteros pequeños.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS O EQUIVALENTES: cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de los primeros son los mismos que se combinan entre si o los múltiplos de estos.

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: cuando dos o mas sustancias gaseosas reaccionan entre si para dar origen a otra substancia, gaseosa o no, los volúmenes que ocupan estos gases, medidos en las mismas condiciones, guardan una relación sencilla de números enteros.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO: en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases tienen igual numero de moléculas.

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES: la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales que cada uno de los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes.

PESOS MOLECULARES: es el resultado de el calculo de los diferentes pesos atómicos de las moléculas en una adición también es conocida como peso formula

Calcúlese el peso atómico de las siguientes sustancias

Na3PO4

Ca(OH)*5 H2O

Cu(NO3)2

HCO3

Al2(SO4)3

K2Cr2O7

KMnO4

NH4

AuCl3

Cu(NO3)2

SnF2

NO2

P2O5

MnSO4

I2

Ag

As2S5

PbS

P4

Ca3(PO4)2

C

In2S3

AgBr

CaCl2

NaCl

FeS

MgSe

Mo2O3

CuOH

NaOH

Rh2O3

ZrO2

N

Na

WO2

LiO2

COMPOSICIÓN CENTESIMAL: expresa en porcentajes, la cantidad de cada elemento en el compuesto

Calcula los porcentajes de los siguientes compuestos

Fe2O3

KClO3

COCl2

Al(SO4)3

NaCl

KMnO4

Ca3(PO4)2

Mg(NO3)2

H2O

CuOHCl

C12H22O11

C2H5OH

K2SO4

NH4

K2Cr2O7

CaCO3

H2SO4

KBr

  1. Una tira de Hierro puro pesa 5.782 grs., se calienta en un mechero hasta convertirse en oxido de color negrusco. El oxido resultante pesa 5.993 grs. Cual es el porcentaje del oxigeno y fierro en este compuesto.
  2. Una tira de cobre electrolíticamente puro, que pesa 3.178 grs., se calienta en corriente de oxigeno hasta convertirse en oxido negro. El polvo resultante pesa 3.978 grs. Cual es el porcentaje de oxigeno de este oxido.

FÓRMULAS QUÍMICAS: consiste en escribir los símbolos de los elementos que constituyen un compuesto, poniendo a cada uno el subíndice que indica el numero de átomos de ese elemento que forman parte de una molécula del compuesto.

FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA: es la representación mas sencilla de los elementos de un compuesto.

FÓRMULA MOLECULAR ( condensada ) O VERDADERA: expresa el numero real, total, de átomos de cada elemento en la molécula

FÓRMULA ESTRUCTURAL O DESARROLLADA: muestra la disposición espacial de los átomos en la molécula

A partir de los siguientes porcentajes encuentra la formula empírica o mínima

Fe = 46.56 %

S = 53.44 %

H = 20%

C = 80%

Al = 75.07 %

C= 24.93 %

Fe = 63.53 %

S= 36.47 %

H = 5.88 %

O = 94.12 %

Ca = 18.28 %

Cl = 32.36%

H2O = 49.36 %

Na = 32.38 %

S = 22.57 %

0 = 45.05 %

Hg = 73.9 %

Cl = 26.1 %

N = 87.5 %

H = 12.5 %

C = 40 %

H = 6.7 %

O = 53.3 %

C = 10.4 %

S = 27.8 %

Cl = 61.7 %

C = 60%

H = 4.5%

O = 35.5 %

C = 74.1 %

H = 8.6 %

N = 17.3 %

C= 38.7 %

H = 9.7 %

O = 51.6 %

C = 12 % Cl = 18 %

H = 0.51 % F = 28.9 %

Br = 40.4 %

  • Determinar la composición centesimal de las siguientes especies
  • El Azufre en 50 grs de H2SO4
  • El Carbono en 40 grs de NaCO3
  • Cuantos gramos
  • de Fe se pueden obtener con 500 grs de Fe2O3
  • de H2SO4 se pueden obtener con 20 grs de Azufre

determina la formula molecular o condensada de un compuesto

  • cuya formula empírica es CH2 y su peso molecular es 84
  • cuya formula empírica es NaSO4 y su peso molecular es 238
  • cuya formula empírica es NaCO2 y su peso molecular es 134
  • cuya formula empírica es CH y su peso molecular es 78
  • encuentre la formula molecular de un compuesto cuya composición centesimal es N = 30.43 %, O = 69.59 %. Si el peso molecular de este compuesto es de 92.

Tipos de reacciones químicas

Una reacción química es el proceso mediante el cual una o mas sustancias se convierten en una o mas, solo que diferentes.

La representación de este cambio o fenómeno recibe el nombre de ecuación química. Una ecuación química queda expresada por los reactivos o reactantes, que son las sustancias que reaccionan para transformarse en productos. Cada reactivo que interviene en la ecuación se encuentra separado por el signo de adición (+) y para indicar la transformación se utiliza una flecha ( ), que señala la dirección del cambio.

A + B

C + D

( REACTIVOS )

 

( PRODUCTOS )

Una reacción química muestra la cantidad relativa de los elementos y compuestos que intervienen en la trasformación. Del estudio de una gran variedad de reacciones químicas se ha encontrado que involucran invariablemente cambios energéticos, por lo cual pueden clasificarse de acuerdo a estos cambios , en:

Reacciones exotérmicas: son aquellas que ocurren con la liberación de calor; por lo general, son las que tienen lugar con mayor facilidad.

Reacciones endotermicas: son aquellas que para efectuarse necesitan un suministro de energía, es decir, la sustraen del medio exterior.

Muchas reacciones químicas son fáciles reversibles, es decir, una vez formado el producto este se descompone para generar nuevamente reactivos. El proceso contrario se llama reacción irreversible

Algunas reacciones son espontáneas, pero algunas veces es necesario forzar la reacción recurriendo a sustancias químicas que sirven para iniciar o acelerar la reacción estas sustancias se llaman catalizadores.

Los catalizadores pueden clasificarse en positivos, si aceleran la reacción y negativos si la retardan. A las reacciones en que interviene un catalizador se les llama catalíticas y a la acción de catalizar, catálisis.

Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de unas reacciones químicas y no interviene ni como reactante ni como producto. La mayoría son elementos metálicos de transición y transición interna.

Tipos:

Ejemplo

Adición

CH2=CH2 + Br2 ; >BrCH2CH2Br

Desplazamiento

H3O+ + OH- ; > 2H2O

Descomposición

2H2O2 ; > 2H2O + O2

Iónicas

H+ + Cl-+ Na++ OH- ; > H2O + Na++ Cl-

Metatesis

2HCl + Na2S ; > H2S(g) + 2NaCl

Precipitación

AgNO3 + NaCl ; > AgCl(s) + NaNO3

Redox

SO2 + H2O ; > H2SO3

Dismutación

12OH- + 6Br2 ; > BrO3- + 10Br- + 6H2O

Substitución

CH4 + Cl2 ; > CH3Cl + HCl

Reacciones de descomposición : Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no redox.

2H2O2 ; > 2H2O + O2

Reacciones de adición : Dos o más reactivos se combinan para formar un producto.

CH2=CH2 + Br2 ; > BrCH2CH2Br

Reacciones de desplazamiento : Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en un compuesto.

H3O+ + OH- ; > 2H2O

Reacciones de metátesis : Aquellas reacciones donde dos reactivos se enrocan

2HCl + Na2S ; > H2S­ + 2NaCl

Reacciones de precipitación : Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble.

AgNO3 + NaCl ; > AgCl¯ + NaNO3

Reacciones de dismutación : Aquellas reacciones donde de los reactivos genera compuestos donde un elemento tiene dos estados de oxidación.

12OH- + 6Br2 ; > BrO-3+ 10Br- + 6H2O

Reacciones de substitución: Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo.

CH4 + Cl2 ; > CH3Cl + HCl

Reacciones Redox o de óxido reducción:Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian electrones

SO2 + H2O ; > H2SO3

Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox Baterías y pilas (de auto, Ni Cd, alcalinas), Corrosión y enmohecimiento de metales, Muchas de las reacciones metabólicas

Balanceo de ecuaciones químicas

Oxidación y reducción

Oxidación: cuando un reactivo pierde electrones Na0 ; > Na+ + e#

Reducción: cuando un reactivo gana electrones Cl2 (g) + 2e ;> 2Cl#

A estas ecuaciones se les llama semireacciones y siempre van en pares. Juntas hacen una reacción completa al sumarse (el Na le dio electrones al Cl): 2Na0 ; > 2Na+ + 2e# Cl2(g) + 2e# ; > 2Cl#

2Na + Cl2 ; > 2NaCl

Agente oxidante: Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, al hacer esto, se reduce

Agente reductor: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al hacer esto, se oxida

El hidrógeno se oxida y es un agente reductor. El oxígeno se reduce y es un agente oxidante.

Estado de oxidación

El estado de oxidación: describe la carga de cada elemento en un compuesto. ¿Y cuánto vale?...

El estado de oxidación del F es siempre -1

El estado de oxidación del O en la gran mayoría de sus compuestos es siempre -2. Las excepciones incluyen los peróxidos (-1) y los óxidos de F

El estado de oxidación de un elemento en su estado natural es de 0. Na0, N2, H2, P4 , S8

En los iones simples, el estado de oxidación es el mismo que la carga del ion.

Los halógenos en los halogenuros tienen estado de oxidación de -1

Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen estado de oxidación igual que el número de la familia.

El estado de oxidación del H en la mayoría de sus compuestos es de +1, pero si se une a un elemento poco electronegativo, puede ser -1.

El máximo estado de oxidación de un elemento representativo es igual al total de electrones de su capa de valencia.

El mínimo estado de oxidación de un elemento representativo, es igual al número de electrones que le faltan para llenar su capa de valencia.

Ejemplo: Asignar el estado de oxidación en cada elemento de H2O. H +1, O = -2, carga = 0, 2(+1)-2 = 0,

Otro Ahora el HNO3. Sabemos que H = +1, que O es -2, ¿y N?, pues sabiendo lo anterior sólo hay que obtener la diferencia:1(+1)+3(-2)=-5 y como no hay carga, el N tiene 5+.

EJERCICIO: con la ayuda de la tabla periódica y tomando en cuenta las valencias fijas, encuentra los números de oxidación de los siguientes iones o moléculas

Na3PO4

Ca(OH)2

Cu(NO3)2

HCO3 -1

Al2(SO4)3

K2Cr2O7

KMnO4

NH4

AuCl3

Cu(NO3)2

SnF2

NO2

P2O5

MnSO4

I2

Ag

As2S5

PbS

P4

Ca3(PO4)2

C

In2S3

AgBr

CaCl2

NaCl

FeS

MgSe

Mo2O3

CuOH

NaOH

Rh2O3

ZrO2

N

Na

WO2

LiO2

Ecuaciones iónicas

Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, puede disociarse en iones.

 

De manera que al mezclar este tipo de disoluciones, no es necesario que participen todos los iones en la reacción, es decir que puede ocurrir que solamente reaccionen unos de ellos, por ejemplo así:

Para hacer la reacción más sencilla y comprensible, solo incluimos a las especies que realmente intervienen en la reacción.

A los reactivos que no intervienen en la reacción, en este caso NO3- y H+, se les conoce como iones espectadores.

Método de balanceo de óxido reducción

El principio básico que rige el balanceo de ecuaciones con este método es el de igualar la ganancia total en el número de oxidación del agente reductor con la pérdida total en el número de oxidación del agente oxidante. O lo que es lo mismo, el número de electrones perdidos durante la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados durante la reducción.

Por ejemplo:

En las reacciones más complejas, se puede efectuar el balanceo paso a paso:

SE CRUZAN LOS NÚMEROS DETECTADOS Y SE BALANCEA POR MÉTODO DE TANTEO

Ejercicio: BALANCEA POR REDOX LAS SIGUIENTES REACCIONES QUÍMICAS

BALANCEA POR EL MÉTODO ALGEBRAICO


Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6


 Página anterior Volver al principio del trabajoPágina siguiente 

Comentarios


Trabajos relacionados

Ver mas trabajos de Quimica

 

Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.


Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.