X3?
X
X
d
= __ __ __ __ __
4.
El quinto nivel de un ión de carga
(+3), sólo tiene 3e ¿Cuál es su
d) 54
e)
número atómico?
a) 48 b) 50 c) 52
56
Resolución
Sea el ión X3+
Niveles:
K
s²
L
s²
M
s²
N
s²
O
s²
p6
p6
p6
p6
d10
d10
e
Donde:
?
Z = 52
= 49
X3+
P = 52
E = 49
Rpta. c
5.
Si el número de masa de un ión
tripositivo es 59, y en su tercera
capa presenta 5 orbitales
desapareados. Calcular el
número de neutrones.
a) 28 b) 29 c) 30 d) 31 e) 32
Resolución
3?
59
X
3ra capa: 5 orbitales desapareados
K
s²
L
s²
M
s²
N
s²
p6
p6
d5
Donde e = 25
5
5 orbitales desapareados.
Luego:
A=P+n
n=A – P
n = 59 – 28 = 31
59
p = 28
e = 25
n = 31
Rpta. (d)
6.
Determinar la suma de los
neutrones de los átomos isótopos
X
34
30
X ,
de un
elemento, sabiendo que el átomo
tiene 10 electrones distribuidos
en 6 orbitales “p”.
a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34
Resolución
Aplicando la teoría de isótopos:
“P” iguales
30 34
P P
Donde:
P6 = __ __ __
P4 = __ __ __
Conf. e :
1s²2s²2p63s23p4
e = 16
p = 16
Luego:
X
X
34
30
p = 16
n1 = 14
p = 16
n2 = 18
Finalmente:
?(n1 + n2) = 14 + 18 = 32
(n1 + n2) = 32
Rpta. (c)
e : ?Ar? 4s²3d
7.
La combinación de los números
cuánticos del último electrón de
un átomo es:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Hallar su número de masa (A),
sabiendo que la cantidad de
neutrones excede en 4 a la de los
protones.
a) 64 b) 74 c) 70 d) 84 e) 89
Resolución
Aplicando la teoría de Nº cuánticos:
Donde:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Siendo la conf. e :
__
? = 1 ? m? = -1
__
0
__
+1
ms = + ½
10
4p3
18
La conf.
A
X
e
= 33
p = 33
n = p + 4 = 37
A = 33 + 37 = 70
A = 70
Rpta. (c)
8.
¿Qué cantidad de electrones
cumple con tener, su último
electrón con energía relativa 4?
a) 7
b) 8
c) 2
d) 5
e) 10
Resolución:
Para que la energía relativa sea igual a
4
ER = 4
Aplicando:
ER = n + ?
Luego:
Si n = 3; ? = 1? 6 electrones
ER = 3 + 1 = 4
Si
n = 4; ? = 0? 2 electrones
ER = 4 + 0 = 4
Finalmente: 8 electrones
Rpta. (b)
9.
Indicar ¿cuántos electrones tiene
el penultimo nivel de energía el
átomo de gas noble
Xenon(54Xe)?.
Rpta: ……….
10.
Hallar la energía relativa para un
átomo que presenta el máximo
número de electrones cuya
distribución electrónica posee 10
subniveles saturados.
Rpta: ……….
11.
12.
¿Cuáles son los valores de los
números cuánticos para un
átomo que tiene 30 electrones?
Rpta: ……….
¿Cuál de las siguientes
combinaciones no presenta un
orbital permitido?
13.
Rpta: ……….
Un átomo “X” presenta 7
orbitales “p” apareados, el ión
Y3+ es isoelectrónico con el ión
X4-. Determinar los electrones
del último nivel del átomo “y”
Rpta: ……….
14.
Un átomo presenta en su
configuración electrónica el
subnivel más energético y posee
energía relativa igual a 5. Si
dicho subnivel posee 2 orbitales
llenos y más de 1 orbital
semilleno. Hallar el número
atómico del átomo
Rpta: ……….
15.
verdaderos
¿Cuántos son
teóricamente?
V)
VI)
VII)
El número máximo de
electrones para ? = 8 es 34.
El número máximo de
orbitales ? = 8 es 17.
El número máximo de
orbitales por cada nivel es n²,
para cualquier valor de “n”
VIII) Los orbitales 4fxyz y 5dz² son
degenerados
Rpta: ……….
16.
Los números cuánticos del
electrón más energético son
(4,0,0, + ½) de un átomo
neutro. Si el número de protones
excede en 2 al número de
neutrones. Hallar el número de
masa del átomo.
Rpta: ……….
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE
LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
I. INTRODUCCIÓN
JOHANN W. DOBEREIRIER,
Químico Alemán, en 1829 agrupó
por “TRIADAS” (grupos de Tres)
ordenó a los elementos de
propiedades semejantes en grupos
de tres y el peso atómico del
elemento central era
aproximadamente igual a la media
aritmética de los otros dos
elementos.
TRIADA Cl Br I
Peso Atómico 35 80 127
BEGUYER DE CHANCOURTOIS,
Francés que en 1862 propuso el
“Caracol Telúrico”, que figuró el
sistema de los elementos en forma
de espiral, donde cada vuelta
contenía 16 elementos (Base del
Peso Atómico del Oxígeno como
16).
JOHN A. NEWLANDS, Inglés en
1864 estableció la “Ley de las
Octavas”, ordenó a los elementos
de menor a mayor peso atómico
en grupos de 7 en 7, presentando
propiedades similares después de
cada intervalo de 8 elementos.
1º
Li
2º
Be
3º
B
4º
C
5º
N
6º
O
7º
F
8º
Na
9º
Mg
Propiedades Semejantes
II.
1.
2.
3.
4.
CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV
(1869)
Mendeleiev, ordenó su clasificación
de los elementos de acuerdo a la
siguiente ley: LAS PROPIEDADES
DE LOS ELEMENTOS SON UNA
FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO
ATÓMICO
Colocó los cuerpos simples, en
líneas horizontales llamados
“PERIODOS”.
Formó “Familias Naturales” de
propiedades semejantes.
Consiguió de ésta manera 8
columnas verticales que denominó
“GRUPOS”
IMPORTANCIA DE LA
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:
Las familias naturales están
agrupadas según su valencia, tales
como F, Cl, Br, I (Columnas).
Permitió descubrir ciertas
analogías no observadas, como las
del Boro y Aluminio
Consiguió determinar los pesos
atómicos como el Berilio
Los Gases Nobles, posteriormente
descubiertos, encontraron un lugar
adecuado en dicha clasificación a
la derecha del grupo VII
perfeccionando la tabla.
5.
Se dejaron casilleros vacíos los
elementos no descubiertos y cuyas
propiedades se atrevió a predecir:
Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)
Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)
Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)
DE
ESTA
LEY
DESVENTAJAS
PERIÓDICA:
1º
no
encuentra
El Hidrógeno
posición única.
2º
la
Presenta dificultad para
ubicación de las tierras raras.
3º
III.
La posición de algunos elementos
de acuerdo a su P.A. presenta
errores como las parejas:
K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser
invertidas para adecuarse a la
tabla.
CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS
ELEMENTOS
En 1913, el Inglés Henry G.
Moseley, estableció un método de
obtención de valores exactos de la
carga nuclear, y en consecuencia
el número atómico de los
elementos. Para ello tomó como
anticátodo en un tubo de rayos X.
Deduciéndose la ley que lleva su
nombre: “La Raíz Cuadrada de
la Frecuencia en función lineal
del Número Atómico Z”.
f ? a(Z?b)
f = Frecuencia
Z = Número Atómico
A,b = Constantes
Con éste criterio científico como
Bohr, Rang, Werner y Rydberg,
propusieron ordenar el sistema
periódico de los elementos, en
orden creciente a su número
atómico.
DESCRIPCIÓN DE LA
TABLA
PERIÓDICA ACTUAL
1.
2.
Está ordenado en forma creciente
a sus números atómicos.
Su forma actual, denominada
“Forma Larga” fue sugerida por
“Werner” en 1905, separa en
bloques los elementos, según sus
configuraciones electrónicas
–
–
–
s
d
p
f
Los elementos cuya configuración
electrónica termina en “s” o “p”
son denominador “Representativos”
y son representados por la letra
“A”
Los elementos que tienen una
configuración que termina en “d”
son denominados de “transición
externa” y sus columnas se le
asignan la letra “B”
Los elementos cuya configuración
terminan en “f” se denominan de
“transición interna”. Existen sólo
dos períodos denominados
Lantánidos y Actínidos.
–
Esta formado por 18 grupos
(verticales) y 7 períodos
(horizontales), éstos últimos
indican el número de niveles de
energía.
IA:MetalesAlcalinos:Li,Na,K,Rb,Cs,Fr
IIA:MetalesAlcalinosTerreos:Be,Mg,Ca,
Sr,Ba,Ra
IIIA:Boroides:B,Al,Ga,In, Tl
IVA:Carbonoides:C,Si,Ge,Sn,Pb
VA:Nitrogenoides:N,P,As,Sb,Bi
VIA:AnfígenosoCalcógenos:O,S,Se,Te,Po
VIIA:Halógenos:F,Cl,Br,I,At
VIIIA:GasesNobles:He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn
MetalesDeAcuñación:Au,Ag,Cu
Elementospuente:Zn,Cd,Hg,Uub
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R)
Es la mitad de la distancia entre dos
átomos iguales unidos por determinado
tipo de enlace.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I)
Es la cantidad mínima de energía que se
requiere para remover al electrón
enlazado con menor fuerza en un átomo
aislado para formar un ión con carga +1.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Es la cantidad de energía que se absorbe
cuando se añade un electrón a un átomo
gaseoso aislado para formar un ión con
carga –1.
ELECTRONEGATIVIDAD (X)
La electronegatividad de un elemento
mide la tendencia relativa del átomo a
atraer los electrones hacia si, cuando se
combina químicamente con otro átomo.
METALES (CM), NO METALES (CNM)
Y METALOIDES
Es un esquema clásico de clasificación,
los elementos suelen dividirse en:
metales, no metales y metaloides.
METALES:
a) PROPIEDADES FÍSICAS
–
–
–
Elevada conductividad eléctrica
Alta conductividad térmica
A excepción del oro (amarillo) y cobre
(rojo) el resto presenta color gris
metálico o brillo plateado.
–
–
–
Son sólidos a excepción del mercurio,
el cesio y galio se funden en la mano.
Maleables y Ductiles
El estado sólido presenta enlace
metálico.
b) PROPIEDADES QUIMICAS
–
–
–
–
–
–
Las capas externas contienen pocos
electrones; por lo general 3 o menos.
Energías de ionización bajas.
Afinidades electrónicas positivas o
ligeramente negativas.
Electronegatividades bajas.
Forman cationes perdiendo electrones
Forman compuestos iónicos con los
no metales.
NO METALES
a) PROPIEDADES FÍSICAS
– Mala conductividad eléctrica (excepto
el grafito)
– Buenos aislantes térmicos (excepto el
diamante)
– Sin brillo metálico
– Sólidos, líquidos o gases.
– Quebradizos en estado sólido
– No ductiles
– Moléculas con enlace covalente, los
gases nobles son monoátomicos.
b) PROPIEDADES QUÍMICAS
– La capa externa contiene 4 o más
electrones (excepto el H)
– Energías de ionización altas
– Afinidades electrónicas muy
negativas
– Electronegatividades altas
– Forman aniones ganando electrones
– Forman compuestos iónicos con
metales (excepto los gases nobles) y
Cl
–
compuestos moleculares con otros no
– metales
Los metaloides, muestran algunas
propiedades características tanto de
metales como de no metales.
+
CM
–
–
CM
R
+
+
CNM
I
AE
X
–
CNM
– AE +
x
ENLACE QUÍMICO
Es toda fuerza que actuando sobre los
átomos los mantiene unidos, formando
las moléculas o agregados atómicos.
En 1916 “Walter Kossel” basado en el
estudio de los elementos del grupo cero
o gases nobles, relacionó la notable
inactividad de los gases nobles con la
estabilidad de sus configuraciones
electrónicas.
F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el
comportamiento de los átomos, los
concibió formados por 2 partes
principales: una parte central o Kernel
(núcleo positivo y los electrones excepto
los del último nivel) y los electrones de
valencia o sea los del nivel exterior
Cuando intervienen dos o más átomos
para su representación es conveniente
utilizar signos diferentes para destacar
los respectivos electrones de valencia.
CLASES DE ENLACES
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Resulta de la transferencia de
electrones entre un átomo y
metálico y otro no metálico, donde
el primero se convierte en un ión
cargado positivamente y el
segundo en uno negativo.
?
?
?
?
?
?
?
CARACTERÍSTICAS
Son fuerzas de atracción
electrostáticas entre cationes (+)
y aniones (-)
Los compuestos iónicos no
constan de simples pares iónicos o
agrupaciones pequeñas de iones,
salvo en el estado gaseoso. En
cambio, cada ión tiende a
rodearse con iones de carga
opuesta.
En estado sólido son malos
conductores del calor y la
electricidad, pero al fundirlo o
disolverlo en agua, conduce la
corriente eléctrica. Ejm. Na Cl.
Son solubles en disolventes
polares como el agua.
Reaccionan más rápidamente en
reacciones de doble
descomposición.
Poseen puntos de fusión y
ebullición altos.
La mayoría son de naturaleza
inorgánica.
Li
REGLA DEL OCTETO
Mg Al C P
C
F
Ne
H x H y
Cl
x
xx
x
x xx
Ejemplo:
+2 Cl
x
Mg
x
–
2+
Cl x Mg x Cl
Na + x Cl x
Br
x Br x
o
O x
?
Un enlace iónico se caracteriza
por tener una diferencia de
electronegatividad (??) mayor
que 1,7
? ? > 1,7
Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
11Na : 1S²2S²2P63S1
1e (e de valencia)
: 1S²2S²2P63S23P5
17Cl
7e (e de valencia)
II.
Analizando con
electronegatividades (Pauling)
Na (? = 0,9)Cl (? = 3,0)
?? = 3 – 0,9 = 2,1
? como 2,1 > 1,7 ? enlace iónico
ENLACE COVALENTE: Resulta de
la compartición de par de
electrones
CARACTERÍSTICAS:
?
?
?
Son malos conductores de la
corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4
Sus soluciones no conducen la
corriente eléctrica a menos que al
disolverse reaccionan con el
disolvente.
Son más solubles en disolventes
no polares.
?
Reaccionan lentamente en
reacción de doble descomposición.
?
?
?
?
?
?
Poseen puntos de fusión y
ebullición bajos.
A estado sólido presentan cristales
formados por moléculas no
polares.
La mayoría son de naturaleza
orgánica.
Es aquel que se verifica por el
comportamiento de pares de
electrones de tal forma que
adquieran la configuración de gas
noble.
Se origina entre no metales.
Se caracterizan por tener una
diferencia de electronegatividades
menor a 1.7
? ? < 1,7
1.
TIPOS
Covalente Puro o Normal:
(Homopolar)
?
?
?
Se realiza entre átomos no
metálicos.
Los electrones compartidos se
encuentran distribuidos en forma
simétrica a ambos átomos,
formando moléculas con densidad
electrónica homogénea o
apolares.
La diferencia de
electronegatividades de los
elementos participantes, es igual
a cero.
?? =0
xx
x Cl x
xx
1-
1+
Na
x
xx
xx
Br
Br
Ejemplo: Br2
xx
x
xx
?? = 2,8 – 2,8 = 0
Ejemplo: O2
o
x
xx
xx
O
O = O
O x
?? = 0
Ejemplo N2
2.
Además: H2, Cl2, etc.
Covalente Polar: (Heteropolar)
?
Una molécula es polar, cuando
el centro de todas sus cargas
positivas no coincide con el
centro de todas sus cargas
negativa, motivo por el cual se
forman dos polos (dipolo)
?
Se realiza entre átomos no
metálicos y con una diferencia
de electronegatividades
siguiente:
0 < ? ? < 1,7
Ejemplo: H2O
Ejemplo: HCl
ó
Además:
Cl2O, NH3, etc.
3.
Covalente Coordinado o Dativo
(?)
Se da cuando el par de electrones
compartidos pertenecen a uno sólo
de los átomos. El átomo que
contribuye con el par de
electrones recibe el nombre de
DONADOR y el que los toma
recibe el nombre de ACEPTADOR
o RECEPTOR.
Se destacan como donadores de
pares electrónicos: Nitrógeno,
Oxígeno y Azufre; como Aceptores
se distinguen: el protón
(hidrogenión) el magnesio de
transición.
OF3B ? NH3
Ejemplo: H2SO4
N
o
x
x
N
N
x
N x
x
o
O
donde
H
H
Dipolo
–
+
?+
? +
? –
O
x
H
x
H
H x
Cl
?+
H
?-
– Cl
+
–
Dipolo
F
B
F
F
+
N
Ejemplo:
H
H
H
F
B
F
F
+
N
H
H
H
x
xx
S
x
x
x
O x
xx
x
x
H
xx
xx
xO x
H
xx
xO x
xx
O
S
O
H
O
H
O
Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.
?
HIBRIDACIÓN
Es una reorganización de los orbitales
atómicos con diferentes energías para
formar una nueva serie de orbitales
equivalentes llamadas ORBITALES
HÍBRIDOS.
Hibridación en Atomos de Carbono:
Ejemplo:
a)
Orbital sp3
donde
1s²2s²2p² ? Basal
2s1sp3
?
pz
Hibridizado
? ? ?
s px py
Hibridación tetraédrica sp3.
Orbital del metano: (CH4)
-109º28´ (Ángulo)
b)
Orbital sp²:
Donde:
1s²2s²s2p² ?
2sp²
Hibridizado
?
pz
?
py
?
px
?
s
Enlace ?
H
c
C Enlace Sigma
H
Enlace ?
Hibridación trigonal sp². Orbital de
etileno (C2H4) – 120º (ángulo)
c)
Orbital sp1
Donde
H – C ? C – H
C2H2
Etino o acetileno
?
s
1s²2s²2p² ? 2sp1
Hibridizado
px py pz
H
Enlace ?
C Enlace Sigma
C
H
Enlace
Enlace Sigma
Sigma
Enlace ?
Hibridación lineal sp – 180º
(ángulo)
109º 28´
H
H
H
H
c
CH4
H
H
H
H
C = C
H
H
III. ENLACE METÁLICO:
Se presentan en los metales y tiene
ocurrencia entre un número indefinido de
átomos lo cual conduce a un agregado
atómico, o cristal metálico; el cual ésta
formado por una red de iones positivos
sumergidos en un mar de electrones.
Ejemplo:
Estado basal ? catión
Agº -1e- Ag1+
IV.
“MAR DE ELECTRONES”
PUENTE DE HIDROGENO
Se trata de fuertes enlaces eléctricos
entre las cargas positivas de los núcleos
del átomo de Hidrógeno y átomos de
Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.
Ejemplo: Molécula de agua (H2O)
P. de H
V.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
se
+
–
–
–
= –
=
= –
=
= –
= –
= –
= –
+ =
= –
O
H
? +
?+
?+ H
? +
H
? –
? –
O
H
?+
Son uniones eléctricas débiles y
efectúan entre moléculas apolares.
Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)
CH2
CH3
H3C
CH2
CH3
H3C
Fuerzasde Van
Der Waals
VALENCIA:
Es la capacidad de un átomo para
enlazarse a otro. No tiene signo
(positivo o negativo).
Estado de oxidación (E.O.)
Es la carga aparente que tiene un
átomo en una especie química, indica el
número de electrones que un átomo
puede ganar o perder al romperse el
enlace en forma heterolítica.
Reglas para hallar el estado de
oxidación
7.
El estado de oxidación de un átomo
sin combinarse con otro elemento
0 0
es cero Cu,Ag, O02 , N02
8. El estado de oxidación de hidrógeno
es +1 en hidruro metálico donde es
–1.
9. El estado de oxidación de oxígeno
es –2 excepto en peróxidos donde
es –1 y cuando está unido con el
fluor +2.
10. El estado de oxidación del grupo IA,
plata es +1.
El estado de oxidación del grupo
IIA, cinc y cadmio es +2.
11. En un compuesto neutro, la suma
de los estados de oxidación es cero.
En un radical, la suma de los
estados de oxidación es la carga del
radical
12. Los halógenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación -1.
Los anfígenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación –2.
Ejemplos:
de
los
Número de oxidación
elementos más frecuentes
E.O. = Estado de oxidación
III.NO METALES:
Halógenos: F (-1)
?1, +3, +5, +7: Cl, Br, I
Anfígenos (calcógenos): O (-2)
?2, +4, +6: S, Se, Te
Nitrogenoides: ?3, +5: N, P, As, Sb
Carbonoides: +2, ?4: C ?4: Si
Otros: ?1: H ?3: B
IV.METALES:
+1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4
+2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
+3: Al, Ga
+1, +2: Cu, Hg
+1, +3: Au
+2, +3: Fe, Co, Ni
+2, +4: Sn, Pb, Pt
+3, +5: Bi
E.O. variable
=
Cr: 2, 3, 6
Mn: 2, 3, 4, 6, 7
Cuadro de funciones químicas
VI. FUNCION OXIDO
Son compuestos binarios que se
obtienen por la combinación entre un
elemento químico. Para nombrar se
tradicional,
utiliza la nomenclatura
stock y sistemática.
Forma:
?x 2?
E O ? E2Ox
E = Elemento
químico
O = Oxígeno
+x = E.O
tradicional
o
d) Nomenclatura
clásica
Se nombra de acuerdo al E.O. del
elemento:
e) Nomenclatura de Stock
Según esta nomenclatura, los óxidos se
nombran con la palabra óxido, seguida
del nombre del elemento, y a
continuación el número de oxidación
del metal con números romanos entre
paréntesis.
f)
Nomenclatura Sistemática
Según la I.U.P.A.C. (Unión
Internacional de Química Pura y
Aplicada) las proporciones en que se
encuentran los elementos y el número
de oxígenos se indican mediante
prefijos griegos.
METAL
NO METAL
OXÍGENO
ÓXIDO BÁSICO
ÓXIDO ÁCIDO
H2O
HIDRÓXIDO
ÁCIDO OXÁCIDO
SAL OXISAL
SAL HALIODEA
ÁCIDO
HIDRÁCIDO
HIDRURO
HIDRÓGENO
NO METAL
METAL
FUNCION OXIDO
1.3 OXIDOS BASICOS
Los óxidos básicos u óxidos metálicos se obtienen por la combinación de un elemento
metálico y oxígeno.
Ejemplos:
1.4 OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS
Los óxidos ácidos u óxidos no metálicos se obtienen por la combinación de un
elemento no metálico y oxígeno.
VII. FUNCION HIDROXIDO O BASES
Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con
los iones hidróxilo.
Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la
nomenclatura sistemática el prefijo mono se suprime.
En+
OH-1
? E(OH)N
E: Elemento metálico
Ejemplo: Cl
: HClO3
: H2SO3
VIII. FUNCION PEROXIDOS
Estos compuestos presentan en su
estructura enlaces puente de oxígeno y
este actúa con estado de oxidación –1.
Se nombra con la palabra peróxido
seguido del nombre del metal.
Ejemplos:
Formular los peróxidos:
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
de
de
de
de
de
de
magnesio _____________
mercurio (II) ___________
cadmio ______________
cobre (I) ______________
rubidio _______________
cobre (II) _____________
IX. FUNCION ACIDOS
C) OXACIDOS:
Son compuestos terciarios que se
forman al combinarse los óxidos ácidos
(anhídridos) con una molécula de agua.
E2On + H2O ? HXEYOZ
Observación:
El elemento no metálico, también
puede ser un metal de transición como:
V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O.
superior a 4.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra ácido y luego el nombre del
no metal de acuerdo a su E.O.
(anhídridos).
Ejemplo:
CO2 + H2O
?
H2CO3
Ácido carbónico
Anh. Carbónico
Forma práctica:
a)
E.O. Impar (NMe):
x
H
NMe Oa
x+1 =a
2
x = E.O.
5+
ácido clórico
5+1=3
2
b)
E.O. Par (NMe):
x
H2 NMe Ob
x+2 =b
2
Ejemplo: S
4+
ác. sulfuroso
4+2 =3
2
A1. ACIDOS OXACIDOS
POLIHIDRATADOS
Se obtienen al reaccionar el anhídrido
con una más moléculas de agua. Para
nombrarlos debemos tener en cuenta,
la ubicación del elemento, no metálico
en la T.P. y la cantidad de moléculas de
agua:
Grupo
Impar
?
?
?
?
?
?
Meta
Piro
Orto
Par
Meta
Piro
Orto
1 Anh. + 1 H2O
1 Anh. + 2 H2O
1 Anh. + 3 H2O
Grupo
1 Anh. + 1 H2O
2 Anh. + 1 H2O
1 Anh. + 2 H2O
Observación:
Los elementos como el Boro, Fósforo,
Antimonio y Arsénico
presentan
anomalías y cuando forman oxácidos lo
hacen con 3 moléculas de agua.
Ejemplo:
1) Acido bórico (ortobórico)
B2O3 + 3H2O ? H3BO3
Ácido bórico
2) Acido fosfórico: Dar su fórmula
3) Acido pirocarbonoso: Dar su fórmula
D)
HIDRACIDOS:
Pertenece a la función “hidrogenadas”
donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de
los elementos:
Hidruros
Nombres Hidrá-
Especiales cidos
Ejemplos:
1) Hidruro de sodio: NaH
2) Amoniaco: NH3
3) Fosfina: PH3
B.1 HIDRACIDOS:
Se forma con los elementos del grupo
VI A y VII A, con el hidrógeno en medio
acuoso.
Nomenclatura:
En gaseoso ? uro
Terminación
En acuoso ? hídrico
Ejemplo:
1) H2S(g):
H2S(l):
2) HCl(g):
Sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
X.
FUNCION SALES
Una sal es un compuesto conformado
por una parte aniónica (ión poliatómico
negativo) y una parte caliónica
(metálica o agrupación de especies
atómicas) que pueden ser sales
OXISALES y sales HALOIDEAS. Además
pueden ser neutras (ausencia de “H”) y
Ácidas (presenta uno o más “H”).
Ejemplo:
Li
y
(ANIÓN)x ?y
(CATIÓN)?x
-1+
(ClO3)
-1
?
Li ClO3
Clorato de Litio
5.4
SALES HALOIDEAS
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión que proviene de un ácido
hidrácido.
Ejemplo:
5.5
SALES OXISALES
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión poliatómico, que proviene de un
ácido oxácido.
En la nomenclatura tradicional se
combinó el sufijo oso por ito y ico por
ato.
En la nomenclatura sistemática todas
las sales terminan en ato y si el anión
entra 2,3,4… veces se emplea los
prefijos bis, tris, tetra, quis.
Ejemplo:
5.6
OXIDOS Y SALES
HIDRATADAS
Existen sales y óxidos metálicos que
contienen moléculas de agua para
escribir sus fórmulas se ponen a
continuación del óxido o la sal al
número de moléculas de agua que
contienen separadas por un punto.
Ejemplo:
Al2O3 . 3H20
Na2CO3 . 1OH2O
NiCl2 . 6H2O
Oxido de aluminio
trihidratado
Carbonato de sodio
decahidratado
Cloruro de Níquel
hexahidratado
6.
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
¿Cuál de los óxidos que se indican a
continuación no está con su
respectivo nombre?
a)
SO2:
Anhidrido sulfuroso
b) N2O3: Anhidrido nitroso
c) Mn2O7: Anhidrido mangánico
d) Cr2O7: Oxido crómico
e) PbO2: Oxido plúmbico
Resolución:
Por teoría: ANH – Mangánico
Porque:
Mn2O7
?
7? 2
Mn O
Anh. permangánico
Rpta. C
7.
Dar el nombre de las siguientes
funciones inorgánicas:
a)
b)
c)
d)
e)
Oxido crómico: ________________
Oxido plumboso: ______________
Oxido de níquel (III): ___________
Hidróxido de calcio: ____________
Anhídrido mangánico: __________
8.
a)
¿Cuál de las alternativas es falsa?
Oxido ácido: Cl2O
b) Oxido básico: CaO
c) Peróxido: Na2O2
d) Oxido básico: CrO3
e) Anhídrido: N2O3
f)
g)
h)
i)
j)
9.
Hidróxido de cobalto (III): _______
Acido clórico: _________________
Acido crómico: ________________
Sulfato de potasio: _____________
Sulfato férrico: ________________
Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
10. Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
REACCIONES QUÍMICAS:
Son procesos en la cual una o más
sustancias iniciales, llamadas
“reactantes” sufren cambios en su
estructura molecular dando lugar a la
formación de nuevas sustancias,
llamados “productos”.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación literal de una
reacción química.
Coeficientes
2Fe(s)+ 3H2O(?)+ Q ? 1Fe2O3(s) + 3H2(g)
Reactantes
Q = Calor
S = Sólido
Productos
g = Gas
? = Líquido
Ejemplo:
H2O(g)
(Vapor)
Fe(s)
H2O(?)
Fe2O3(s)
FUNDAMENTOS PARA RECONOCER
UNA REACCIÓN QUÍMICA:
Tenemos los siguientes fundamentos
más importantes:
? Desprendimiento de un gas
? Liberación de calor.
? Cambio de olor
? Formación de precipitados
? Cambio de propiedades físicas
y químicas de los reactantes.
CLASIFICACIÓN DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS.
I.
1.
DE ACUERDO A LA NATURALEZA
DE LAS SUSTANCIAS.
Reacciones de Adición o
Asociación o Combinación
Reacciones dos o más sustancias
para formar una nueva sustancia.
Ejemplos: (Sin balancear)
1)
Síntesis de Lavoisier:
H2 + O2 ? H2O
2)
Síntesis de Haber – Bosh
N2 + H2 ? NH3
2.
Reacción de Descomposición
Son aquellas que a partir de un
solo reactante (compuesto) se
obtiene varios productos, por lo
general se necesita energía
(calorífica, eléctrica, luminosa,
etc.)
Ejemplos:
Calor
1)
CaCO3(s)
?
CaO(s) + CO2(g)
Reacción de Pirolisis
Calor
(Mechero)
2)
NaCl(s)
Corriente Na(s)+ Cl2(g)
Eléctrica
3)
3.
H2O2(?) Corriente H2O(?) + O2(g)
Eléctrica
Reacción de Simple
Desplazamiento o sustitución
Simple
Es la reacción de un elemento con
un compuesto, donde el elemento
desplaza a otro que se encuentra
formando parte del compuesto.
Esto se fundamenta en la mayor
actividad química.
*
Los metales más activos desplaza:
H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt.
Ejemplo:
1)
Zn(s)+H2SO4(?)? ZnSO4(ac)+H2(g)
Desplaza
2) Na(s)+ H2O(?) ? NaOH(ac) + H2(g)
Desplaza
3) F2(g) + NaCl(ac) ? NaF(ac) + Cl2(g)
Desplaza
4.
Reacción de Doble
Desplazamiento (Metatesis o No
Redox)
Reacción donde existe un
intercambio de elementos entre
dos compuestos, formándose dos
nuevos compuestos.
Ejemplo:
1) Reacciones de Neutralización:
HCl(ac)+NaOH(ac) ? NaCl(ac)+H2O(?)
(Acido) (Base) (Sal) (Agua)
2)
Reacciones de Precipitación
Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) ?
PbCrO4(s) + KNO3(ac)
Precipitado
AgNO3(ac)+NaCl(s)?AgCl(s)+NaNO3(ac)
Precipitado
II.
DE
POR EL INTERCAMBIO
ENERGÍA CALORÍFICA:
Cuando se produce una reacción
química, ésta se realiza liberando
o absorbiendo calor neto al medio
que lo rodea, esto permite
clasificar a las reacciones como:
Endotérmicas y Exotérmicas.
1)
Reacciones Endotérmicas (?D>0)
Reacción donde hay una ganancia
neta de calor, por lo tanto la
entalpía del producto es mayor
respecto a la del reactante.
Ejemplo:
CO2+H2O+890 KJ/mol?CH4+O2
CO2 + H2O ? CH4 + O2
?H = + 890 KJ/mol
?H = Entalpía
Donde:
?H = ?H (Productos) – ?H (Reactantes)
NO
METAL
MAS
ACTIVO
METAL
MAS
ACTIVO
Entalpía de Reacción (?H)
Es el cambio de calor de reacción
a una presión y temperatura
*
*
CONCEPTOS Y VALORES:
Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que
debe absorber los reactantes para
iniciar la reacción.
Donde el gráfico:
EA = (950 – 10) = 940 KJ/mol
Complejo Activado (C.A.)
Es un estado de máximo estado
calorífico que alcanza los
reactantes. A esta condición
ocurre la ruptura y formación de
enlace.
C.A. = 950 KJ/mol
Donde el gráfico:
+ 890 KJ/mol
?H = (900 – 10) =
Significa que
ganó calor
2)
Reacción Exotérmica (?H>0)
Reacción en donde hay una
III.
AVANCE DE LA REACCIÓN
VALORES ENERGÉTICOS:
EA = 100 – 0 = 100 KJ/mol
C.A. = 100 KJ/mol
?H = -(390 – 0) = – 390 KJ/mol
Significa que
Perdió calor
REACCIONES DE COMBUSTION
Son aquellas que se producen por
desprendimiento de calor y luz que
dan origen a los siguientes tipos:
constante.
?Hº = Entalpía estándar de la
reacción a condiciones estándar
(25º C y 1 Atm).
Analizando: la variación de la
entalpía (?H) a medida que
avanza la reacción.
?H = (KJ/mol)
C.A.
950
900
10
EA
CO2+ H2O
AVANCE DE LA REACCIÓN
? H
pérdida neta de calor, por lo tanto
la entalpía del producto es menor
respecto a la del reactante.
Ejemplo:
C + O2 ? CO2 + 390 KJ/mol
C + O2 ? CO2
?H = – 390 KJ/mol
Graficando:
?H = (KJ/mol)
C.A.
100
0
-390
EA
? H
Zn – 2e ? Zn (se oxida)
O2 – 2e ? O (se reduce)
a)
Combustión Completa:
Se produce en presencia de
suficiente cantidad de oxígeno
obteniéndose Dióxido de Carbono
(CO2) y agua (H2O)
Ejemplo:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
b)
Combustión Incompleta:
Se produce por deficiencia de
Oxígeno, obteniéndose como
producto, Monóxido de Carbono
(CO), Carbono (C) y Agua (H2O)
Ejemplo:
2CH4 +
5
2
O2 ? 1CO + C + 4H2O
IV.
REACCIONES DE
NEUTRALIZACIÓN
Es una reacción entre un ácido y
una base. Las reacciones acuosas
Acido – Base, por lo general,
tienen la siguiente forma:
Acido + Base ? Sal + H2O
V.
Ejemplo:
1HCl + 1NaOH ? 1NaCl + 1H2O
1H2SO4+1Ca(OH)2?1CaSO4+ 2H2O
REACCIONES CATALÍTICAS
Son aquellas que se producen en
presencia de un catalizador que
influye en la velocidad de reacción.
Ejemplo:
KClO3(s)
MnO2 + KCl(s) + O2(g)
H2O2(ac)
MnO2
H2O(?) + O2(g)
VI.
REACCIONES REDOX:
Son aquellas en donde existen
transferencias de electrones de
una especie a otra. Los átomos o
iones experimentan cambios en
sus estructuras electrónicas debido
a la ganancia o pérdida de
electrones.
Ejemplo:
o
o
+2 -2
Zn + O2 ? Zn O
Donde:
o +2
–
o -2
–
Significado de Redox
REDOX
Nota: se debe conocer la regla del
E.O. de los principales elementos.
Por ejemplo:
REDUCCION
OXIDACION
o +1–1 o +1 – 1
F + K I ? I2 + KF
Agente Agente Forma Forma
Oxidante Reductor Oxidada Reducida
VII.
REACCIONES DE DESPROPORCIÓN
O DE DISMUTACIÓN
Un tipo especial de reacción
REDOX, se llama reacción de
desproporción en donde un mismo
elemento se oxida y se reduce a la
vez.
Ejemplo:
Reducción
Oxidación
o
+1–2+1
+1 -1
+1 +5-2
+ 1-2
Cl2 + NaOH ? NaCl + NaClO + H2O
IGUALACIÓN O BALANCE DE
ECUACIONES QUÍMICAS
de
los
los
de
de
En toda Reacción Química el número
átomos para cada elemento en
reactantes debe ser igual a
productos, para ello se hace uso
diferentes métodos de Balanceo
acuerdo al tipo de reacción.
I.
MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE
INSPECCIÓN:
Este método se utiliza para
reacciones simples y se
recomienda haciendo de acuerdo
al siguiente orden:
4.
5.
6.
Metal(es)
No Metal(es)
Hidrógeno y Oxígeno
Ejemplo:
H2SO4+Ni?
Ni2 (SO4)3+H2
Relación
Molar
3
2
2
3
3
II.
MÉTODO DE COEFICIENTES
INDETERMINADOS (ALGEBRAICO)
6.
7.
8.
9.
Se le asigna coeficientes
(a,b,….) a todas las sustancias
que participan en la reacción.
Se efectúa un Balance de
Atomo para cada elemento
obteniéndose un sistema de
ecuaciones algebraicas.
Se asume un número
conveniente para la letra que
más se repite generalmente la
unidad.
Se resuelve el sistema de
ecuaciones y los valores
10.
obtenidos se reemplazan en la
ecuación original.
Si el coeficiente resulta
fraccionario se multiplica por el
m.c.m. del denominador.
Ejemplo:
aK2Cr2O7+bHCl ? cKCl+dCrCl3+eCl2+fH2O
Se forman ecuaciones algebraicas
K : 2a = C ……………. (1)
Cr : 2a = d …………… (2)
O : 7a = f …………….. (3)
H : b = 2f …………….. (4)
Cl: b = c + 3d + 2e…. (5)
Y se determinan los valores de los
coeficientes literales: a = 1
(repetida).
a=1
d=2
b = 14
c=2
e=3
f=7
E ?
-3e ? Fe+3
Fe
III.
MÉTODO REDOX
Se aplica a ecuaciones donde
existe Reducción y Oxidación.
Reglas (Procedimiento):
6.
7.
Se asignan los valores de E.O.
a los elementos en la ecuación.
Se identifican las especies que
se oxidan y las que se reducen.
Balancear átomos y de
electrones en cada
semireacción, teniendo en
cuenta el número de electrones
ganados y perdidos, son
iguales.
Se reemplazan los coeficientes
en la ecuación original.
Se analiza la ecuación y si no
se encuentra balanceada se
produce por tanteo.
8.
9.
10.
Ejemplo:
a)
1)
–
2)
Cl-1
– 4e- ? Cl+3
Ag. Reductor
b)
En la Reducción:
1)
C
+ 4e- ? C-4
Ag. Oxidante
2)
N2
+ 6e- 2N-3
Ag. Oxidante
Ejemplo: Ecuación Completa:
Balancear por Redox
NH3 + O2 ? NO + H2O
Calcular:
Coef . (Re ductor )
Nº e transferidos
IV.
MÉTODO IÓN – ELECTRÓN
En un caso de Balance Redox
donde participan iones y moléculas
?
?
y depende del medio.
Forma Práctica:
En primer lugar escogemos el
par de iones que se oxida y
reduce, para formar las dos
semireacciones.
Luego analizamos el Balance de
Masa, pero en éste Balance no
?
considere el átomo de H y O.
El H y O se balancean de
acuerdo al medio donde se
realizan.
c)
Medio Acido o Neutro:
4)
5)
6)
Balance de cargas iónicas
Balance los Iones H+
Balance con el H2O, por
exceso de “H”
0
+1 +2
+3
…..E.O.
-1
-2
-3
…..
REDUCCIÓN
En la oxidación:
Balancear:
Ag. Reductor
OXIDACIÓN
Cu + NO3 ? Cu
Cuº -2e Cu
1 Cuº + 2 NO3 ? 1 Cu
+2NO2
I + NO2 ? I2 + NO
d)
Medio Básico:
4)
5)
6)
Balance de cargas iónicas.
Balance con los Iones OH-
Balance con el H2O por
exceso de “H”
Ejemplo:
Balancear en medio ácido.
– 2+
NO2
Aplicamos Redox: en el par iónico.
1x
–
2+
2x
N+5 +1e- N
+4
Donde:
– 2+
–
Balance de cargas iónicas: (M.
Acido)
-2 = + 2
–
Balance con H+ : 4H+
?
-2 + 4H+ = +2
+2 = +2
–
Balance con H2O – = 2H2O
Finalmente:
1Cuº+2NO3-+4H+?1Cu2++2NO2+2H2O
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
1.
Balancear la reacción y determinar
la suma de todos los coeficientes:
Cu + HNO3 ? Cu (NO3)2 + NO + H2O
a) 26 b) 9
c) 14 d) 15 e) 20
Resolución:
Se oxida (pierde –2e-)
º
+5
+2
+2
Cu + HNO3 ? Cu (NO3)2 + NO + H2O
Se reduce (gana 3e-)
3x
2x
Cuº – 2e- ? Cu+2
N+5 + 3e- ? N+2
al
final
del
H2O
(por
Donde:
tanteo)
3Cu + 8HNO3 ?3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
? coef. = 3 + 8 + 3 + 2 + 4 = 20
Rpta. e
2.
Balancear en medio básico:
– –
–
Hallar el coeficiente NO2
a)1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
– 2e ? Iº2
1x
2I
2 I + 2 NO2 ? I2 + 2NO
Balance con OH- : – 4 = 4OH
2 I +2 NO2 + 2H2O ? 1I2 + 2NO + 4OH-
Resolución:
– –
2x
N+3 + 1e- ? N+2
Donde:
– –
Balance de cargas iónicas:
-4=0
1º
2º
–
3º
– –
-4 = -4
Balance con H2O : 2H2O = –
Finalmente:
Rpta. b.
3.
I.
II.
III.
IV.
V.
4.
¿Cuál de las siguientes ecuaciones
presenta la mayor de coeficiente?
H2 + Br2 ? HBr
Al + O2 ? Al2O3
NH4NO3 ? N2O + H2O
H3BO3 + HF ? HBF4 + H2O
S8 + O2 ? SO3
Rpta. …….
Completar e indicar a que proceso
corresponde:
Mn-2 …….. ? Mn+3
……..
S8 …….. ? S-2
……..
Cl – …….. ? Cl2
……..
P4 …….. ? P-1
Ca+2 …….. ? Ca
C+2 …….. ? C+4
……..
……..
……..
5.
Al balancear la ecuación:
NaOH + Cl2 ? NaCl + Na Cl O + H2O
Indicar, cuántas proposiciones no
son correctas:
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
El Cl2 se oxida y reduce a la vez.
El agente oxidante es el Cl2
El coeficiente del NaOH es 2
Cl – 1e- ? 2 Cl-
La suma de coeficiente es 6.
6.
Rpta…………..
Balancear en medio ácido:
Zn + NO3- ? Zn2+ + NO
Hallar la suma de los coeficientes
de los productos:
7.
8.
Rpta. ……………………….
Balancear en medio básico
Co(OH)3 + NO2- ? Co2+ + NO3-
Hallar el coeficiente de los iones
OH-:
Rpta. ………………..
Balancear en medio neutro:
MnO41- + Cl1- ? MnO2 + Cl2
¿Cuántas moles de H2O se forma?
Rpta. ……………..
A1a%?A2b%?…….. Ann%?
M.A.(E) ?
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Definición:
Son las que se utilizan para expresar la
cantidad de masa y volumen de las
sustancias.
10.Masa Atómica o Peso Atómico
El peso atómico es el peso promedio
relativo y ponderado asignado a los
átomos de un elemento y comparado
con la doceava parte de la masa del
isótopo carbono 12 a quien se le
denomina unidad de masa atómica.
1
12
masaC ?12
1uma ?
La suma tiene un equivalente
expresado en gramos:
1uma = 1,66 x 10-24g
Nota:
Debemos diferenciar entre el peso
atómico y el número de masa; éste
último es como la suma de protones
y neutrones.
11.Determinación de la masa
atómica promedio de una
elemento (M.A.)
Es un promedio ponderado de las
masas atómicas relativas de los
isótopos de un elemento. La
ponderación se hace con las
abundancias naturales de los
isótopos.
Isótopos
Abundancia
A1E
A2E
——————–
——————–
a%
b%
A3E ——————– n%
Luego:
100
12.Masa atómica (M.A.) o peso
atómico (P.A.)
Es la masa relativa de un elemento,
se determina comparando su masa
atómica absoluta con respecto a la
unidad de masa atómica (U.M.A.) de
acuerdo a esta definición la masa
atómica no tiene unidades.
He aquí una
relación
de
masas
Elem.
P.A.
atómicas.
Pesos Atómicos Notables
Elem. H C N O Na Mg Al P S
P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32
Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br
35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81
13.Masa molecular relativa o peso
molecular (M)
Representa la masa relativa
promedio de una molécula de una
sustancia covalente. Se determina
sumando los pesos atómicos de los
6,023.10
(llamado número de
3.
4.
elementos teniendo en cuenta el
número de átomos de cada uno en la
molécula.
Ejemplos:
H2O ? M = 2 x P.A. (H) + 1 x
P.A.(O)
= 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A.
H2SO4 ? M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.
(S) + 4 x P.A. (O)
= 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16
= 98 U.M.A.
Ahora calcularemos la masa
molecular de las siguientes
sustancias: oxígeno, cloruro de sodio,
sulfito de aluminio y glucosa.
14.Concepto de MOL
Es la cantidad de sustancia que
contiene tantas unidades
estructurales (átomos; moléculas,
iones, electrones, etc.) como átomos
hay exactamente en 12 g (0,012 kg)
de carbono –12. La cantidad de
átomos en 12 g de C-12 es
23
Avogrado NA)
1 mol = 6,023.1023 unidades = NA
unidades
Así, tendríamos entonces:
1 mol (átomos)
= 6,023.1023 átomos
1 mol (moléculas) = 6,023.1023
moléculas
1 mol (electrones) = 6,023.1023
electrones
15.Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de
átomos (6.023.1023 átomos) de un
elemento. Este peso es exactamente
igual al peso atómico expresado en
gramos.
1 at-g = M.A. (g)
Ejemplo:
En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
1at-g (mg) = 24 g ? 3,023.1023
átomos de mg
16.Mol-gramo o molécula gramo
(mol-g)
Es el peso en gramos de un mol de
moléculas (6,023.1023 moléculas) de
una sustancia química.
Se determina expresando el peso
molecular en gramos.
1 mol-g = M (g)
Ejemplo: En el agua
MH2O ? 18 U.M.A.
1 mol-g (H2O) = 18 g
= 18g
representa
el peso de
6,023.1023
moléculas
de agua
17.Número de moles en una cierta
muestra (n)
En los ejercicios aplicativos, haciendo
uso de la regla de tres simple, se
pueden deducir fórmulas para hallar
el número de átomos gramos y
número de mol-gramos.
n ?
Generalizando las fórmulas tenemos:
?at-g <> n(átomos) =
N º átomos
NA
m
M.A.
?
?mol-g <> n(molécula) =
N º moléc .
NA
m
M
?
Donde:
m ? es la masa de la muestra en g.
M.A. y M se expresan en g/mol
18.Volumen molar (Vm)
Es el volumen ocupado por un mol de
cualquier gas a determinadas
condiciones de presión y
temperatura. En condiciones de
presión y temperatura. En
condiciones normales (CN). Es decir,
si la presión es 1 atm (103,3 kPa) y
la temperatura es 0 ºC (273 k), el
volumen molar es 22,4?
independiente de la naturaleza del
gas.
C.N.
1 mol-g de gas
22,4 ?
Ejemplo:
Considerando C.N.
1 mol-g (H2) = 22,4 ? = 2g de H2
= 6,023.1023 moléculas
recordar
la
Es importante
siguiente relación:
V
Vm
Donde:
V ? Es el volumen que ocupa el
gas (l )
Vm ? 22,4 ? /mol
Nota:
La expresión anterior se puede
igualar con las del ÍTEM número 8.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.)
DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje en peso o masa de cada
uno de los elementos que constituyen el
compuesto. Se halla en la práctica
mediante técnicas de análisis
cuantitativo y en forma teórica a partir
de la fórmula del compuesto.
Determinación de c.c. a partir de la
fórmula de un compuesto
Ilustremos el método con dos ejercicios.
Ejercicio 1
Hallar la composición centesimal del H2O.
P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
Resolución:
MH2O = 2 x 1 + 1 x 6 =
2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.
2 u.m.a.
18u.m.a.
WT
WH2O
H2O
x100? 11,11%
O
x100?
H
%WO ?
16 u.m.a.
18u.m.a.
WT
WH2O
x100?? 88,89%
x100?
%WO ?
?C.C. del H2O es: H = 11,11% y
O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS
En el análisis de un compuesto, lo
primero
que
establece
el
químico
experimentador es la fórmula empírica, y
posteriormente
establece
la
fórmula
molecular
(sólo
si
el
compuesto
es
covalente, por lo tanto existe molécula),
luego de hallar previamente el peso
molecular
del
compuesto
mediante
métodos adecuados.
¿Qué es fórmula empírica o fórmula
mínima? ¿qué es fórmula molecular?
¿qué
relación
hay
entre
dichas
fórmulas? Veamos:
Fórmula Empírica (F.E.)
Llamada también fórmula mínima, es
aquella que indica la relación entera más
simple
(relación
aparente)
entre
los
átomos de los elementos en una unidad
fórmula de un compuesto. Se puede
establecer conociendo su composición
centésima
(C.C.)
o
conociendo
experimentalmente el peso de cada uno
de los elementos en el compuesto. Los
compuestos
iónicos
se
representan
únicamente mediante la fórmula mínima
o empírica.
Ejemplos:
CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca
CO3, CuSO4, 5H2O, etc.
Fórmula molecular (F.M.)
Es aquella fórmula que indica la relación
entera real o verdadera entre los átomos
de
los
elementos
que
forman
la
molécula. Se emplea para representar a
los compuestos covalentes.
Se
establece
conociendo
primero
la
fórmula
empírica
y
luego
el
peso
molecular
del
compuesto.
Veamos
algunos
ejemplos
comparativos
entre
dichas
fórmulas
para
establecer
una
relación.
¿Qué relación observamos?
La F.M. es un múltiplo entero (K) de la
F.E.:
F.M. = K F.E.
Por lo tanto, el peso molecular real
también debe ser múltiplo entero del
peso molecular de la fórmula empírica.
?
MF. M .
MF.E.
?K?
MF.M. ?KMF.E.
Donde: K = 1, 2, 3, 4,…….
Si K = 1 ? F.M. = F.E.
Ejemplos:
H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc.
Cada una de estas fórmulas representan
al mismo tiempo F.E. y F.M.; es F.E.
porque
muestra
la
mínima
relación
entera de átomos y es F.M. porque
representa la fórmula verdadera del
compuesto covalente.
Regla práctica para establecer la
fórmula empírica a partir de la
composición centesimal de un
compuesto
Ilustremos
el
procedimiento
con
un
ejemplo: Un cierto óxido de manganeso
contiene 28% en masa de oxígeno. ¿Cuál
es la fórmula empírica de dicho óxido?
P.A.(u.m.a.): Mn = 55, O = 16
Resolución:
El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72%
28%
72%
Sea la F.E. = Mnx Oy
muestra
100
g
de
Paso 1:
Se toma como
compuesto.
Paso 2:
Con el % en masa o peso dados, se halla
el peso de cada elemento:
72
100
x100g ? 72g
WMn ?
28
100
x100g ? 28g
WO ?
Paso 3:
Se hallan los subíndices (x, y) que
representan el número de moles de cada
elemento en la fórmula.
72
55
WMn
P.A.(Mn)
?1,309
?
nMn ? x ?
28
16
WO
P.A.(O)
?1,75
?
nO ? y ?
Paso 4:
Si los números de átomos gramos (x e
y) resultan fraccionarios, se dividen
entre el menor de ellos, así:
1,75
1,309
;
1,309
1,309
? 1,336
y ?
? 1
x?
Si persiste el número fraccionario y no es
posible redondear a números enteros
(con error máximo de ? 0,1), se procede
al siguiente paso.
?
?
? 7,15/7,15 ? 1
WC 85,8
K?
?
? 9,033 ? 9
Paso 5:
Se debe multiplicar por un mínimo
entero (2, 3, 4, …) a todos ellos y luego
se redondea a enteros con error máximo
indicado anteriormente.
x=1 ? 3
= 3
y =
1,336 ? 3 = 4,008 = 4
(error 0,008 << 0,1)
? F.E. = Mn3O4
Ilustremos con otro ejemplo, el
procedimiento para establecer la fórmula
molecular.
Un cierto hidrocarburo (compuesto
formado sólo por carbono e hidrógeno)
tiene como composición en masa:
C = 85,8 % y H = 14,2 %
Además se sabe que una molécula de
este compuesto pesa 2,1 ? 10-22g. Se
pide establecer la fórmula molecular del
hidrocarburo.
P.A.(u.m.a.): C =12, H = 1
Resolución:
85,8 %
14,2 %
a) Sea la F.E. = Cx Hy
x
P.A.(C) 12
14, 2
1
WH
P.A.(H)
? 14,2/7,15 ? 1,98
?
y ?
= 2 (el error 0,02 < 0,1)
?F.E. ? CH2 ?MF.E. ? 14?
Observación:
Como usted puede apreciar en el
solucionario de este ejemplo, se
puede simplificar los pasos para
establecer la F.E., en este caso he
omitido los pasos 1 y 2, puesto que
% en peso coincide numéricamente
con el peso del elemento.
b) Establezcamos ahora el peso
molecular del compuesto con el dato
adicional que tenemos:
Mg
NA
W1molécul ?
M ? 2,1 ? 10-22 ? 6,022 ? 1023
= 126,46
c) Calculemos el número “K”
MF. M . 126, 46
MF.E. 14
d) F.M. = K ? F.E. ? F.M. = 9 ? CH2
? F.M. = C9H18
nH20 ?
?
I.
II. 1mol(H2O) ??? ?NA moléculas
III. 1molécula deH2O ??? ?3átomos
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
2. El peso atómico del hierro es 55,6
u.m.a. y posee dos isótopos: Fe-54 y
Fe-56. ¿Cuál es el porcentaje de
abundancia del isótopo más pesado?
Resolución:
Como se proporcionan datos referentes a
las isotópicas, utilizaremos: a1 y a2.
El más pesado, es el de mayor número
de masa.
Sea:
a1 = x
M.A.Fe
?
a1 = 100 – x
A1 ?a1 ?A2 ?a 2
100
?
54 ? 56 ? (100?x )
100
55,85 ?
55,85 = 54x + 5600 – 56x
x = 7,5 %
Por lo tanto:a2 = 92,5 %
5.
I.
II.
III.
Se tiene en un vaso, 360 ml de agua
pura. Calcular en dicha muestra:
Moles de H2O
Número de moléculas de H2O
Número de átomos totales
Resolución:
Para el volumen de 360 ml de agua, su
masa es 360 g.
Luego:
Su MH2O = 18 u.m.a.
m 360g
M.A. 18g/ mol
? 20moles
contiene
?? ?
20moles (H2O) ?contiene?X
?
X = 20 NA moléculas
?? ?
contiene
20NA molécula deH2O ?contiene?Y
Y = 60 NA átomos
6.
¿Cuántos litros de O2 en C.N. se
podrán obtener a partir de 250 g de
ácido orto sulfuroso?
P.A.: S = 32, O = 16, H = 1
Rpta. ………………………
7.
8.
5.
Hallar la fórmula empírica de un
oxisal que contiene 26,53 % de K,
35,37 % de Cr.
P.A.: K = 39, Cr = 52, O = 16
Rpta. ………………………
La fórmula más simple de una
sustancia es CH2.
¿Cuál es su F.M., si una molécula de
dicha sustancia pesa 6,973.1023g?
Rpta. ………………………
En 6,84 kg de sacarosa C12H22O11
c) ¿Cuántos at-g hay?
d) ¿Cuántos átomos hay en total?
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. a) ………………………
b) ………………………
6.
Un compuesto orgánico ternario,
formado por C, H y O, cuya masa
es de 40g, se somete a una
combustión completa y se obtuvo
así 39,08 g de CO2 y 7,92 g de
H2O. Con un Gasómetro se
determinó su masa molecular de
90g/mol. Hallar la F.M. del
compuesto.
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. …………………
m.V
2 1
? PV ?
PV =
. m.V
TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
(T.C.M.)
e) Los gases están compuestos
por partículas pequeñísimas
llamadas “Moléculas” de
forma esférica y de
diámetro despreciable en
comparación con las
distancias que lo separan.
f) El movimiento de estas
moléculas es desordenado,
es decir no tienen
dirección preferencial.
g) En su movimiento chocan
entre sí y con las paredes
del recipiente que lo
contienen y estos choques
serán completamente
elásticos. Es decir; se
conserva la cantidad de
movimiento y no hay
deformación.
h) La energía cinética
promedio de las moléculas
es directamente
proporcional a la
temperatura absoluta del
gas.
ECUACIÓN DE BOLZTMANN:
EC =
3
2
k.T.
Donde:
EC = Energía Cinética Promedio
k = Constante de Bolztmann (k
= R/NA)
T = Temperatura Absoluta
R = Constante Universal de los
gases
NA = Número de Avogadro
De acuerdo a ésta teoría se
cumple las siguientes
relaciones:
PV =
2
3
EC
Donde:
P = Presión
V = Volumen
EC = Energía Cinética Promedio
EC =
1
2
2
m . V
Donde:
m = masa
V = Velocidad Promedio
Reemplazando se obtiene:
2
2
3 2 3
Para “N” moléculas:
PV = N
m.V
3
2
VARIABLES DE ESTADO:
Según la Termodinámica un
sistema gaseoso está gobernado
por tres parámetros o
variables: Presión, Volumen y
Temperatura.
? PV = K
? 2
1.
Presión (P):
Está dado por un conjunto de
choques moleculares contra las
paredes del recipiente del
gas.
1.1
Presión Absoluta (P)
P = Patm + Pman
Patm = Presión atmosférica
Pman = Presión manométrica
1.2
Presión Manométrica (Pman)
Presión Relativa del gas.
Pman = ? . g . h
? = Densidad
g = Gravedad
h = altura
1.3 Presión Atmosférica (Patm):
Es la fuerza que ejerce la
masa del aire sobre cada
unidad de área de la corteza
terrestre.
Patm = 1atm = 760 mmHg al nivel
del mar
el
2. Volumen (V)
Capacidad del gas en
recipiente que lo contiene.
3. Temperatura (T)
Mide la intensidad de la
energía cinética promedio de
una sustancia. Se mide en
escala absoluta de Kelvin (K)
Condiciones Normales (C.N. ó
T.P.N.)
Se dice “Condiciones Normales”
o “Temperatura y Presión
Normal” cuando:
P = 1 Atm = 760 Torr = 760
mmHg y
T = 0 ºC = 273 K
Volumen Molar (Vm)
Es el volumen ocupado por una
mol de un gas a determinadas
condiciones de presión y
temperatura. A condiciones
normales (C.N. o T.P.N.) una
mol de cualquier gas ocupa un
volumen de 22,4 ?.
Vm a C.N. = 22,4 ?/mol
GASES IDEALES
Son aquellos gases imaginarios
que cumple exactamente con los
postulados de la “Teoría
Cinético Molecular”.
LEYES DE LOS GASES IDEALES
1. LEY DE BOYLE – MARIOTE
(Proceso Isotérmico)
“A temperatura constante el
volumen de una misma masa
gaseosa varía en forma
inversamente proporcional a la
presión”.
Donde: V ?
Finalmente:
1
P
P1.V1 = P2 . V2
Donde:
P
P 1
V 1
V2
P2
P1
2
1
TC
TB
TA
ISOTERMAS
V1
V
2
V
Representación Gráfica:
P
? 1
? 2
? 1
? 1
Del gráfico: Las temperaturas
TA, TB y TC son diferentes
Luego: TC > TB > TA
? ?P
? V
ó
? P
?
V
Densidades a T = constante
(con relación a las presiones)
P
P 1
?2
?1
?= Densidad
P = Presión
2.
LEY DE CHARLES
(Proceso
Isobárico)
“A presión constante, el
volumen de
una masa de gas
varía directamente con la
temperatura absoluta”.
Donde:
V
T
? K
Finalmente:
T
T2
V 1
V2
Representación Gráfica:
Del Gráfico: Las presiones PA ?
PB ?PC
Luego PC > PB > PA
?
T ?
V?
ó
T?
V?
=
Densidades a P
(con relación
Constante
a las
temperaturas)
T
T2
?2
?1
3.
LEY DE GAY
–
LUSSAC
(Proceso Isócoro)
“A Volumen constante, la
presión de una masa de gas
varía directamente con la
temperatura absoluta”
Donde:
P
T
? K
Luego:
T
T2
P 1
P2
LEY GENERAL
DE
LOS
GASES
IDEALES
“El volumen de
directamente
un gas
con
varía
la
1
2
PA
PB
PC
T1
T2
T(K)
V
ISÓBARAS
V2
V1
1
2
VB
VC
T1 T2 T(K)
Del gráfico: los volúmenes VA,
VB y VC son diferentes
? T? P ? ó T ? P ?
Representación Gráfica:
P
VA
ISÓCORAS
P1
P2
? 2 2 ? 3 3
? 62,4
= 0,082
temperatura
absoluta
e
inversamente con la presión”
P V P V
T2 T3
P 1V 1
T 1
Gráfico:
DENSIDAD DE
RELACIÓN A
LOS
SU
GASES (CON
PRESIÓN Y
TEMPERATURA)
MASA = CONSTANTE
P2
?2.T2
?
P 1
?1.T 1
? =
Densidad
P = Presión
T = Temperatura
UNIDADES DE PRESIÓN A C.N. O
S.T.P.
P =1 atm = 760 mmHg = 760 torr
= 1033 g/cm² = 14,7 psi = 14,7
Lb/pulg²
1 atm = 101325 Pa = 101,325
kPa
1 Pa = N . m-2
T = 0ºC = 273 K = 32ºF = 492 R
ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS
GASES
P.V = R.T.n
Donde:
absoluta: Atm,
P = Presión
torr.
V = volumen: litro (?), mL
n = número de moles : mol
R = constante universal de los
gases
Atm x ? mmHg x ?
mol x K mol x K
T = Temperatura absoluta: K, R
? . R . T
También:
P . M =
M
=
Peso
? = Densidad
Molecular
Observación:
La densidad de un gas a C.N.
se determina:
?G =
MG g / mol
22,4 ?/mol
MEZCLA DE GASES
“Es una solución homogénea de
dos o más gases, donde cada
uno conserva sus
características”.
LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES
O DE DALTON
La presión total es igual a la
suma de las presiones
parciales.
Mezcla Gaseosa = GasA + GasB +
GasC
Entonces: PT = PA + PB + PC
1
V1
V2
V
P
P1
P3
2
3
total
VA, VB, VC
Volúmenes
parciales de A, B y C
respectivamente.
PT
= Presión
PA, PB, PC =
parcial de
nA
nt
fmA ?
fmA = fracción molar de A
nA = moles de A
nt = moles totales
Propiedad
de
la
fracción
molar:
?1
mi
? f
fm1 + fm2 + … + fmn = 1
Y la presión parcial:
PA = fmA . PT
LEY DE LOS VOLUMENES PARCIALES
O DE AMAGAT
El volumen total es igual a la
suma de los volúmenes
parciales de los componentes.
Mezcla Gaseosa = GasA + GasB +
GasC
Entonces: VT = VA + VB + VC
VT = Volumen total
=
Y el volumen
parcial
en
función de fm:
VA = fmA . VT
PESO MOLECULAR PROMEDIO
M ? fmA . M A + fmB . M B + fmC .
M c
M ?
= Peso molecular
de
la
mezcla
fm = fracción molar
DIFUSIÓN GASEOSA
Es el fenómeno que estudia la
velocidad de difusión de un
gas o de una mezcla gaseosa a
través de un orificio.
Ley de Graham
M2
M1
d2
d1
r 1
r2
?
?
r1
y r2
=
velocidad
de
los
gases 1 y 2
A
+
B
Presión
+
A, BCy C
respectivamente.
Fracción Molar (fm): Relación
entre los moles de un gas y el
total de moles de la mezcla.
–
A
+
B
+
C
–
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