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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