programa de quimica general completo

PROGRAMA QUÍMICA GENERAL, ING. QCO. ALCIDES TORREGROZA M.

INTRODUCCIÓN

La química puede definirse como la ciencia que se ocupa de la caracterización, composición y transformaciones de la materia. Sin embargo esta definición no es la más adecuada. La interrelación entre las áreas de la ciencia moderna, ha hecho que los límites entre ellas estén poco definidos; es decir, seria casi imposible seleccionar un área y decir “esto es química”. No solamente los intereses de los campos científicos se superponen, sino que los conceptos y métodos encuentran aplicación universal. Además, esta definición no expresa el espíritu de la química, puesto que ésta, como todas las ciencias es una actividad en pleno crecimiento y no una acumulación de conocimientos. La química misma es auto-generadora; la esencia natural de cada nuevo concepto químico, estimula nuevas observaciones y experimentaciones que conducen a un progresivo refinamiento como tambien al desarrollo de otros conceptos. A la luz del desarrollo científico, no es sorprendente que, a menudo, una determinada investigación sobrepase los límites artificiales establecidos por el hombre.

No obstante, hay una idea popular, aunque algo indefinida, sobre cuál es el campo de la química; por esto debemos volver a nuestra definición preliminar.

La química tiene que ver con la composición y estructura de las sustancias y con las fuerzas que las mantienen juntas. Las propiedades físicas de las sustancias se estudian porque proporcionan claves para las determinaciones estructurales, sirven como bases para la identificación y clasificación e indican posibles aplicaciones para materiales específicos. Sin embargo, la parte central de la química es probablemente la reacción química. El interés de la química se extiende a cada aspecto concebible de estas transformaciones e incluye consideraciones tales como: una descripción detallada de cómo y a qué velocidad ocurren las reacciones; las condiciones necesarias para que ocurran los cambios deseados y para evitar cambios indeseables; la energía que acompaña a las reacciones químicas; la síntesis de las sustancias presentes en la naturaleza y aquellas que no tienen contrapartes naturales y las relaciones cuantitativas de masa entre los materiales involucrados en los cambios químicos.

La evolución de la química moderna

La química moderna, que se inició a fines del siglo XVIII, necesitó cientos de años para desarrollarse. La historia de su desarrollo puede dividirse aproximadamente en cinco periodos.

1. Las artes practicas (-hasta 600 A.C.). La producción de metales a partir de minerales, la elaboración de cerámicas, la fermentación, el horneado de pan y la preparación de medicinas, tinturas y drogas son artes antiguas. Las evidencias

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR FACULTAD DE INGENIERÍAS


arqueológicas demuestran que los habitantes del antiguo Egipto y de la Mesopotamia practicaban hábilmente estas artesanías, pero no se sabe cómo ni cuando las aprendieron. Estas artes, las cuales son procesos químicos, alcanzaron un alto desarrollo durante este periodo. Sin embargo, el desarrollo fue empírico; esto es, estaba basado solamente sobre experiencia práctica, sin referencia a los principios químicos involucrados. El artífice egipcio sabía cómo obtener cobre calentando el mineral malaquita con carbón, aunque no supo ni intentó saber cómo trabajaba el proceso y lo que ocurría en el fuego.

2. Los griegos (600 A.C. a 300 A.C.). El aspecto filosófico (o teórico) de la química comenzó en el periodo clásico griego, alrededor del año 600 A.C. Los fundamentos de la ciencia griega se basaban en la búsqueda de principios a través de los cuales se pudiese obtener una comprensión de la naturaleza. Dos teorías de los griegos se hicieron muy importantes en los siglos siguientes:

a) El concepto de que todas las sustancias terrestres están compuestas de cuatro elementos (tierra, aire, fuego y agua) en variadas proporciones se originó con los filósofos griegos de este periodo.

b) La teoría de que la materia consiste en unidades separadas y distintas, llamadas átomos fue propuesta por Leucipo y extendida por Demócrito en el siglo V A.C.

Platón propuso que los átomos de un elemento difieren de otros átomos en la forma. Por lo tanto, pensaba que los átomos de un elemento pueden cambiarse (o transmutarse) en otros átomos, cambiando la forma de los átomos.

El concepto de la transmutación se halla tambien en las teorías de Aristóteles, quien no creía en la existencia de los átomos; propuso que los elementos y por consiguiente todas las sustancias, estaban compuestos de la misma materia primaria y diferían solamente en la forma que asumía esta materia primaria. Para Aristóteles, la forma incluía no sólo la geometría, sino tambien las cualidades (tales como color y dureza) que distinguen una sustancia de las otras, y propuso que los cambios en la forma ocurren constantemente en la naturaleza y que todas las cosas materiales (animadas e inanimadas) crecen y se desarrollan de forma inmadura a formas adultas. (Durante la Edad Media se creía que los minerales podían crecer y que las mismas se rellenaban después de que se habían extraído los minerales).

3. La alquimia (300 A.C. a 1650 D.C.). La tradición filosófica de los antiguos griegos y la tradición artesanal del antiguo Egipto, se encontraron en Alejandría (Egipto), la ciudad fundada por Alejandro el Grande en 331 A.C., y la alquimia fue el resultado de la unión. Los primeros alquimistas utilizaron técnicas egipcias para



el manejo de materiales en la investigación de teorías concernientes con la naturaleza de la materia. Los libros escritos en Alejandría (los trabajos sobre temas químicos más antiguos) contenían diagramas de aparatos químicos y descripciones de muchas operaciones de laboratorio (por ejemplo destilación, cristalización y sublimación).

El contenido filosófico de la alquimia incorporó elementos de astrología y misticismo en las teorías de los griegos antiguos. Un interés dominante de los alquimistas era la transmutación de metales básicos como el hierro y plomo en el metal noble, el oro. Creían que un metal podía cambiarse alterando sus cualidades (particularmente su color) y que tales cambios se presentaban en la naturaleza y que los metales tendían hacia la perfección representada por el oro. Por consiguiente los alquimistas creían que estos cambios podían realizarse mediante una pequeña cantidad del agente transmutante (mas tarde llamado la piedra filosofal). En el siglo VII D.C., los árabes conquistaron los centros de la civilización helenística (incluyendo Egipto en 640 D.C.) y la alquimia pasó a sus manos. Los textos griegos se tradujeron al árabe y sirvieron de fundamento para el trabajo de los alquimistas árabes. Los árabes llamaron a la piedra filosofal aliksir (de donde se deriva elixir). Los alquimistas árabes creían que esta sustancia no solamente podía ennoblecer metales transmutándolos en oro, sino tambien podría ennoblecer la vida, curando todas las enfermedades. Durante muchos siglos, los dos objetivos principales de la alquimia fueron la transmutación de los metales básicos en oro y el descubrimiento de un elixir de la vida que podía hacer al hombre inmortal impidiendo la muerte.

En los siglos XII y XIII, la alquimia fue gradualmente introducida en Europa por medio de la traducción de los trabajos árabes al latín. La mayoría de las traducciones fueron hechas en España donde después de la conquista islámica en el siglo VIII, se estableció y prosperó una rica cultura mora.

Una escuela de iatroquímica, una rama de la alquimia concerniente con la medicina prosperó en los siglos XVI y XVII. Sin embargo, los alquimistas europeos contribuyeron muy poco que fuese nuevo a la teoría alquímica. La importancia de su trabajo reside en que preservaron la gran cantidad de datos químicos que recibieron del pasado, lo incrementaron y lo pasaron a alquimistas posteriores.

La alquimia perduró hasta el siglo XVII. Gradualmente las teorías y actitudes de los alquimistas comenzaron a ser cuestionadas. El trabajo de Robert Boyle, quien publicó El químico escéptico en 1661, es importante. Aunque Boyle creía que la transmutación de los metales conocidos en oro, pudiese ser posible, criticó severamente el pensamiento alquímico. Boyle recalcó que la teoría química debería obtenerse a partir de evidencia experimental.



4. Flogisto (1650 a 1790). A lo largo de la mayor parte del siglo XVIII la teoría del flogisto dominó la química. Esta teoría, que según se demostró más tarde era errónea, fue principalmente el trabajo de George Ernest Stahl. El flogisto (un principio de fuego), fue postulado como constituyente de cualquier sustancia combustible.

Después de la combustión, se creía que una sustancia perdía su flogisto y se reducía a una forma sencilla. Se creía que el aire actuaba en la combustión, solo para eliminar el flogisto que quedaba en libertad. Así pensaríamos en la combustión de la madera en los siguientes términos:

Madera + oxigeno gaseoso (del aire) cenizas + oxigeno que contieneGases; de acuerdo a la teoría del flogisto,

Madera cenizas + flogisto (removido por el aire)

Por consiguiente, se creyó que la madera era un compuesto formado por cenizas del flogisto. Se pensó que los materiales fácilmente combustibles eran ricos en flogisto.

La teoría del flogisto interpreta la calcinación en una manera similar. La formación de un oxido metálico (llamado un cal) por calentamiento de un metal en el aire se le llamó calcinación:

Metal + oxigeno gaseoso (del aire) cal (óxido metálico)

De acuerdo a la teoría del flogisto, se supone que un metal es un compuesto integrado de un cal y flogisto. La calcinación, por consiguiente, se creyó ser la perdida del flogisto por un metal:

Metal cal + flogisto (removido por el aire)

La teoría del flogisto se extendió para explicar muchos otros fenómenos químicos. La preparación de ciertos metales, por ejemplo, puede llevarse a cabo calentando el óxido metálico con carbón.

Cal (óxido metálico) + carbón metal + monóxido de carbono

En un proceso de este tipo, el carbono (supuestamente rico en flogisto) reemplazaba el flogisto perdido por calcinación:

Cal + flogisto (del carbono) metal



Una dificultad inherente a la teoría del flogisto nunca se explicó adecuadamente, cuando se quema la madera, ésta supuestamente pierde flogisto y las cenizas resultantes pesan menos que la pieza de madera original. Por otra parte, en la calcinación, la pérdida de flogisto está acompañada por un aumento en peso, puesto que el cal (óxido metálico) pesa más que el metal original. Los partidarios de la teoría del flogisto reconocieron este problema, pero a lo largo de la mayor parte del siglo XVIII no se comprendía la importancia de pesar y medir.

5. La química moderna (1790- ) El trabajo de Antoine Lavoisier a fines del siglo XVIII, es generalmente considerado como el comienzo de la química moderna. Lavoisier deliberadamente se propuso eliminar la teoría del flogisto y revolucionar la química. Dependió de los resultados cuantitativos de los experimentos (utilizó extensamente la balanza para poder explicar varios fenómenos químicos).

Se ha aprendido más cerca de la química en los dos últimos siglos después de Lavoisier, que en los veinte siglos que le precedieron. La química ha desarrollado gradualmente cinco ramas principales, estas divisiones, sin embargo, son arbitrarias y la clasificación está sujeta a crítica.

a. Química Orgánica. La química de la mayoría de los compuestos del carbono. Durante algún tiempo se supuso que estos compuestos podían obtenerse solamente de plantas o animales o derivados de otros compuestos que se habían obtenido de material vivo.

b. Química Inorgánica. La química de todos los elementos excepto el carbono. Algunos compuestos de carbono sencillos (por ejemplo dióxido de carbono y carbonatos) están tradicionalmente clasificados como compuestos inorgánicos.

c. Química Analítica. Trata de la identificación y de la composición tanto cualitativa como cuantitativa de las sustancias.

d. Fisicoquímica. Tiene que ver con el estudio de los principios físicos que rigen la estructura de la materia y las transformaciones químicas.

e. Bioquímica. Es la química de los sistemas vivos, plantas y animales.



NOCIONES FUNDAMENTALES

1. PROPIEDADES DE LA MATERIA

1.1 Materia. El material del cual está compuesto el universo o todo lo que ocupe espacio y tiene masa (concepto clásico), o concepto moderno Einstein (es energía concentrada).

1.2 Cuerpo. Es una porción de materia limitada por la forma.

1.3 Sustancia. Es la calidad o clase de materia de que están hechos los cuerpos.

1.4 Energía. Es la capacidad de un sistema para realizar trabajo. Según Einstein, materia y energía no son cosas distintas, son dos aspectos que presenta una misma realidad, es decir la materia puede transformarse en energía y la energía en materia. La energía del universo es una, pero puede manifestarse de muy diversas formas: energía química, luminosa, calúrica, magnética, radiante, mecánica, etc. La energía mecánica puede ser potencial o cinética.

Las propiedades de la materia se clasifican en:

a. Propiedades generales, genéricas o extrínsecas, son aquellas comunes a toda clase de materia y que por lo tanto no permiten diferenciar entre una sustancia y otra, ejemplos (masa, peso, volumen, impenetrabilidad, tamaño, forma, porosidad, inercia).

b. Propiedades específicas o intrínsecas, son aquellas propias de cada sustancia y que permiten por lo tanto diferenciar una sustancia de otra. Se subdividen en:

- Físicas, aquellas que pueden ser descamas sin referencia a un patrón (color, olor, sabor, textura, dureza, viscosidad, elasticidad, solubilidad, ductibilidad, brillo, maleabilidad, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, atracción magnética, conductibilidad térmica, conductibilidad eléctrica.

- Químicas, son aquellas que para ser descritas necesitan un patrón de referencia, tambien se definen como la capacidad que tiene una sustancia para reaccionar o para transformarse en otra u otras, ejemplo (oxidación del hierro, combustión del alcohol, etc.)



Las propiedades generales y las específicas pueden ser:

a. Extensivasb. Intensivasc. Organolépticas

2. MASA. Es la medida de la cantidad de materia, la masa de un cuerpo es invariable, en un mismo lugar dos objetos de igual masa tiene pesos iguales.

2.1 Peso. Es la fuerza con que la tierra atrae a un cuerpo. El peso varia con la distancia de ese cuerpo al centro de la; es directamente proporcional a su masa como tambien a la aceleración gravitacional de atracción de la tierra. En un mismo lugar dos objetos de igual masa tienen pesos iguales.

2.2 Volumen. Se define diciendo que todo cuerpo ocupa un espacio. Es igual a la masa sobre la densidad.

2.3 Impenetrabilidad. Es consecuencia del volumen. Según este principio, el espacio ocupado por un cuerpo no puede ser ocupado por otro en el mismo instante.

2.4 Densidad. Es la masa sobre la unidad de volumen.2.5 Inercia. Todo cuerpo que no se encuentre bajo la acción de alguna fuerza externa, tiene la tendencia a permanecer en reposo o, cuando está en movimiento a continuar en movimiento uniforme en la misma dirección. La masa de un cuerpo es proporcional a la inercia del cuerpo.

2.6 Elemento. Una sustancia pura que no puede descomponerse en sustancias más simples. Un elemento puede diferir de un idioma a otro, el símbolo no.

2.7 Mezclas. Una muestra de materia que consiste de dos o más sustancias puras que no tiene composición física y puede descomponerse en sus componentes por medios físicos.

2.8 Fase. Una porción físicamente distinta de materia que es uniforme a través de su composición y propiedades.

2.9 Compuestos. Una sustancia pura que está compuesta de dos o más elementos en proporciones fijas y que pueden descomponerse químicamente en estos elementos.



3. CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Cada medida es incierta hasta cierto punto. Supóngase por ejemplo, que desea medir la masa de un objeto. Si se usa una balanza de plataforma, podemos determinar la masa hasta el 0.1 g más cercano. Por otra parte, una balanza analítica está capacitada para producir resultados correctos hasta 0.0001 g. La exactitud o precisión de la medida depende de las limitaciones del aparato de medida y de la habilidad con que este se use. La precisión de una medida está indicada por el número de cifras utilizadas para obtenerla. Los dígitos, en una medida adecuadamente obtenida, son cifras significativas. Estas cifras incluyen todas aquellas que son conocidas con certidumbre y además otra que es una aproximación. Las siguientes reglas pueden ser utilizadas para determinar el numero adecuado de cifras significativas que deben escribirse para una mediad.

1. Los ceros usados para localizar el punto decimal no son significativos.

2. Los ceros que aparecen como parte de la medida son significativos. El numero 0.0005030 tiene cuatro cifras significativas. Los ceros después del cinco son significativos. Aquellos que preceden al numero 5 no son significativos debido a que se han agregado solamente para ubicar el punto decimal.

3. A veces, la respuesta a un cálculo contiene más cifras que son significativas.

a. Si la cifra que sigue al ultimo numero a retenerse es menor que 5, todas las cifras no deseables se pueden descartar y el ultimo numero se deja sin modificación.

3.6247 es 3.62 hasta tres cifras significativas

b. Si la cifra que sigue al último número que se va retener es mayor que 5 ó 5, con otros dígitos que le siguen, el último numero se aumenta en 1 y las cifras restantes se descartan.

7.5647 es 7.565 hasta cuatro cifras significativas6.2501 es 6.3 hasta dos cifras significativas

c. Si el número que sigue a la última cifra a retenerse es 5 y hay solo ceros después del cinco, el 5 se descarta y la ultima cifra se aumenta en 1 si es impar o no se cambia si es un número par. En un caso de este tipo, la última cifra del valor aproximado es siempre un número par. El cero se considera un número par.

3.250 es 3.2 hasta dos cifras significativas7.635 es 7.64 hasta tres cifras significativas



8.105 es 8.1 hasta tres cifras significativas

4. El resultado de una suma o resta debe presentarse con el mismo numero de cifras decimales que tenga el termino con el menor numero de decimales. La respuesta para la suma

161.032 5.6 32.4524

199.0844

Debe reportarse como 199.1. Debido a que el número 5.6 tiene solamente un digito seguido de un lugar decimal.

5. La respuesta a la multiplicación o división se redondea al mismo número de cifras significativas como tenga el término menos preciso usado en el cálculo. El resultado de la multiplicación:

152.06 X 0.24= 36.4944

Debe reportarse como 36, puesto que el termino menos preciso en el calculo es 0.24 (dos cifras significativas).

EL MÉTODO DE FACTOR DE CONVERSIÓN EN LA SOLUCIÓN DE PROBLEMAS

1. Plantee el problema. Escriba la unidad en que deberá expresarse la respuesta, un signo igual, y la cantidad dada en le problema que conducirá a una solución.

2. Derive un factor de conversión en el cual la unidad del denominador sea la misma que la unidad de la cantidad dada. El factor puede derivarse de la información dada en el problema o de la definición de una unidad.3. Escriba el factor de conversión después de la cantidad dada (escrita en el paso 1) para indicar la multiplicación. Cancele las unidades. Cuando esta multiplicación se realice, la respuesta se expresará en la unidad del factor del numerador.

4. Si esta unidad no es la deseada, se deben emplear otros factores de conversión. La unidad en el denominador de cada factor debe cancelar la unidad en el numerador del factor anterior.

5. Continúe el proceso hasta que solamente las unidades sin cancelar sean las unidades deseadas.



6. Realice las operaciones matemáticas indicadas y obtenga la respuesta.TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Generalmente se otorga a los antiguos griegos el reconocimiento de la primera

teoría atómica, pero este concepto pudo haber tenido sus orígenes en

civilizaciones más antiguas todavía. Dos teorías prevalecieron entre los griegos.

Aristóteles (siglo IV A.C.) creía que la materia es continua y de ahí,

hipotéticamente, puede dividirse infinitamente en partículas más y más pequeñas.

La teoría atómica de Leucipo y Demócrito (siglo V A.C.), sostenía que la

subdivisión de la materia produciría al cabo átomos, los que no podían dividirse.

Las teorías de los antiguos griegos se basaban en el pensamiento abstracto y no

en la experimentación planificada. Durante casi dos mil años, la teoría atómica

permaneció como una simple especulación. La existencia de átomos fue aceptada

por Robert Boyle en su libro El químico escéptico (1661) y por Isaac Newton en

sus libros Principia (1687) y Optica (1704). John Dalton, sin embargo, propuso una

teoría atómica que desarrolló en 1803 a 1808, y que es muy importante en la

historia de la química.

En esa época, muchos científicos creían que toda la materia consistía en átomos,

pero Dalton fue más allá. Dalton convirtió a la teoría atómica en cuantitativa,

demostrando que es posible determinar las masas relativas de los átomos de

diferentes elementos. Los principales postulados de la teoría de Dalton son:

1. Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas

llamadas átomos. Todos los átomos del mismo elemento son parecidos y los

átomos de diferentes elementos son diferentes

2. La separación de átomos y la unión de átomos se realiza en las reacciones

químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o se destruye y ningún

átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento.



3. Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de 2 o

más elementos en una proporción numérica simple. Daltón creía que todos los

átomos de un elemento dado tienen masas atómicas iguales. Hoy día sabemos

que muchos elementos consisten en varios tipos de átomos que difieren en

masas. Todos los átomos de un mismo elemento, sin embargo reaccionan

químicamente de la misma forma. Por consiguiente podemos trabajar con la

teoría de Daltón utilizando una masa promedio para los átomos de cada elemento.

Daltón derivo los aspectos cuantitativos de su teoría de las leyes de cambio

químico su segundo postulado justifica la Ley de la conservación de la masa,

dice que no hay cambos detectables en la masa durante el transcurso de una

reacción química puesto que las reacciones químicas consisten en la separación y

unión de átomos y debido a que los átomos no se crean ni se destruyen en estos

procesos, la masa total de todos los materiales que participan en una reacción

química deben ser iguales a la masa total de todos los productos de la reacción.

El tercer postulado de la teoría de Dalton, explica la Ley de las proporciones

definidas, la cual dice que un compuesto puro siempre contiene los mismos

elementos combinados en las mismas proporciones en masa.

Sobre la base de esta teoría, Dalton propuso una tercera ley de las combinaciones

químicas, la Ley de las proporciones múltiples. Esta ley establece que cunado

dos elementos, A y B, forman más de un compuesto, las cantidades de A que se

combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de

números pequeños enteros. Esta ley es consecuencia del punto de vista de

Dalton, según el cual los átomos en un compuesto se combinan en proporciones

fijas.

Aunque Dalton cometió errores en la asignación de masas atómicas relativas, se

le debe dar crédito por la introducción del concepto y el reconocimiento de su

importancia. Las masas relativas de los átomos son los pilares de la

estequiometria química.



FÓRMULAS

Los símbolos químicos que se asignan a los elementos, se usan para escribir

fórmulas que describen la composición atómica de los compuestos. La fórmula del

agua es H2 O, lo cual indica que hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de

Oxígeno en el compuesto. Los subíndices de la fórmula indican el número relativo

de átomos de cada tipo que se combinan. Si un símbolo no lleva subíndice, se

supone que el número es 1. La fórmula del ácido sulfúrico es H2 SO4, lo cual indica

la relación de combinación de este compuesto es de dos átomos de hidrógeno a

un átomo de azufre y a cuatro átomos de oxígeno.

Una molécula, es una partícula formada por dos o más átomos. Algunos (pero no

todos) compuestos se hallan en la forma molecular. En estos casos, la fórmula da

el número de átomos de cada tipo en una sola molécula de compuesto. Las

fórmulas de este tipo son, algunas veces, llamadas formulas moleculares.

Ambos, agua y ácido sulfúrico se encuentran como moléculas en la naturaleza y

sus fórmulas H2O y H2SO4, son fórmulas moleculares.

La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, H2O2, indica que hay dos átomos

de hidrogeno y dos átomos de oxígeno en una molécula de peróxido de

hidrógeno. Observe que la relación de átomos de hidrogeno a átomos de oxigeno

(2 a 2) no es la más simple (la cual es de 1 a 1). Una fórmula que se escribe

utilizando la proporción de números enteros más sencilla, se llama fórmula

simple ó fórmula empírica. La fórmula molecular del peróxido de hidrogeno es

H2O2; la fórmula empírica es HO.

Para algunos compuestos moleculares, las fórmulas empíricas y moleculares son

idénticas; por ejemplo: H2O, H2SO4, CO2 y NH3. Para muchos compuestos

moleculares, sin embargo, las fórmulas empíricas y moleculares son diferentes.

Las fórmulas moleculares

N2H4 B3N3H6 C6H6 Corresponden a las fórmulas empíricas



NH2 BNH2 CH

Observe que la proporción para una fórmula empírica puede obtenerse reduciendo

la proporción atómica de la fórmula molecular al conjunto más bajo posible de

números enteros

Una muestra de cualquier elemento que tenga una masa en gramos

numéricamente igual al peso atómico del elemento, contendrá el mismo número

de átomos. Este número se llama número de Avogadro. El valor del número de

Avogrado se ha determinado experimentalmente: 6.02205 multiplicado por 1023. La

cantidad de una sustancia que contienen el número de Avogrado de unidades

elementales se llama mol.

El de una sustancia es la suma de los pesos atómicos peso fórmula o peso

molecular de todos los átomos en la fórmula de la sustancia. El peso fórmula del

agua, por ejemplo, puede calcularse como sigue:

2(peso atómico H) = 2(1.0) = 2.0

Peso atómico O = 16.0

Peso fórmula H2 O = 18.0

El peso fórmula de BaCl2 es:

Peso atómico Ba = 137.3

2(peso atómico Cl) = 2(35.5) = 71.0

Peso fórmula del BaCl2 = 208.3

Si la fórmula en cuestión hace relación a una sustancia molecular y es una fórmula

molecular, el correspondiente peso fórmula puede también llamarse un peso

molecular. Un peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los átomos

que constituyen una molécula. El peso fórmula del agua es también el peso

molecular de la sustancia, debido a que la fórmula es una descripción de la

composición de la molécula de agua.



Un mol consiste en número de Avogadro de entidades. Un mol de una sustancia

molecular consiste en el número de Avogadro de moléculas. Para estas

sustancias, una muestra que tiene una masa en gramos numéricamente igual al

peso molecular es un mol de la sustancia y contiene el número de Avogadro de

moléculas. Un mol de agua, por consiguiente, tuene una masas de 18.0 g y

contiene 6.02 x 1023 moléculas de H2O. puesto que existen dos átomos de H y un

átomo de O en una molécula de agua, un mol de moléculas de H2O (18.0 g)

contiene dos moles de átomos de H (2.0g) y una mol de átomos de O (16.0g).

Cuando se usa la designación de mol, debe especificarse el tipo de entidad a

medirse. Un mol de átomos de H contiene 6.02x1023 átomos de H, y tiene una

masa de 1.01 g; un mol de moléculas de H2 contiene 6.02 x 1023 moléculas de H2 y

tiene una masa de 2.02g. Para el flúor,

1 mol F = 6.02 x 1023 átomos de F = 19,0g Flúor

1 mol F2 = 6.02 x 1023 moléculas de F2 = 38.0g Flúor

¿Qué sucede con las sustancias iónicas? La designación “1 mol de BaCl2 “,

significa q1ue la muestra contiene el número de Avogadro de unidades de fórmula

de BaCl2 la entidad especificada. Un mol de BaCl2, por consiguiente, tiene una

masa de 208.3 g, el peso fórmula de BaCl2. En realidad, un mol de BaCl2, contiene

1 mol de Ba2+ = 6.02 x 1023 iones de Ba2+ = 137.3g bario

2 moles de Cl - = 2(6.02 x 1023) iones de Cl - = 2(35.5)gCl - = 71.0g cloro.

Los que sumados hacen

1 mol de BaCl2 = 6.02 x 1023 unidades de BaCl2 = 208.3 g BaCl2

Puesto que un mol de átomos de un elemento contiene el mismo número de

átomos que un mol de átomos de cualquier otro elemento, la relación en moles es

la misma que la relación en átomos. El numero de moles de cada elemento

presente en una muestra del compuesto se obtiene fácilmente a partir de la masa

de cada elemento presente.

EL ÁTOMO



El átomo fue considerado la más pequeña expresión de la materia. Su nombre, de

origen griego, quiere decir indivisible (a= sin y tome = división).

Pero la ciencia moderna no solo ha demostrado que es divisible, sino además,

que constituye un universo diminuto en cuyo interior tiene lugar una cantidad de

fenómenos semejantes a los ocurridos en el espacio sideral.

GENERALIDADES DEL ÁTOMO

Cualquiera que sea la naturaleza de los átomos, éstos son entidades complejas,

increíblemente diminutas y constituidas por partículas más simples,

denominadas partículas elementales o subatómicas.

Las investigaciones realizadas han permitido el descubrimiento de mas de 30

partículas subatómicas, de las cuales el electrón, el protón y el neutrón son las

más importantes y las de mayor interés para el químico. Son estables (como el

electrón o el protón), en tanto que otras, que se desintegran radiactivamente de

forma espontánea, son inestables (como el neutrón). Las partículas que poseen

masa se denominan partículas másicas, las que carecen de ella, partículas

energéticas (como el fotón).

Todos los electrones, sin importar el tipo de átomo a que pertenezcan, son iguales

en carga y en masa. Todo átomo es eléctricamente neutro, es decir, sus cargas

positivas están igualadas con sus cargas negativas, o sea que la cantidad de

protones que posee es igual a la de electrones.

En todo átomo neutro p+ = e-

Además, la carga positiva del núcleo (indicada con la letra mayúscula Z) se

expresa en unidades que son la de la magnitud de la carga negativa del electrón;

el valor de Z coincide con el número atómico (posición ocupada por un átomo en

la tabla periódica),y, en la actualidad, ambos se designan con la misma letra Z. El



número atómico y la carga nuclear (z) son iguales a la cantidad de protones que

se encuentran en el núcleo.

Número atómico y carga nuclear del átomo = Z = p+

El número de nucleones (protones y neutrones) corresponde a número masa,

el cual se representa con la letra mayúscula A. Es importante comprender que A

no es una masa, sino un entero que representa el número total de nucleones.

Así que p+ nº = A = # nucleones = # masa

ISÓTOPOS

En la naturaleza se encuentran átomos de un mismo elemento que tienen el

mismo Z pero diferentes A, a los cuales se les denomina Isótopos (palabra que

significa en el mismo lugar)

NÚMEROS CUÁNTICOS

El número cuantico principal (n), define el tamaño del nivel de energía principal

que el electrón ocupa, y suministra a demás, información a cerca de la energía del

electrón en su orbita.

El número cuántico principal, n, puede ser cualquier número entero positivo K

(n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4), O (n=5),

P (n=6), Q (n=7)…

El número máximo de electrones en un nivel energético viene determinado por la

formula 2n2

Ejemplo: El número máximo de electrones del nivel M (n=3) es:

Solución: 2n2 = 2 (3)2 = 2 (9) = 18 electrones



Número Cuántico dividido o Azimutal (l), junto con n define el subnivel

energético. El subnivel indica la forma de la región que ocupa el electrón (El

llamado orbital) y se designan por la letras minúsculas s, p, d y f y sus valores se

encuentran entre 0 y 3.

El número total de electrones de un subnivel viene determinado por al fórmula (2l

+ l) x 2 electrones. Veamos un ejemplo ¿Cuál es el total de electrones del

subnivel d(1=2) ?

Solución: (2l + l) x 2 = ((2 x2) + 1) x 2 = 10 electrones

En resumen el número cuántico n define el nivel energético; el subnivel energético

viene definido por n y l , mientras los orbítales requieren para su definición los

números cuánticos n, l, m. El conjunto de los cuatro números cuánticos ( n, l, m

y ms ) define el estado cuántico de un electrón

DISTRIBUCION Y CONFIGURACION ELECTRÓNICA DE ÁTOMOS

MULTIELECTRÓNICOS

Regla Nemotécnica. Una regla muy fácil de recordar para la determinación del

cubrimiento de los distintos subniveles electrónicos de los átomos, se resume en

el diagrama donde se hace en forma de zigzag, en diagonal.



ORDEN PARA OCUPAR LOS SUBNIVELES DE ENERGÍA

K n = 1 1 s2

L n = 2 2 s2 2 p6

M n = 3 3 s2 3 p6 3 d10

N n = 4 4 s2 4 p6 4 d10 4 f 14

O n = 5 5 s2 5 p6 5 d10 5 f 14

P n = 6 6 s2 6 p6 6 d10 6 f 14

Q n = 7 7 s2 7 p6 7 d10 7 f 14

NOTA: Con el propósito de no alargar las distribuciones electrónicas de un

elemento, se acostumbre presentarla de una forma más resumida. En estas

distribuciones se reemplazan los electrones de las orbitas internas con el símbolo

y el número atómico delgas noble (mas próx imo) que antecede al elemento de

la tabla periódica. La notación utilizada es z G/ s- p- d, donde z G/ es la

representación de la distribución electrónica del gas noble: el subíndice Z es el

número atómico correspondiente del gas noble, y G su símbolo.



5. ELEMENTOS QUÍMICOS

Al estudiar los elementos, resultaría inconveniente escribir el nombre completo de cada uno cada vez que aparece. Se hace necesario, pues, abreviar sus nombres para facilitar su escritura. La simbología universal utilizada en la actualidad fue propuesta por Jacobs y Berzelius, quienes idearon la manera de representarlos gráficamente por medio de símbolos, como si fuera una especie de taquigrafía.

Para la nomenclatura de los elementos químicos no existen reglas y sus nombres ayudan muy poco al estudio de sus propiedades. A cada elemento se le asignan una o dos letras se símbolo químico que se ha decidido por acuerdo internacional. Mientras que el nombre de un elemento puede variar o diferir de un idioma a otro, el símbolo para los elementos aislados y descubiertos mas recientemente, sus nombres se agrupan en tres tipos: los neoclásicos, los geográficos y los honoríficos.

Algunos elementos se representan con la primera letra en mayúscula de su nombre, así O representa Oxigeno, N el nitrógeno, C el carbono y H el hidrogeno. Como los nombres de algunos elementos empiezan con la misma letra, en algunos casos se ha añadido otra letra más para distinguirlos, por ejemplo, Ca para el calcio, Ba para el bario, Cl para el cloro y Br para el bromo.

5.1 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

La ley periódica propuesta por Moseley en 1913 es el principio en el que se basa la clasificación moderna de los elementos químicos; dice: “Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

La forma larga de la tabla o clasificación periódica suele denominarse tabla periódica larga o simplemente tabla periódica y ordena los elementos conocidos en sentido creciente de sus números atómicos en 7 renglones horizontales llamados periodos o series y 18 columnas llamadas grupos o familias. Dicha tabla fue propuesta primero por el químico danés Julius Thomsen, en 1895, y es la que se utiliza hoy día.

Los elementos se organizan en dos grandes grupos: familia A o elementos representativos (conocida por algunos autores como familia R), y familia B o elementos de transición (tambien conocida como familia T).



Elementos representativos ; son aquellos cuya configuración electrónica corresponde al llenado de los orbítales ns y np de la capa más externa o capa de valencia.

Elementos de transición ; aquellos que en su estado fundamental o en cualquiera de sus estados comunes de oxidación poseen subniveles d parcialmente llenos.

Dentro de los elementos de transición tambien se incluyen los llamados tierras raras (o series del lantánido y del actínido) que son aquellos elementos cuya configuración electrónica corresponde al llenado de los orbítales.

5.1.1 GRUPOS

Los diferentes grupos se indican con números romanos del I al VIII, acompañados de la letra que indica la familia a que pertenecen, A o B.

La distribución electrónica de un elemento puede indicar el grupo o familia a la que pertenece. Tome, por ejemplo, el silicio (Si) con Z= 14 y el titanio (Ti) con Z= 22.

Si Ti

3

33

2

22

1

1 22622

=== M

ps

L

ps

K

s

3

3

4

4

3

33

2

22

1

1 2262622

===== M

d

N

s

M

ps

L

ps

K

s

El subnivel parcialmente lleno determina la familia del elemento: si es s o p la familia es A, si es d, pertenece a los elementos de transición (familia B) y si es f quedará incluido dentro de las tierras raras. Así, de acuerdo con la distribución electrónica anterior, el SI pertenece a la familia A, en tanto que el Ti es un elemento de transición.

Los elementos de un mismo grupo presentan igual número de electrones en el último nivel de energía o electrones de valencia. Los electrones del último nivel energético determinan el número del grupo. Así, el Si pertenece al grupo IVA (porque tiene 4 electrones en su ultimo nivel energético) y el Ti al grupo IVB (por la misma razón).

Los grupos grandes de la tabla periódica son:

IA (1) metales alcalinosIIA (2) metales alcalinotérreosIIIA (13) térreosIVA (14) carbonoides o familia del carbonoVA (15) nitrogenoides o familia del nitrógenoVIA (16) anfígenos



VIIA (17) halógenos (formadores de sales)VIIIA (18) gases nobles

5.1.2 PERIODOS

Los periodos se enumeran con números arábigos del 1 al 7. En una distribución electrónica, el periodo al que pertenece un elemento viene indicado por el numero cuántico principal (n) del nivel energético más alto. Al representar la distribución electrónica del cloro (Cl, Z= 17) y del calcio (Ca, Z= 20), se tiene que:

Cl Z= 17 Ca Z= 20

M

ps

L

ps

K

s 52622 33221)4(

433221 262622

−nNs

M

ps

L

ps

K

s

Localizado en el periodo 3 Localizado en el periodo 4

Recientemente, la tabla periódica se modificó, colocando números arábigos en las 18 columnas verticales, los cuales aparecen arriba de la numeración romana, y, al referirse a un grupo, se utiliza el numero romano y entre paréntesis el numero de la columna; así, por ejemplo, para indicar la posición del aluminio (de símbolo AI) en la tabla periódica debe escribirse IIIA (13).

5.1.3 Descripción de los periodos de la tabla periódica

El periodo 1 contiene solo dos elementos (H y He). En este periodo se llena el primer nivel energético (subnivel 1s). El número del periodo indica el número del nivel de energía principal que los electrones empiezan a llenar.

El periodo 2 contiene ocho elementos (Li, Be, B, C, N, O, F y Ne). En este periodo se llena el segundo nivel de energía principal (subniveles 2s y 2p). El segundo nivel de energía está completamente lleno en el gas noble neón.

El periodo 3 contiene tambien ocho elementos (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar), y llena el tercer nivel de energía principal (subniveles 3s y 3p). El argón, que es el último elemento de este periodo, tiene ocho electrones en su tercer nivel de energía. A los periodos 2 y 3 se les llama periodos cortos por tener solo ocho electrones.



El periodo 4 contiene 18 elementos: desde el potasio (K) hasta el criptón (Kr). En este periodo los subniveles de energía 4s y 4p están llenos y el subnivel 3d comienza a llenarse desde el escandio (Sc) hasta el cinc (Zn).

El periodo 5 contiene tambien 18 elementos: desde el rubidio (Rb) hasta el xenón (Xe). En este periodo se llenan los subniveles de energía 5s y 5p, y el 4d comienza a llenarse desde el itrio (Y) hasta el cadmio (Cd).

En el periodo 6 hay 32 elementos: desde el cesio (Cs) hasta el radón (Rn). Aquí se llenan los subniveles de energía 6s y 6p. Al mismo tiempo comienzan a llenarse los subniveles 5d y 4f. A los elementos del z= 58 al Z= 71, cerio (Ce) y al lutecio (Lu), se les llama serie de los lantánidos (llenado del subnivel 4f).

El periodo 7 tiene hasta el momento 23 elementos (hasta el de Z= 109): desde el francio (Fr) hasta el unnilenio (Une). En este periodo se llama el subnivel 7s y comienzan a llenarse los subniveles 6d y 5f. A los elementos del Z= 90 (Th) al Z= 103 (Lr), se les llama serie de los actínidos y corresponden al llenado del subnivel 5f. A los periodos 4, 5, 6 y 7 se les llama periodos largos por contener muchos más elementos que los otros.

5.2 METALES, NO METALES Y METALOIDES

La tabla periódica separa los metales de los no metales por medio de una línea resaltada en forma de escalera.

A la derecha de esta línea se encuentran los no metales y a la izquierda los metales. Al extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. Los elementos adyacentes a la línea en escalera se llaman metaloides (excepto el A1), ya que poseen propiedades metálicas y no metálicas (como B, Si, Ge, As, Sb, Te, po, y At).

En el grupo VIIIA se encuentran un grupo especial de no metales llamados gases nobles.

En los elementos representativos (grupos A), las propiedades metálicas aumentan conforme se incrementan los números atómicos, al tiempo que las propiedades no metálicas disminuyen.

Los metales poseen las siguientes características:

Todos son sólidos, con excepción de Hg, Cs, Fr, Ga, que son líquidos. Presentan brillo por lo que tienen una superficie pulida.



Tienen ductilidad, es decir, capacidad para convertirse en hilos, como Cu, Au, Ag y Pt.

Presentan maleabilidad, es decir, tienen la capacidad de convertirse en láminas, como Sn, Al, Cu, Ag, Au, Zn, y Fe.

El color es variable, así por ejemplo, Au es amarillo, Cu es rojo y Ag es gris blanquecina.

Son duros, es decir, oponen resistencia a ser rallados por otros cuerpos. Son buenos conductores de la electricidad y del calor.

Los no metales poseen las siguientes características:

Algunos son sólidos, otros líquidos y otros gaseosos. No poseen brillo No son ni dúctiles ni maleables. Presentan baja dureza. Son malos conductores térmicos y eléctricos.

5.3 VENTAJAS DE LA TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica es de enorme utilidad, y presenta indiscutibles ventajas, como las siguientes:

Relaciona la posición de un elemento con su configuración electrónica. Refleja en forma satisfactoria semejanzas, diferencias y tendencias en la

variación de las propiedades químicas y físicas. Es fácil de recordar y de reproducir. Los elementos de los grupos A y B están claramente separados. La elevada inercia química de los gases nobles queda justificada por su

configuración electrónica cerrada. Existe en la tabla periódica una separación razonablemente nítida entre

metales y no metales.

Aunque presenta algunos inconvenientes, como ubicar en un mismo lugar todos los isótopos de un mismo elemento (de ahí su nombre), los cuales si bien tienen un comportamiento químico similar muestra grandes diferencias en sus propiedades físicas, y no poseer una posición perfectamente definida y universalmente aceptada para el hidrogeno.

6. LA LEY PERIÓDICA MODERNA



Se enuncia de la siguiente manera: “Cuando los elementos se colocan en el orden creciente de su numero atómico, las propiedades físicas y químicas se repiten periódicamente”; o tambien: “las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían, de manera ordenada, con el numero atómico”.

Entre todas las propiedades, algunas no tienen carácter periódico, en tanto que otras muestran una periodicidad de la configuración electrónica y, sobre todo, de la capa más externa.6.1 propiedades no periódicas de los elementos químicos

Entre las propiedades que no cumple la ley periódica, pueden enumerarse:

6.1.1 carga nuclear (Ze+)

La carga nuclear de un elemento es proporcional al numero atómico Z, pues, por definición, este es igual al numero de protones presenten en el núcleo. La carga nuclear no es una propiedad periódica, sino que aumenta linealmente con Z.

6.1.2 masa atómica (Ma)

Se denomina más atómica de un elemento a la masa media ponderada, relativa, de los diferentes isótopos de un elemento, respecto a otro nuclido que se toma como patrón.

En general, las masas atómicas aumentan con Z, según puede observarse en la tabla periódica.

6.1.3 calor especifico (Ce)

Se denomina calor específico de una sustancia a la “cantidad de calor necesario para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de la sustancia”.

6.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Existe una serie de propiedades físicas y químicas de los elementos que varia regularmente en la tabla periódica ya sea a través de un grupo y/o de un periodo. La causa está en la propia configuración electrónica de los elementos. Algunas de esas propiedades periódicas son: volúmenes atómicos, densidades, radios atómicos, covalentes e iónicos, energías de ionización, afinidades electrónicas, números de oxidación, electronegatividades, temperaturas de fusión y de



ebullición, propiedades espectrales, propiedades magnéticas, entre otras. Varias de ellas se verán a continuación.

6.3 ELECTRONEGATIVIDAD (EN)

Es la tendencia que tiene un átomo para atraer a los electrones de otros átomos en un compuesto. Aun cuando la electronegatividad de un átomo puede relacionarse con las características del átomo aislado, depende no solo de este, sino tambien de aquellos otros átomos que unidos a este constituyen la molécula del compuesto.

Son características de la electronegatividad:

Para una misma familia, la electronegatividad decrece, en general, al aumentar Z.

Dentro de un mismo periodo, la electronegatividad de los elementos representativos de los bloques s y p aumenta con Z. dicho incremento es cuantitativamente menor a medida que aumenta el número cuántico principal de la capa de valencia.

En los elementos de transición de los bloques d y f, las variaciones de los valores de la electronegatividad con Z son menos importantes que en los elementos de los grupos representativos.

F>O>Cl>Br>I>S>H>N>P>C>Si>B

7. NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina numero de oxidación de un elemento en un compuesto al número total de electrones que parece haber ganado (estado de oxidación negativo) o perdido (estado de oxidación positivo) si se considera que los electrones del enlace están asociados al átomo más electronegativo. O dicho de otra forma, el número de oxidación es igual a la carga que tendría un elemento unido a otros en un compuesto. El número de oxidación tambien es una propiedad periódica, asociada a la configuración electrónica.



REGLAS

1. A cualquier átomo libre o cualquier átomo de una molécula de un elemento, se le asigna un número de oxidación cero.

2. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero, puesto que los compuestos son eléctricamente neutros.

3. El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga a la carga del ion. En sus compuestos, los elementos del grupo I A (Li, Na, K, Rb y Cs) siempre tienen números de oxidación 1+; los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca, Sr y Ba) siempre tienen números de oxidación 2+.

4. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ion poliatómico, es igual a la carga del ion.

5. El número de oxidación de fluor, el elemento más electronegativo, es 1-, en todos los compuestos que contienen fluor.

6. En la mayoría de los compuestos que contienen oxigeno, el numero de oxidación del oxigeno es 2-. Sin embargo, existen algunas excepciones.

a. En los peróxidos, cada átomo de oxigeno tiene un numero de oxidación de 1-. Los dos átomos de O del ion peroxido O2-

2, son equivalentes. A cada uno se le debe asignar un numero de oxidación de 1-, tal que la suma iguale la carga del ion.

b. En el ion superóxido, O-2, cada oxigeno tiene un número de oxidación de

½-.

c. En el OF2, el oxigeno tiene un número de oxidación de 2+ (regla 5).

7. El número de oxidación del hidrogeno es 1+ en todos sus compuestos, excepto en los hidruros metálicos (CaH2 y NaH son ejemplos) en los cuales el hidrogeno está en estado de oxidación 1-.



8. En la combinación de dos no metales (ya sea una molécula o un ion poliatómico), el número de oxidación del elemento más electronegativo, es negativo e igual a la carga del ion monoatómico común de ese elemento. En el PC13, por ejemplo, el número de oxidación del Cl es 1- y el del P es 3+. En el CS2, el número de oxidación del S es 2- y el del C es 4+.

7. PRINCIPALES FUNCIONES INORGÁNICAS

7.1 función química y grupo funcional

Es una serie de sustancias con propiedades comunes y especificas que las distinguen de otras. Ejemplo; función oxido, función hidróxido, función ácido, función sal, función hidruro.

Grupo funcional: es el átomo o grupo de átomos cuya presencia en una molécula determina las propiedades características de la función a que pertenece. El grupo funcional es el grupo activo en la molécula, es el sello característico que distingue una especie química de otra. Ejemplo: NaOH, Ca (OH)2, Ai (OH)3, Fe (OH)3

Pertenecen a la función hidróxido o base y por consiguiente tiene comportamiento semejante en las reacciones químicas; esta similitud en su conducta química se debe a que todos ellos llevan en su estructura el grupo (-O-H) hidróxido, que es le grupo funcional característico de los hidróxidos o bases.

7.2 óxidos: Es La combinación de cualquier elemento con el oxigeno origina un oxido.

Si el elemento que se combina con el oxigeno es un metal, se forma un oxido básico u oxido metálico, pero si el elemento que se combina con el oxigeno es un metal se forma un oxido ácido, principalmente, llamado anhídrido.

Un oxido básico al reaccionar con el agua forma un hidróxido o base (ciertos óxidos metálicos no reaccionan con el agua), en cambio un oxido ácido o anhídrido al reaccionar con el agua forma un ácido (oxiácido).

1. Metal + Oxigeno oxido básico o metálico

4Na + O2 2Na2O Oxido de sodio

Oxido básico + agua Hidróxido o BaseNa2O + H2O 2NaOH



Oxido de sodio Hidróxido de sodio

2. No metal + Oxigeno Oxido Ácido o Anhídrido2Cl + O2 2Cl2O Anhídrido Hipocloroso

3. Anhídrido + Agua Ácido (Oxiácido) Cl2O + H2O H2Cl2O2 2HClOAnhídrido Ácido Hipocloroso

Formulación

Para al escritura de la formula (formulación) de un compuesto se requiere principalmente, tener presente los símbolos de los elementos, el grupo a que pertenecen y la valencia o numero de oxidación.

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIAM2O MO M2O3 MO2

Ll2O BGO B2O3 CO2 Anhídrido* N2O S2O OF2

Na2O MgO Al2O3 SiO2 Anhídrido NO SO Cl2OK2O CaO Ga2O3 GeO2 Débilmente básico* N2O3 S2O3 CpO

Rb2O SrO In2O3 SnO2 Anfótero* NO2 SO2 Cl2O3

Cs2O BaO TI2O3* N2O5 S2O5 ClO2

RaO SO3 Cl2O5

ClO3

Cl2O7

+1 a + 5 + 2 a + 6 +1 a + 7 M= Metal excepto B, C, Si.

La tabla anterior aplica, de manera simplificada los conceptos explicados y facilita la formulación de óxidos de los elementos representativos.

Tambien de una manera sencilla se puede escribir la formula de un oxido: se colocan, uno a continuación de otro, los símbolos del metal y del oxigeno, con sus respectivas valencias en la parte superior derecha. Luego para obtener la formula, recíprocamente, la valencia del uno se coloca como subíndice del otro. Finalmente se simplifica, si es posible. El subíndice (1) no se anota. Si se emplean los números de oxidación, al hacer el cruce, se hace caso omiso del signo.

Nomenclatura



Ante la confusión surgida por el empleo de nombres comunes de las sustancias, diferentes para cada país, en 1947 se consolidó la Unión Internacional de Química y Aplicada (I.U.P.A.C.), encargada de estructurar las reglas y principio, que de manera unificada describiera los compuestos químicos.

Actualmente se emplean tres sistemas de nomenclatura:

a. Nomenclatura clásica, común o tradicionalb. Nomenclatura Stock-Wernerc. Nomenclatura racional o sistematica

Sistema clásico. Distingue entre óxidos básicos y óxidos ácidos o anhídridos (no metálico)

Nomenclatura de óxidos básicos

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se emplea el nombre genérico oxido, luego la preposición de y el nombre del metal. Si se quiere suprimir la preposición de, el nombre del metal se hace terminar en ico.

b. Si el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la preposición de y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico, según el metal esté trabajando con el menor o con el mayor numero de oxidación, respectivamente.

c. Si el metal trabaja con más de dos números de oxidación, la palabra oxido va precedida de diversos prefijos, sub, proto, di, tri, sesqui, (una vez y media), tetra, etc. Según el grado de oxidación. Luego la preposición de, y el nombre del metal.

Nomenclatura de óxidos ácidos o anhídridos Producen anhídrido principalmente los elementos de los grupos VIIA, VIA, VA, IVA; además, algunos elementos anfóteros, entre ellos cromo y manganeso.

Para los grupos anteriores, valen las siguientes reglas:

- Si el elemento es de grupo par, con numero de oxidación par, da anhídrido- Si el elemento es de grupo impar, con número de oxidación impar de

anhídrido.- Para cromo y manganeso, si el numero de oxidación es + 4 producen

óxidos básicos, pero si el numero de oxidación es > + 4 producen anhídrido.



Los anhídridos se denominan con el nombre genérico anhídrido, y el nombre específico es el del no metal, así:

- Terminado en oso y se le antepone el prefijo hipo para el primer número de oxidación par o impar.

- Terminado en oso para el segundo numero de oxidación par o impar.- Terminado en ico para el tercer numero de oxidación par o impar.- Terminado en ico y se le antepone el prefijo per o hiper para el cuarto

numero de oxidación impar.

Sistema Stock-Werner

Este sistema no distingue entre óxidos básicos y anhídridos. Todos se nombran con la palabra genérica oxido, luego la preposición de y el nombre del elemento (metal, no metal o anfótero); por ultimo en números, romanos y entre paréntesis se anota el numero de oxidación del elemento unido al oxigeno. Cuando el elemento funciona con un solo número de oxidación se suprime el número romano y el paréntesis.

Sistema racional o nomenclatura sistemática recomendado por la I.U.P.A.C.

Este sistema tampoco hace diferencia entre óxidos básicos y anhídridos. Se emplea el nombre genérico oxido, pero se le antepone el prefijo, mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, según el numero de átomos de oxigeno que lleve el oxido (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente); luego la preposición de, y el nombre especifico es del elemento unido al oxigeno. Si el elemento solo produce un oxido, se suprime el prefijo mono.

Cuando se presente el caso de dos óxidos de un elemento, que tienen el mismo número de átomos de oxigeno, debe indicarse además el numero de átomos del otro elemento.

Na2O Oxido de SodioCaO Oxido de CalcioAl2O3 Trióxido de AluminioCu2O Monóxido de DicobreCuO Monóxido de Cobre

7.2.1 ACCIÓN DEL CALOR SOBRE LOS ÓXIDOS



Los óxidos, en su mayoría, son estables, sin embargo unos pocos de descomponen por el calor.

Algunos resisten el calor sin modificarse (CaO, Al2O3); otros se modifican físicamente fundiéndose (K2O, Bi2O3) o volatilizándose (As2O3, Sb2O3), otros se descomponen en metal y oxigeno (HgO, Au2O3, PtO2) o en oxigeno y un oxido inferior (PbO2, MnO2); otros, en fin, se oxidan (Cu2O pasa a CuO; PbO pasa a Pb3O4).

7.2.2 ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ÓXIDOS

- Los óxidos de metales ligeros son blancos, los otros tienen colores diversos, variando en algunos según el método de preparación y la temperatura (el HgO obtenido por precipitación es amarillo y por calcinación rojo; el ZnO en frío es blanco, en caliente es amarillo).

- Los óxidos de los metales alcalinos son muy solubles en agua; bastante solubles los alcalinos – térreos; algo solubles los de plomo y magnesio; los demás son insolubles.

- Los óxidos SiO2, B2O3 y As2 O3, son tan insolubles en agua, que prácticamente no reaccionan con ella para formar ácidos; no obstante estos óxidos neutralizan bases, por lo cual se consideran óxidos ácidos.

7.2.3 CLASIFICAN DE LOS ÓXIDOS

Los óxidos se clasifican en 7 tipos diferentes como se muestra en la tabla

Tipo de oxido características Ejemplos1. Óxidos Ácidos, no metálicos o Anhídridos

Reaccionan con agua formando el oxiácido respectivo, y si son insolubles o no reaccionan con ella, reaccionan con las bases originando sales.

SO2, SO3, P2O3, P2O5.

2. Óxidos Básicos o metálicos

Reaccionan con agua formando bases, o reaccionan con los ácidos originando sales, grupo numeroso.

K2O, Na2O, Li2O, MgO.

3. óxidos Anfóteros o indiferentes

Reaccionan indistintamente con los ácidos o con las bases dando sales, es decir, se comportan como óxidos débilmente ácidos ante bases fuertes.

Al2O3, ZnO, MnO2, PbO.

4. Óxidos Neutros

No funcionan como óxidos ácidos ni básicos, y no son peróxidos.

CO, NO; N2O, H2O, etc.

5. Óxidos Salinos o Mixtos

Son óxidos formados por dos óxidos del mismo metal con diferentes grados de oxidación, de manera que uno de ellos

Pb3O4, Fe3O4, Mn3O4.



hace las veces de oxido ácido.6. Peróxidos Son óxidos sólidos que contiene el

grupo –O-O-, (oxigeno con numero de oxidación -1), el ion O-2 no contiene electrones desapareados. Reaccionan violentamente con agua formando una solución que contiene H2O2 y el correspondiente hidróxido metálico.

Na2O2, K2O2, BaO2, H2O2, SrO2

2, MgO2, CaO2, etc.

7. Superóxidos Producidos por K, Rb y Cs, son sólidos iónicos que contienen O-1/2(oxigeno con numero de oxidación -1/2). Con el agua forman H2O2, hidróxido metálico y oxigeno molecular.

NaO2, KO2, CsO2.

7.2.4 PERÓXIDOS Y SUPERÓXIDOS

Los peróxidos son óxidos que tienen mayor proporción de oxigeno que los óxidos normales de un elemento y en su estructura la cadena formada por 2 átomos de oxigeno entre si, -O-O- (grupo peróxido).

En los peróxidos excepcionalmente el oxigeno trabaja con numero de oxidación (-1).

Los metales alcalinos, y Ca, Sr y Ba forman los peróxidos iónicos, los cuales originan H2O2 al reaccionar con agua o ácidos diluidos.

Los peróxidos más conocidos son: H2O2, Na2O2, K2O2, BaO2, MgO2, CaO2.

Los superóxidos son óxidos que contienen O-1/2, con un electrón desapareado, son agentes oxidantes muy poderosos. Los superóxidos iónicos se forman por acción del oxigeno sobre K, Rb o Cs; reaccionan violentamente con agua formando H2O2, hidróxido metálico y oxigeno molecular.

7.3 HIDRÓXIDOS O BASES

Los hidróxidos o bases son compuestos formados por la combinación de un oxido básico y el agua. El grupo funcional característico de las bases es el grupo (-OH) llamado hidróxido u oxhidrilo.

La formula general de un hidróxido es M(OH)n, donde M= metal, y n= número de oxidación del metal.

IA IIA IIIA IVA VAMOH M(OH)2 M(OH)3

LiOH BG(OH)2 B*



NaOH Mg(OH)2 AI(OH)3

KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 Ge(OH)2

RbOH Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)2

CsOH Ba(OH)2 TI(OH)3* Sn(OH)4 Bi(OH)3

NH4OH [Sn(OH)6]-2 Complejo

Formulación

De una manera sencilla, para obtener la formula de un hidróxido, se escribe el símbolo del metal y a su derecha, (OH), afectado de un subíndice igual al numero de oxidación del metal. Ejemplo: AI (OH)3.

Si el número de oxidación del metal es (+1), se suprime el paréntesis y el subíndice.

Nomenclatura

Sistema clásico

a. Cuando el metal trabaja con un solo numero de oxidación, el nombre genérico es hidróxido, luego la preposición de, y el nombre especifico es el nombre del metal; si se quiere suprimir la preposición de, el nombre del metal se hace terminar en ico.

b. Si el metal produce dos hidróxidos, el nombre genérico es hidróxido, se suprime la preposición de, y el nombre especifico es el nombre del metal, terminado en oso para el menor numero de oxidación y en ico para el mayor numero de oxidación.

Sistema Stock Werner

Se nombran como hidróxido de, luego el nombre del metal, y con números romanos, entre paréntesis se anota el numero de oxidación del metal.

Cuando el metal solo trabaja con un número de oxidación se puede suprimir el número romano y el paréntesis.

Sistema racional

Al nombre genérico hidróxido, se antepone un prefijo di, tri, tetra, según que el numero de (OH) sea 2,3,4, respectivamente; enseguida la preposición de y el nombre del metal. Cuando lleva un solo (OH) no se antepone prefijo alguno.



7.3.1 Acción Del Calor Sobre Los Hidróxidos

Los alcalinos y el de bario se funden sin descomponerse. Los demás hidróxidos se descomponen por calentamiento, en oxido metálico y agua.

7.3.2 PROPIEDADES DE LOS HIDRÓXIDOS

a. Son untuosas al tacto.

b. Vuelven azul el papel de tornasol rojo.

c. Enrojecen la fenoltaleína.

d. Vuelven amarillo el rojo de metilo y el anaranjado de metilo.

e. Al combinarse con los ácidos dan sal más agua:HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

f. Al combinarse con ciertos óxidos dan sal más agua:

CrO3 + 2NaOH Na2CrO4 + H2O

g. Al combinarse con ciertos metales dan sal más hidrogeno:

2NaOH + Zn Na2ZnO2 + H2

h. Los alcalinos son muy solubles; bastante solubles los alcalino-térreos; algo solubles los de Pb y Mg; los demás son insolubles.

i. Las bases se clasifican en fuertes y débiles. Bases fuertes son las que tienen gran tendencia a combinarse con los protones y con facilidad ceden sus oxhidrilos: NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc. Bases débiles son las que tienen escasa tendencia a aceptar protones y con dificultad ceden sus oxhidrilos: NH4OH, AI (OH)3, Zn(OH)2, etc.

7.4 ÁCIDOS

Los ácidos son compuestos formados:

a. Por la combinación de un elemento no metálico con el hidrogeno. (Hidráxidos no llevan O en su molécula.



b. por la reacción entre un anhídrido (oxido ácido) y el agua. (Oxácidos u oxiácidos, si llevan O en su molécula).

Ejemplo:

H2 + Cl2 H2CI2 2HCICO2 + H2O H2CO3

7.4.1 HIDRÁCIDOS (FORMULACIÓN)

Para escribir la fórmula de un hidrácido, se colocan uno a continuación de otro los símbolos del H y del no metal con sus correspondientes números de oxidación; luego, el numero de oxidación de uno pasa a ser subíndice del otro (haciendo caso omiso del signo). Ejemplo:

H+1 ×F-1 HF

H+1×S-2 H2S

NomenclaturaSistema clásico

Los hidrácidos se nombran con la palabra genérica ácido, seguida de la específica que se toma del no metal terminado en hídrico. Ejemplo;

HF ácido fluorhídricoHCI ácido clorhídricoHBr ácido bromhídricoHI ácido yodhídricoH2S ácido sulfhídricoH2Se ácido selenhídricoH2Te ácido telurhídrico

Los compuestos correspondientes del N, P, As, Sb, B, C, y si con el hidrógeno, por no presentar propiedades ácidas no se consideran como hidrácidos y reciben nombres especiales:

NH3 AmoníacoPH3 Fosfamina o FosfinaAsH3 Arsenamina o ArsinaSbH3 Estibamina o EstibinaBH3 Borano



B2H6 DiboranoCH4 MetanoSiH4 Silano o Hidruro de Silicio

7.4.2 Oxácidos

Se forman por la combinación de un oxido no metálico con una molécula de agua.

Formula general: Ha Xb Oc

H= HidrogenoO= OxigenoX= Un elemento no metalA, b, c, son subíndices

Nomenclatura clásica

Oxácidos: los ácidos oxácidos, se denominan con el nombre genérico ácido y el nombre específico es el del metal así:

1. Terminado en oso y se le antepone el prefijo hipo para el primer numero de oxidación par o impar.

2. Terminado en oso para el segundo numero de oxidación par o impar.

3. Terminado en ico para el tercer numero de oxidación par o impar.

4. Terminado en ico y se le antepone el prefijo per o hiper para el cuarto numero de oxidación impar.

7.4.3 ácidos polihídricos y poliácidos

Lo normal es que un mol de anhídrido se combine con un mol de agua para formar el oxiácido, sin embargo hay casos en que un mol de anhídrido se combina con varios moles de agua, y tambien, varios moles de anhídrido con un mol de agua, se forman así los llamados ácidos polihídricos.

Se presenta este fenómeno principalmente en, B, Si, P, As, Sb, S, Se, Te.



Estos ácidos se designan con el nombre genérico ácido, y al nombre específico se le antepone el prefijo meta, piro u orto, como aparece en las tablas siguientes:

Prefijo Moles de anhídrido Moles de aguaMeta 1 mol de anhídrido 1 mol de H2OPiro 1 mol de anhídrido 2 moles de H2OOrto 1 mol de anhídrido 3 moles de H2O

Prefijo Moles de anhídrido Moles de aguaMeta 1 mol de anhídrido 1 mol de H2OPiro 1 mol de anhídrido 2 moles de H2OOrto 2 mol de anhídrido 1 mol de H2O

Observe que el prefijo Meta se aplica cuando se combina un mol de anhídrido y un mol de agua, así el no metal sea de grupo par o impar.

Los elementos del grupo VA (con excepción del nitrógeno) fósforo, Arsénico y Antimonio con su mismo numero de oxidación forman varios oxácidos dependiendo del numero de moles de agua que se adicionen al oxido. Tales ácidos se nombran con los prefijos meta (1) 1 mol, orto (2) 2 moles, piro (3) 3 moles.

7.4.4 propiedades de los ácidos

a. Tienen sabor agrio, picante.b. Son corrosivos y cáusticos (producen escozor sobre la piel).c. Vuelven rojo el papel de tornasol azul.d. Vuelven incolora la fenoltaleína enrojecida por las bases.e. Vuelven rojo el rojo de metilo y el anaranjado de metilo.f. Al actuar sobre los carbonatos desprenden anhídrido carbónico:

Na2CO3 + 2HCL CO2 + H2O + 2NaCL

g. Al combinarse con las bases forman sal más agua:

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O

h. Al combinarse con ciertos metales dan sal y desprenden hidrogeno:

2HCI + Fe FeCI2 + H2

i. Al combinarse con ciertos óxidos dan sal más agua:



2HCI + CaO CaCI2 + H2O

j. Ácidos fuertes son los que tienen un alto grado de ionización y ceden fácilmente sus protones, mientras que ácidos débiles son los que tienen grado de ionización bajo y ceden con dificultad sus protones.

Son ácidos fuertes, HCIO4, HCI, HNO3, H2SO4, etc.

Son ácidos débiles, H2S, H2CO3, H3BO3, etc.

k. Los ácidos pueden ser monopróticos, dipróticos, tripróticos, etc, y en general polipróticos, si al ionizarse liberan 1, 2, 3, etc, protones respectivamente.

l. Algunos ácidos se descomponen por el calor en anhídrido y agua.7.5 SALES: Las sales son compuestos químicos que resultan de la combinación entre un ácido y un hidróxido o base:

Ácido + Base o Hidróxido Sal + Agua

HCl + KOH KCL + H2O

La anterior es la forma más común de obtener una sal, pero estas tambien pueden formarse por acción de un ácido sobre ciertos metales, de un ácido sobre ciertos óxidos, de una base sobre ciertos metales, de una base sobre ciertos óxidos o de una sal sobre otra sal.

Ácido + Metal Sal + HidrogenoH2SO4 + Mg MgSO4 + H2

Ácido + Oxido Sal + Agua2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O

Base o Hidróxido + metal Sal + Hidrogeno2KOH + Zn K2ZnO2 + H2

Base o Hidróxido + Oxido Sal + Agua3Ca(OH)2 + P2O5 Ca3(PO4)2 + 3H2O

Sal + Sal Sal + SalBaCI2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCI



Clasificación de las sales

Según su origen las sales pueden ser clasificadas como sales halóideas y oxisales.

Sales haloideas (Hidrosal) provienen al reaccionar un hidróxido más un hidrácido. Son sales no oxigenadas que provienen de los hidrácidos (NaCl, K2S, etc).

Las oxisales son sales oxigenadas que provienen de los oxácidos (NaNO3, K2SO4)

Oxisal= Hidróxido + oxácidos

Con respecto a su estructura, las sales pueden ser neutras o normales, ácidas, básicas, mixtas o dobles.

Una sal neutra o normal es aquella en que se han reemplazado totalmente los hidrógenos de un ácido por metal.

Ejemplos: NaCl, Li2SO4, KNO3, etc. No siempre las sales neutras dan reacción neutra a los indicadores (Na2CO3 da reacción alcalina; ZnCl2 da reacción ácida).

Una sal ácida es aquella en que se han reemplazado parcialmente los hidrógenos de un ácido por metal. Ejemplos: NaHCO3, KHSO4.

Una sal básica es aquella en que se han reemplazado parcialmente los oxhidrilos de una base por no metal o ion negativo. Ejemplos: ZnOHCl, MgOHNO3.

Una sal mixta o doble es aquella en que los hidrógenos de un ácido se han reemplazado por dos metales diferentes. Ejemplo: NH4MgPO4, KNaSO4.

Formulación de una sal

Para escribir la formula de un sal, se colocan frente a frente el cation y el anion con sus respectivos números de oxidación, luego, el numero de oxidación del catión (omitiendo el signo) se coloca como subíndice del anión, y viceversa. Si se puede simplificar se simplifica; el subíndice (1) no se anota. Ejemplo:

Li+1 ×CI-1 LiCl

Al+3 ×SO4-2 Al2(SO4)3



Sistema tradicional o clásico

Sales neutras

a. Si el metal funciona con un solo numero de oxidación, el nombre genérico de la sal se toma del ácido de donde proviene, cambiando la terminación. Hídrico por uro.

Enseguida la preposición de, y el nombre especifico del metal. Si se suprime la preposición de, el nombre del metal se hace terminar en ico.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, el nombre genérico de las al se toma del ácido de donde proviene cambiando la terminación hídrico por uro. La preposición de, y el nombre especifico es el del metal terminado en oso o en ico, según que esté trabajando con el menor o con el mayor número de oxidación, respectivamente. Sales ácidas

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se coloca la palabra ácido antes de la preposición de en el nombre de la sal neutra correspondiente; o anteponiéndole a la palabra ácido el prefijo mono, di, tri, etc, según el numero de hidrógenos presentes. Estos prefijos pueden anteponerse tambien al nombre del metal para indicar el número de hidrógenos sustituido. Cuando se ha reemplazado la mitad de los hidrógenos sal ácido, basta anteponer la partícula bi al nombre genérico de la sal.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, se suprime la preposición de, y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico según que esté trabajando con el menor o con el mayor número de oxidación, respectivamente.

Sales básicas

a. Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se coloca la palabra básico antes de la preposición de en el nombre de la sal neutra correspondiente; o anteponiéndole a la palabra básico el prefijo mono, di, tri, etc, según el número de hidroxilos (OH) presente. Cuando se ha reemplazado la mitad de los hidroxilos de la base, basta anteponer la partícula sub al nombre genérico de la sal. Si la sal básica lleva un solo (OH) se suprime el prefijo mono.

b. Si el metal funciona con dos números de oxidación diferentes, se suprime la preposición de, y el nombre del metal se hace terminar en oso o en ico según que esté trabajando con el menor o con el mayor número de oxidación, respectivamente.



Sales mixtas o dobles

El nombre genérico se toma del ácido de donde proviene después la palabra doble, la preposición de, y los nombres de los metales separados por la conjunción y; si se quiere suprimir la palabra doble, se omite la preposición de, y el nombre de cada metal termina en ico.

Sistema Stock-Werner

En este sistema como ya lo hemos dicho para óxidos e hidróxidos, se coloca el número de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis al final del nombre especifico. Cuando el metal trabaja con un solo número de oxidación se suprimen el paréntesis y su contenido.Ejemplo de sales neutras:

NaCl Cloruro de sodioFeI2 Yoduro de hierro (II)FeI3 Yoduro de hierro (III)

Ejemplo de sales ácidas:

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodioCuHCO3 Carbonato ácido de cobre (l)Cu(HCO3)2 Carbonato ácido de cobre (II)

Ejemplo de sales básicas:

ZnOHCI Cloruro básico de zincSnOHI Yoduro básico de estaño (II)Sn(OH)3I Yoduro tribasico de estaño (IV)Sn(OH)2I2 Yoduro dibasico de estaño (IV)SnOHI3 Yoduro básico de estaño (IV)

Ejemplo de sales dobles:

KNaSO4 Sulfato de sodio y potasioNH4MgPO4 Sulfato de magnesio y amonio

Sistema racional de la I.U.P.A.C.

En este sistema las modificaciones están dirigidas especialmente a las sales ácidas, básicas y dobles.



Sales ácidas

Si el metal trabaja con un solo numero de oxidación, se antepone la palabra hidrogeno, dihidrógeno, trihidrógeno, o su apócope, hidro, dihidro, trihidro, al nombre del anión para indicar el numero de hidrógenos sustituibles presente.

Ejemplos:

NaHCO3 Hidrógenocartbonato de sodio, hidrocarbonato de sodioNaH2PO4 Dihidrógenofosfato de sodio, dihidrofosfato de sodioNa2HPO4 Hidrógenofosfato de sodio, hidrofosfato de sodioKHS Hidrógenosulfuro de potasio, hidrosulfuro de potasioCa(H2PO4) Dihidrógenofosfato de calcio, dihidrofosfato de calcioCaHPO4 Hidrogenofosfato de calcio, hidrofosfato de calcioSi el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la preposición de, y el nombre del metal termina en oso o ico para el menor y el mayor numero de oxidación, respectivamente. Ejemplo:

CuHCO3 Hidrógenocarbonato cuprosoCu(HCO3)2 Hidrógenocarbonato cúprico

Sales básicas

Se nombran como sales hidróxidos, anteponiendo hidróxido, dihidroxido, etc, o su apocope, hidroxo, dihidroxo, al nombre del anión para indicar el numero de (OH) presente, luego la preposición de y el nombre del metal.

CdOHBr Hidróxido bromuro de cadmio o hidroxo bromuro de cadmioMgOHCl Hidróxido cloruro de magnesio o hidroxo cloruro de magnesioAl(OH)2Cl dihidroxido cloruro de aluminio o dihidroxo cloruro de aluminioAlOHCl2 Hidróxido cloruro de aluminio o hidroxo cloruro de aluminio

Si el metal trabaja con dos números de oxidación diferentes, se suprime la preposición de, y el nombre del metal termina en oso o ico para el menor y mayor numero de oxidación, respectivamente. Ejemplo:

SnOHI Hidróxido yoduro estannoso o hidroxo yoduro estannosoSn(OH)3I Trihidroxido yoduro estánnico o trihidroxo yoduro estánnicoSn(OH)2I2 Dihidroxido yoduro estánnico o dihidroxo yoduro estánnicoSnOHI3 Hidroxido yoduro estánnico o hidroxo yoduro estánnico



Sales dobles

Se suprime la palabra doble. Los cationes se nombran por orden creciente de números de oxidación (excepto el H+), y para cationes de igual numero de oxidación, por orden decreciente de número atómico, y de ultimo los iones poliatámicos NH4

+. Ejemplo:

NH4MgPO4 Fosfato de amonio y magnesioNaCaPO4 Fosfato de sodio y calcioKNaSO4 Sulfato de potasio y sodio

8. ECUACIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son representaciones de símbolos y formulas de los elementos y compuestos involucrados. Los reactivos se indican en la parte izquierda y los productos en la derecha. Se utiliza una flecha en vez del acostumbrado signo igual de la ecuación algebraica esta puede considerarse como una abreviatura para la palabra producida.

• Si la reacción es reversible esto se indica mediante dos medias flechas en sentido opuesto.

• Si se forma un precipitado a la derecha de la formula se coloca una flecha hacia abajo.

• Si se desprende un gas la flecha va hacia arriba.

8.1 Representación de una ecuación química

• Para que una ecuación química representa adecuadamente una reacción química debe cumplir.

1. Contiene la información experimental, es decir que reactivos intervienen y que productos se forman.

2. Conocerse la formula correcta de cada una de las sustancias reaccionantes y resultantes.

3. Cumplir la ley de la conservación de la materia, mediante el ajuste o balance de la ecuación ninguno de los subíndices deben cambiarse al balancear la ecuación.



4. Cumplir con la ley de las cargas eléctricas en las ecuaciones iónicas la suma algebraica de las cargas debe ser igual a ambos lados de la ecuación.

5. Indicar el estado de reacción y productos con la letra S, L, G o AC con frecuencia se omite.

6. Sobre la flecha se anotan algunas circunstancias como calor, temperatura, presión, catalizador.

• La ecuación final balanceada debe verificarse para algunos que haga tantos átomos de cada elemento a la derecha como a la izquierda. Ya que una ecuación química balanceada nos proporcionará las relaciones molares y masicas entre reactivos y productos.

Existen ciertas pruebas experimentales, que nos confirman la realización de una reacción química como son:

- Liberación de un gas- Cambio de color - Desprendimiento o absorción de calor (C.T.)- Emisión de luz- Formación o desaparición de un precipitado- Cambio de temperatura

8.3 REACCIONES CON TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

Llamados tambien de oxido-reducción, en los cuales, por lo menos un elemento cambia su numero de oxidación. O o 2+ 2-2Mg + O2 2Mg O2

8.3.1 Reacciones sin transferencia de electrones

En los cuales simplemente se produce una reacomodación de los átomos o iones de los reaccionantes.2+ 2- 4+ 2- 2+ 4+ 2-CaO + CO2 CaCO3

Todos los elementos conservaron su numero de oxidación al pasar del primero al segundo miembro, solo hubo una reordenación de los átomos en la molécula.



8.4 REACCIONA EXOTÉRMICOS Y ENDOTÉRMICAS

8.4.1 Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en que se desprende energía, se expresa escribiendo a la derecha de la ecuación el valor de H en kilocalorías con signo negativo, la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos.

Reaccionante producto + energía

H2(g) + ½ O2(g) H2O

H= -68,3 Kcal

8.4.2 Reacciones endotérmicas: Son aquellas en que se absorbe energía, se Expresa escribiendo a la derecha de la ecuación el valor de H con signo positivo.

Reaccionantes + energía ProductosH2O(l) H2(g) + ½ O2(g) H= 68,3KCAL

La entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos H2 > H1 DH tiene un valor positivo.

8.5 REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

La mayoría de las reacciones no se realizan completamente, es decir no todas las cantidades de reactivos se combinan para transformarse en productos. En estos casos la transformación química es incompleta, los productos que se forman reaccionan entre si para originar de nuevo los reaccionantes.

A este tipo de reacciones se le denomina reacciones reversibles o incompletas. Se representa así:

N2 + 3H2 ℑ 2NH3

I2 + H2 ℑ 2HI

el caso contrario ocurre cuando la totalidad de los reaccionantes se convierte en productos y la reacción termina cuando se agotan los reaccionantes o se consume el reaccionante que se hallaba en menos cantidad en este caso los productos que se forman no tienen tendencia a reaccionan nuevamente para originar los reactivos, estas reacciones de denominan irreversibles, totales o completos. Ejemplo:



Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

Reacciones iónica y molecular

8.6 BALANCE DE ECUACIONES El balance de una Ecuación Química consiste en asignar o colocar para cada término el coeficiente adecuado de manera que se satisfaga la ley de la conservación de la materia.

Existen varios métodos para balancear una ecuación química:

a. Método del tanteo (ensayo y error) b. Método matemático o algebraicoc. Método oxido reducciónd. Método del ion electrón

Son los métodos más utilizados, no son los únicos.

8.6.1 Método de tanteo (ensayo y error)

Se emplean cuando se tratan ecuaciones sencillas para lo cual se ensayan coeficientes de menor a mayor comparando los elementos de los reactivos con los productos. Ejemplo:

2KClO3 2KClO + 3 O2

Para ecuaciones más complejas aunque es posible balancear por este método, el procedimiento resultaría muy dispendioso:

a. Escribir correctamente la ecuación en lo referente a reactivo y producto.



b. Elegir el compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos (en el compuesto) ya sea reactante o producto. Comenzar con este es mejor no comenzar por el Hidrogeno o con el Oxigeno.

8.6.2 Método matemático o algebraico

Es de general aplicación pero exige el dominio de las ecuaciones simultáneas que en ocasiones se complican un poco. Ejemplo:

MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O

a. A cada término tanto reactivo como producto se le asigna un coeficiente literal

a MnO2 + b HCl c Cl2 + d MnCl2 + f H2O

b. Con este coeficiente se establecen tanto ecuaciones matemáticas como elementos químicos presente en los reactivos.

Mn) a= dO) 2a= FH) b= 2FCl b= 2C + 2d

c. Como quiera que resulta un sistema indeterminado de ecuaciones se le da un valor arbitrario a una de las incógnitas (generalmente un valor entero pequeño y a la incógnita más repetida)

Para a= 2

a= 2 ^ d=2

F= 2 (2) F=4

b= 2F b= 2(4) b= 8

2c= b – 2d C= 2

2db −

c= 22

48

2

)2(28 =⇒−=−C



Reemplazamos estos valores en la ecuación se resultan coeficientes fraccionarios se multiplican todos por un factor que origina productos enteros, si se puede simplificar se hace y comprobar que quede balanceada la ecuación.

MnO2 + 4 HCl Cl2 + MnCl2+2 H2O


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