Modulo de Quimica 1 by Raul Zapata

Materia De Química Profesor: Raúl E. Zapata M. Curso: 2 Ciencias “A,B,C”

Acido Sulfo-Seleni-Teluri Sustituido (S, Se, Te O) Misma Familia HClS2ácido sulfo cloroso HClSe2 ácido seleni cloroso HClTe2 ácido teluri cloroso

HClO2

Sales Oxísales Neutras Sustituidas CaCS3(tio)sulfo carbonato de calcio CaCS3 seleni carbonato de calcio CaCTe3 teluri carbonato de calcio

CaCO3

TIO O SULFO SELENI TELURI

OSO RH

M ICO

Sales Oxísales Acidas Sustituidas

Ca(HSO4)2

Ca(HSS4)2 (tio)sulfo (bi) sulfato acido de calcio Ca(HSSe4)2 seleni (bi) sulfato acido de calcio Ca(HSTe4)2 teluri (bi) sulfato acido de calcio

Ca(H2CO4)

Ca(H2SS)2(tio)sulfo orto carbonato di acido de calcio Ca(H2SSe)2 seleni orto carbonato di acido de calcio Ca(H2STe)2 teluri orto carbonato di acido de calcio

Sales Oxísales Básicas Sustituidas

[Tc(OH)4]2 (CO3 )3

[Tc(OH)4]2(CS3 )3 (tio)sulfo carbonato tetra básico de tecnecio [Tc(OH)4]2(CSe3 )3 seleni carbonato tetra básico de tecnecio [Tc(OH)4]2(CTe3 )3 teluri carbonato tetra básico de tecnecio

[Ca(OH)]2 SS3 (tio)sulfo sulfito básico de calcio [Ca(OH)]2SO3[Ca(OH)]2 SSe3 seleni sulfitobásico de calcio [Ca(OH)]2 STe3 teluri sulfito básico de calcio

Sales Oxísales Dobles Sustituidas LiCa(SO4)2

CaAl(ClO)5

LiCa(SS4)2 sulfo sulfato de litio y calcio LiCa(S Se4)2seleni sulfato de litio y calcio LiCa(STe4)2 teluri sulfato de litio y calcio CaAl(ClS)5 CaAl(ClSe)5 CaAl(CTe)5

sulfo hipoclorito de calcio y aluminio seleni hipoclorito de calcio y aluminio teluri hipoclorito de calcio y aluminio

Sales Oxísales Mixtas Sustituidas Ca2(CS3)(SS4)sulfo sulfato sulfo (orto) carbonato de calcio Ca2[(CO3)(SO4)]Ca2(CSe3)(SSe4) seleni sulfato seleni (orto) carbonato de calcio Ca2(CTe3)(STe4) teluri sulfato teluri (orto) carbonato de calcio

Al4(SO4)3(CO3)3

Al4(SS4)3(CS3)3sulfo carbonato sulfo sulfato de aluminio Al4(SSe4)3(CSe3)3seleni carbonato seleni sulfato de aluminio Al4(STe4)3(CTe3)3teluri carbonato teluri sulfato de aluminio

Ley De La Monosoft En cualquier compuesto se pude sustituir elementos por otros siempre y cuando tengan igual carga eléctrica, numero de oxidación sin que se altere la esencia de las formulas así: Al (OH)3= (OH)-1 HClO = (ClO)-1 Al (ClO)3hipoclorito de aluminio

Conclusión: en los compuestos sulfo, seleni, teluri sustituidos con mayor razón se aplica esta ley.

ÁcidosMetálicos O Anfóteros Están formados por los elementos que pueden actuar electropositivos (m) y en otras ocasiones como electronegativos (nm) formando óxidos que al reaccionar con agua forma hidrógenos y en otras ocasiones forma ácidos. Viene del latín anfos que significa del uno y del otro (ácido y bases) así: (112)Al, Fe, Au, Cr, B HAlO2acido meta lumínico HFeO2 acido…férrico HAuO2 acido meta áurico HCrO2acido meta cromoso HBO2 acido meta bórico Al2O3+H2O

H2Al2O4 2HAlO2

Al O OH (113) B,V,Bi

HBO3 รกcido per bรณrico HVO3 รกcido meta vanรกdico HBiO3 รกcido bismutico HBO2+O H

HBO3 O

O (114) Mn, Ru HMnO4 รกcido per mangรกnico HRuO4 รกcido per rutenico Mn2O7+H2O

HMnO42HMnO4 O O O O H

(212) Sn,Pb,Zn H2SnO2รกcido estanioso H2PbO2รกcido plumboso H2ZnO2รกcido cincico SnO+H2O

H2SNO2 O H

Sn O (213) Ti,Zr,Sn,Pt,Pb,Mn,Co H2TiO3 acido meta titรกnico H2ZrO3 acido meta zirconico TiO2+H2O H2SnO3 acido meta estanico H2PtO3 acido meta platinico O H2PbO3 acido meta plรบmbico H2MnO3 acido meta mangรกnico H2CoO3 acido meta cobaltico

(214) Mn,Ru,Fe,Ga,Os,Ir,Cr,Mo,V,W H2MnO4 acido mangรกnico H2RuO4รกcido rutenico H2FeO4 acido fรฉrrico H2GaO4 acido gรกlico H2OsO4รกcido osmico MnO3+H2O H2IrO4รกcido iridico O H2CrO4 acido crรณmicoO H2MoO4รกcido molidedico O H H2VO4รกcidovanรกdico O H2WO4รกcidowolframico

H2TIO3 O

H2MnO4

(227)Cr

H2Cr2O7 acido di crómico 2CrO3+H2O

H2Cr2O7 O O O O O O O

Cr Cr (313)Al,B,Cr H3AlO3 ácido orto aluminico H3BO3 ácido orto bórico H3CrO3 ácido orto cromoso Al2O3+3H2O

H3AlO3 O H O O H

Al (314) V H3VO4 ácido orto vanádico V2O5+3H2O

H3VO4 O H O O H O H

(414) Mn,Ti,Zr,Sn,Pb H4MnO4 ácido orto manganoso H4TiO4 ácido orto titanico H4ZrO4 ácido orto zirconico H4SnO4 ácido orto estanico H4PbO4 ácido orto plúmbico TiO2+2H2O O Ti Ti

(425)B H4B2O5

ácido piro bóricoB2O3+2H2O

O O

H4Ti2O4 H

H H O H

H4B2O5 O H B O H O B O H O H

(427)V H4V2O7

ácido piro vanádico V2O5+2H2O O O

H4V2O7 H H V O V

O O

O O H H

Iones Complejos Son estructuras complejas que pueden ser orgánicas e inorgánicas y que forman parte de los minerales: Cianuros Cianatos Isocianuros Ferricianuro Ferrocianuro HCN HCNO HOCN H3[Fe(CN)6] H4[Fe(CN)6] H C H H C N O H C N O H H -1 -1 -1 CN CON OCN H Fe(CN)6 H Fe(CN)6 H H H [Fe(CN)6]-3 [Fe(CN)6]-4 Para escribir compuestos con iones complejos escribimos el ácido inicial, sacamos el radical (es) colocamos con el metal e igualamos cargas, se existen varios electros negativos se añade al más electro negativo. Ejemplo: Al(CN)Cl2Al(CN)Cl2 +3 -1 -1+3 -1 -1 -2

-2 O

-3

Aplicaciones De Los Compuestos de Iones Compuestos El ácido cianhídrico (HCN) se usa como calmante digestivo en mínima proporción, en la agricultura como insecticida y fungicida para matar los paracitos en las naranjas en cantidades elevadas es un veneno de acción rápida. El cianuro de potasio (KCN) es utilizado para exterminar hormigas; el cianuro de plata (AgCN) para el plateado de los espejos; el azul de Prusia [Fe(CN)6]3 se emplea en tintes, mesclados con ácidos produce una hermosa tinta azul.

Ecuaciones Químicas

Es la representación gráfica de un reacción química, es una igualdad matemática, que consta de dos partes: 

Al + H2O

REACTANTES

Al(OH)3

GENERA

PRODUCTOS

Método del Tanteo 1. 2. 3. 4.

Revisar que este bien escritas las formulas Igualo de izquierda a derecha y de derecha a izquierda Solo se puede igualar con coeficientes El orden será M,NM,H y O; si es ecuación de óxido-reducción primero oxidante, reductor, M,NM, H, O; Si el oxígeno es oxidante o reductor, siempre al final. 3H2Cr2O7+2Au(OH)32Au(CrO7)3+6H2O Cantidad de materia

Cantidad de materia

LEY DE LAVOISIER Igualar: Ácidoperclórico +deca oxido de tetra fosforo ácidofosfórico +anhídridoperclórico

12HClO4+P4O10 4H3PO4+6Cl2O7 Antimoniuro de zinc+agua

Zn3Sb2+6H2O

Cloruro de fosforo+agua

PCl3+3 H2O

hidróxido de zinc+estibina

3Zn(OH)2+2SbH3 ácido fosforoso + ácidoclorhídrico

H3PO3+3HCl

Carbonato de calcio + ácido fosfórico

fosfato de calcio+ anhídrido carbónico + agua

3Ca(CO3)+2H3PO4Ca3(PO4)2+3CO2+3H2O Cromato de potasio+ cloruro de aluminio 3K2(CrO4)+2AlCl3Al2(CrO4)3+6KCl

cromato de aluminio+ cloruro de potasio

Anhídrido antimonioso+ hidróxido de sodio meta antimonito de sodio + agua

Sb2O3+2Na(OH) 2Na(SbO2)+H2O Fosfato di acido de calcio + anhídrido fosfórico fosfato de calcio + agua

3Ca(H2PO4)2+P2O5Ca3(PO4)2+3H2O Ejercicios: 3Al(OH)3+H3Fe(CN)6[Al(OH)2]3 Fe(CN)6+3H2O 3Al 3Al Fe Fe 6CN 6 CN 12H 12H 9O 9O 2CH3OH+3O2 2CO2+4H2O 2C 2C

8H 8O 2Li+2H2O 2Li 4H 2O Si+2Cl2 Si 4Cl

8H 8O 2LiOH+H2 2Li 4H 2O SiCl4 2Si 4Cl

C6H12O62C2H5OH+2CO2 6C 6C 12H 12H 6O 6O 2NaHCO3CO2+Na2CO3 + H2O 2N 2N 2C 2C 2H 2H 6O 6O

Reacciones de oxido redución (redox) Concepto De Número De Oxidación: Definición:“El

número de oxidación de un elementoes un concepto empírico definido como la carga iónica efectiva obtenida por exagerar el desplazamiento de los electrones en un enlace covalente y suponiendo que la transferencia es completa” Ejemplo: el compuesto cloruro de hidrogeno o ácido clorhídrico HCl está formado por los átomos H y Cl unidos mediante un par de electrones, uno procedente del H y otro del Cl. Se presentaelectrónicamente por H:Cl, y el Cl atrae a los electrones de enlace con más intensidad que el H, debido a que tiene una carga nuclear mayor (Z=17) que el H (Z=1). El resultadoes que estos se desplazan hacia el Cl. Es decir, hay un desplazamiento parcial de los electrones hacia el átomo de Cl. Este fenómeno lo representamos mediante H+Cl- y decimos que el número de oxidación del H es +1 y que el número de oxidación del Cl es -1. EJEMPLO 0

Zn :

oxidación

Zn++ + 2e

0 Br

-1 +ereductor

---

Reglas Para Asignar El Número De Oxidación.

- Los átomos en su forma elemental tiene un numero de oxidación 0. Ejemplo: I,O,Cl2,P4. Átomos libres. - Para el H el número de oxidación es +1 en su combinación con los no-metales; y -1 en su combinación con metales, hidrocarburos y sus radicales. - Para el O su número de oxidación son: a) -2 a menos que se combine con el F; b)-1 en los peróxidos (O2)2- , c) -1/2 en superoxidos (O2)1- ; d) -1/3 en ozónidos (O3)1-. - Los metales son siempre positivos (reductores) - Los no metales en compuestos binarios no oxigenados y en compuestos orgánicos (excepto C) son: negativosen el número de su familia. Estado De Oxidación En Moléculas Orgánicas El estado de oxidación para cada átomo de carbono en una molécula orgánica se obtiene agregando cada uno de los siguientes valores para cada uno de sus cuatro enlaces. Por cada enlace con: Numero a agregar H -1 C 0 Heteroatomo +1 Ejemplos: -2 H3C

0 S CH

-1 CH

+3 C N

-1 +1 +3 HC C NH CO

-1 CH2

Tabla 1. Estados de oxidación del carbono en compuestos orgánicos Estado de oxidación -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

primario

secundario terciario

cuaternario

CH4 RCH3 CH3OH

R2CH2 RCH2OH

CH2O

R3CH R2CHOH

RCHO HCOOH

R4C R3COH

R2CO RCOOH

CO2

- Toda formula es eléctricamente neutra.

Reacciones de Oxidación-Reductora Una reacción química es de oxidación-reducción si alguno de los elementos cambia de número de oxidación. La oxidación debe ir acompañada de una reducción, ya que un ion o una molécula no pueden perder electrones sin que otra los gane, y el proceso global se llama reacción redox. La ecuación química de una reacción redox se puede considerar, formalmente como la suma de dos semirreacciones: la de oxidación y la de reducción. Por lo que el proceso global se divide en dos semirreacciones. Por ejemplo : en la reacción Mg+O MgO, EL Mg varia su estado de oxidación desde 0 a +2, y el O hasta -2, las dos semirreacciones son: Semi-rreaccion oxidación: Mg Mg 2e Semi-rreaccion reductor: 1 O 2 e O Por lo tanto se define que: Oxidaciónes todo lo que aumente de oxidación de un elemento.

Reducciónes todo proceso que disminuya el número de oxidación de un elemento. Agente Oxidante Y Reductor: - El oxidante es la especie que causa la oxidación y algún elemento que lo compone disminuye su número de oxidación. - El reductor es la especie que causa la reducción y algún elemento que lo compone aumenta su número de oxidación. Las características de los agentes oxidantes y de los agentes reductores son complementarias ya que el agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida. En principio, ninguna especie puede aceptar o dar electrones, pero si lo hace depende de otra especie que tome parte en la reacción. Por ejemplo: el N2 nitrógeno molecular, de numero de oxidación 0, se puede reducir con el hidrogeno (H2) a amoniaco (NH3) con número de oxidación -3. Por otra parte con oxígeno molecular (2) se puede oxidar a NO óxido de nitrógeno (II), con numero de oxidación +2 la intensidad reactiva como agentes oxidantes y reductores de los elementos se puede analizar cuantitivamente.  Oxidación de una sustancia equivale a la perdida de electrones. Reductor es la sustancia que pierde electrones y se oxida. 76543210 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Reducción de una sustancia equivale a la ganancia de electrones. Reductor es la sustancia que pierde electrones y se oxida. Pares Redox. “Se llama par redox los estados oxidado, de menos electrones, y reducido de cada sustancia que toma parte en una semi-rreaccion redox.” Reglas Para Igualar Ecuaciones Redox: - Se determina las valencias específicas de los elementos químicos(pares redox) - Se establece las diferencias de número de oxidación de cada par redox, si existen subíndices se multiplica. - Si en la misma fórmula existe 2 elementos se produce así: *Dos oxidantes o dos reductores se suma su diferencia *Si hay un oxidante y un reductor se resta y se conserva el signo del mayor - Se intercambian las diferencias obtenidas simplificado si es posible - Los números intercambiados se introducen en la ecuación al tiempo que se los va igualando la ecuación, oxidante, reductor *Es preferible colocar los números en los que tienen subíndices, o el miembro que tenga mayor número de fórmulas. Ejemplos: +1 -2 +1 0 +1 -1 +1 +5 -2+1 -2

1.Oxi. 0

-5

KOH+Cl2 KCl+KClO3+H2O Red. 0 -1 0 +5

Cl2 Oxi. 2Cl = -5ex2= -10e -5e 0

-1

-5e

+5e

Cl2 Red. 2Cl= +1ex2=+2e +1e

6KOH+3Cl2  5KCl+KClO3+3H2O 6Cl 6K 6H 6O +3 -2

+1+5 -2

+1 -2

+1 +6 -2

+1 +5 -2

6Cl 6K 6H 6O +2 -2

3SbTe3+28HPO3+H2O Oxi. Oxi. Red. Sb2 Oxi. Te3 Oxi. P Red.

9H2TeO4+6H2SbO4+28PO

2Sb= -2ex2= -4e 3Te= -8ex3= -24e P= +3X1= +3e

6Sb 9Te 28P

6 Sb 9 Te 28P

88O

36H

} -28e

3e 28e

Se suman los Oxidantes

-84e +84e

36H

Método de Igualación por Ion Electrón Se fundamenta en los iones que contienen a los elementos químicos oxidante y reductor; en muy pocos casos a las moléculas que contengan a esos elementos. De los electrolitos (ácidos, bases y sales) se toma en cuenta los iones: disocian. De los no electrolitos (anhídridos, óxidos, agua, gases, amoniaco, átomos, etc.) se toma en cuenta sus respectivas moléculas: no se ionizan.

Reglas: El método del ion electrón pone en práctica las siguientes reglas: a.-Se identifica los iones de los electrolitos o las moléculas de los no electrolitos, que contengan a los elementos químicos oxidante y reductor. Los iones deben tener su especifica valencia y carga eléctrica (+ ó -); mientras que las moléculas son eléctricamente neutras (0). b.- Se realiza la igualación de cada semirreación en forma independiente, tanto del oxidante como del reductor, en el siguiente orden riguroso: - Se iguala el elemento químico principal (oxidante o reductor), por medio de un coeficiente, en el miembro donde haga falta. - Se iguala el número de átomos de oxígeno, utilizando moléculas de agua, en el miembro donde haga falta. - Se iguala el número de átomos de hidrogeno, utilizando iones H1+ en el miembro donde haga falta. - Se igualan las cargas eléctricas, utilizando electrones, que van junto a los iones H1+ o donde haya exceso de cargas positivas o donde haya menor número de cargas negativas. En la oxidación del reductor, los electrones van a lado derecho: ecuación. En la reducción del oxidante, los electrones van a lado izquierdo: ecuación. Cada semi-reaccion, al final debe estar igualada químicamente (número de elementos) y eléctricamente (igual número de cargas eléctricas). c.- Si en la misma fórmula existen 2 elementos del proceso redox. Se realiza la igualación de la semi-reaccion de cada elemento y luego se suma; o, se puede realizar la igualación en una sola semi-reaccion de los 2 elementos.

d.- Se multiplican las dos semi-reacciones, que quedan, por el número de electrones del proceso químico inverso. (Se intercambian los números de e- entre la oxidación y la reducción, que pasan a ser factores de multiplicación). Estos factores de multiplicación, de ser posible se simplifican; y, al multiplicar debe afectar a todos los coeficientes de la semi-reaccion contraria. En las dos semi-reacciones multiplicadas se obtiene igual número de electrones que se ceden (oxidación del reductor)o que se reciben (reducción del oxidante), con lo que se iguala la transferencia de electrones. e.- Se suman las dos semi-reacciones resultantes: la de oxidación y la de reducción, simplificando términos comunes que únicamente son: moléculas de agua, iones H1+ y electrones. Para simplificar se restan los coeficientes y la diferencia ira en el miembro donde haya habido la mayor cantidad de moléculas de agua o de iones H1+. Nunca habrá diferencia en los electrones: se conceden y reciben en igual número. Los iones o moléculas no comunes, no se simplifican; y, estos, van colocados en su respectivo miembro de la ecuación iónica. f.- Como resultado de la suma, se tiene la ecuación iónica resultante, en la que constan todos los iones y moléculas de los procesos de oxidación y reducción y es el resultado de la igualación de la ecuación en medio acido. El medio acido esta expresado por la presencia de los iones hidrogeno H1+, Que especifica que en la reacción ha intervenido un ácido, por lo menos. Esta ecuación iónica resultante, para ser válida, debe estar igualada tanto en su parte química (igual número de elementos químicos) como en parte eléctrica (igual número de cargas eléctricas). g.-Cuando la reacción se ha realizado en un medio básico, es porque en el proceso químico ha intervenido un hidróxido o base. Se inicia de la ecuación iónica resultante anterior (la del medio acido) en la que hay que eliminar los iones H1+ porque no hay un ácido, sino una base. Para esto, hay que añadir a los miembros de la ecuación iónica, un igual número de iones oxidrilo (OH)1- que numero de iones de hidrogeno H1+ existan. En él un miembro se neutralizan los iones hidrogeno H1+ con los iones oxidrilo (OH)1que forman moléculas de agua en un igual número, que de H+ (OH)- existan; y, en el otro miembro de la ecuación, quedan los iones oxidrilo (OH) –que especifican al medio básico. Se deben simplificar las moléculas de agua que se forman, con las moléculas de agua que existían en la ecuación iónica original; el exceso de la resta, van en el miembro donde existía el mayor número. Esta ecuación iónica también debe estar igualada, tanto en su parte química (igual número de electrones químicos) como en su parte eléctrica (igual número de cargas eléctricas) en los dos miembros de la ecuación. Esta ecuación iónica igualada es el resultado del proceso de igualación en medio básico, por el método de ion electrón. h.-Los coeficientes de las ecuación iónicas resultantes (ya sea del medio acido o del medio básico), pueden ser introducidos en la ecuación molecular original, colocándolos en las respectivas fórmulas que contengan al ion o a la molécula del elemento químico oxidante y reductor; y, luego de algunos ajustes químicos necesarios, también se logra igualar la ecuación molecular inicial.

Ejemplo en medio acido: P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO P + (NO3)1-

(P y N)

(PO4)3- + NO0 (x3) 4H2O+ P0 (PO4)3- + 3H1+ + 5e oxidación del reductor Semi–reacc.+1 10 (x5) 3e + 4H + (NO3) N O+ 2H2O reducción del oxidante 0 31+ 12H2O + 3P 3(PO4) + 24H + 15eoxidación del reductor +15e + 20H1+ + 5(NO3)1- 5NO0 + 10H2O reducción del oxidante 0 130 2H2O + 3P + 5(NO3) 3(PO4) + 5N O + 4H1+ecuación iónica resultante

{

Medio acido

3P+ 5HNO3 + 2H2O

3 H3PO4 + 5NO

ecuación molecular

Ejemplo en medio básico: CrI3 + Cl2 + NaOH NaIO4 + Na2CrO4 + NaCl + NaCl + H2O (Cr, I, Cl) Cr3+ + 3I1- + Cl02 (IO4)1- + (CrO4)2- + Cl1Cr3+ + 4H2O (CrO4)1- +8H1+ + 3eoxidación del reductor Parciales 3I1- + 12H2O 3(IO4)2- + 24H1+ + 24eoxidación del reductor 3+ 1(X2) Cr + 3I + 16H2O (Cr4)2- + 3(IO4)1- + 32H1+ + 27eoxidación del reductor Semi–reacciones 0 (X27) 2e +Cl 2 2Cl1-reducción del oxidante

{

}

2Cr1+ + 6I1- + 32H2O 2(CrO4)2- + 6(IO4)1- + 64H1+ + 54eoxidación del reductor 0 1+ 54e + 27Cl 2 54Cl reducción del oxidante 2Cr3+ + 6I1- + 32H2O + 27Cl2 54Cl1- + 2(CrO4)2- + 6(IO4)1- + 64H1+ 64(OH)164(OH)164(OH) + 6I + 27Cl2 54Cl + 2(CrO4) + 6(IO4)

Método Aritmético Para igualar una ecuación por el método aritmético se debe seguir los siguientes pasos:     

Identificamos los pares redox. Determinamos los números de oxidación, sacamos su diferencia. Multiplicamos si existen subíndice, si es posible simplificamos. Invertimos los números oxidante reductor- reductor oxidante. Igualamos la ecuación tomando en cuenta los oxidantes reductores, metales, no metales, el hidrogeno y el oxígeno.

Ejemplo: +7

-1 +2

2KMnO4 + 5H2O2 + 4H2SO4

+5Red.

-1 Oxi.

2MnSO4 + 2KHSO4 + 5O2+8H2O

2Mn 2K 4S 18H 34O

Estequiometria Es el estudiocuantitativo de las sustancias iniciales y productos de una ecuación química. Calculo de fórmulas mínima y molecular. Para realizar el cálculo de la formula mínima es imprescindible que se dé el porcentaje de cada elemento que forma el compuesto, y si no es así; se de los datos necesarios del cálculo de las mismas. Pasos: - Se divide el porcentaje para la masa atómica de cada elemento. - Se escoge el menor valor resultante y se divide nuevamente los valores resultantes para el menor valor escogido. - Se saca aparte la formula mínima, la formula mínima se multiplica por el resultado obtenido así: Calcular la formula mínima y molecular de una muestra de 200gr que contiene H2O=120gr, CO2=293gr, Ma=180 uma (masa molecular) Muestra=200gr H2O=120gr CO2=293gr Ma=180 uma (masa molecular) C.f.m.=C1H2O1 C.f.mol.=C6H12O6 H2O 2H=2 O=16 18gr/mol CO2 C=12 2O=32 44gr/mol

2gr H 18gr H2 X 120gr H2O X=13.33gr 12gr C 44gr CO2 X 293.4gr CO2 X=80gr C C, H, O= 200gr 80gr+ 13.33gr + 106.67gr= 200gr 40gr%,+606gr%+53.33% C=40/12=3.33=3.33/3.33=1 H=6.6/1=6.6=6.6/3.33=2 O=53.33/16=3.33=3.33/3.33=1 C.f.m.=C1H2O1

C1H2O1 C=12 2H=2 O=16 30gr/mol C.f.mol.= 180 =6 30 C.f.mol=C6H12O6

Relación mol-masa-mol Conocida la fórmula de una sustancia se puede calcular la mol (M), numero de moles (n), masa de cada elemento (uma) así: M=Ma/n (Ma masa de la sustancia, también se usa g) Ma= M* n N =Ma/ M En 820gr de dicromato de calcio(CaCr2O7) . Calcular la masa de sus elementos y sus porcentajes. Datos: 1mol 256gr M=CaCr2O7 820gr 100% x 820gr Ma=820gr Ca=40 X=3.203mol 128gr x Sus=CaCr2O7 2Cr=104 X=15.62% 7O=112 M=256gr/mol 256gr/mol N=3.203 mol 256gr 40gr Ca 820gr 100% 820gr x Ma(Ca)=? 333.12gr x 256gr 100% X=128.12gr Ma(Cr)=? X=40.62% 40gr x Ma(O)=? X=15.62% %Ca=? 820gr 100% 256gr 104gr Cr 358.75gr x %Cr=? 820gr x X=43.75% %O=? 256gr 100% X=333.12gr 104gr x X=40.62% 256gr 112gr O 820gr x X=358.75gr 256gr 100% 112gr x X=43.75%

LEYES PONDERALES Ley de Lavoisier: La materia y la energía no se crea ni se destruye únicamente se transforma así: Obtención del Ag(NO3) 2HNO3 + Ag2 126gr + 214gr 340gr H=1 N=14 3O=48 63gr/mol 63gr/molx2mol=126gr

2AgNO3 + H2 338gr + 2gr 340gr Ag=107 N=14 3O=48 169gr/mol 169gr/molx2mol=338gr

Ley De Proust o delas proporciones definidas.- Cuando se forma un compuesto los elementos que encuentran formando parte de él, participan en cantidades fijas o proporciones definidas sin importar la cantidad de la sustancia que tenga así:

H2SO4 H2=2 S=32 O4=64 98gr/mol

98gr 2gr 32gr 64gr

100% X=2.04% X=32.65% X=65.30%

Ley de Dalton o de las Proporciones Múltiples.-

Cuando 2 cuerpos se unen en proporciones diferentes para formar compuestos diferentes, el uno permanece fijo y el otro varía en relación sencilla, con referencia a sus masas así: Cl2O =86gr 70grCl16/16 = 1 oxigeno Cl2O3= 118gr 70grCl 48/16 = 3 oxígenos Cl2O5 = 150gr 70grCl 80/16 = 5 oxígenos Cl2O7 = 182gr 70grCl 112/16 = 7 oxígenos Fijo

Variante

2Cl=70 2Cl=70 2Cl=70 O=16 3O=48 5O=80 7O=112 86gr/mol 118gr/mol 150gr/mol

2Cl=70 182gr/mol

Ley de Wenzel y Richter ode las Proporciones Reciprocas.- La proporción en masa con la que se combina un elemento para formar una sustancia es la misma con la que se combina para formar cualquier otro compuesto así:

CaO 1-1

Ca=40 O=16 56gr/mol

CaH2

H2O

Ca=40 2H=2 42gr/mol

2H=2 O=16 18gr/mol

1-2

2-1

Condiciones Normales (CN) Y Condiciones Químicas T.P.N. => Temperatura ºK = 0ºC => 273ºK o Presión => 1atm-760mmHg -760Torr. CNV= (Volumen) 1mol => Sust. (Gas) => 22.4 litros # Moléculas => 6.023x1022 moléculas. d=Ma / V

Ejercicios: Calcular la masa del Ti(Cr2O7)2 que tiene un volumen de 5.4 litros en CN. Datos: Ti=48 Sus=Ti(Cr2O7)2 (mol)480gr 22.4 l 4Cr=20 M= 480gr/mol X 5.4 l 14O=224 X=115.7gr 480gr/mol V=5.4 l

QUÍMICA ORGÁNICA

Química Orgánica Estudia Cuerpos Orgánicos

Hidrocarburos y derivados

Formados

C, H

La importancia del desarrollo En el campo

Una breve reseña histórica Que comprende

Científico

El Vitalismo

Industrial

El periodo de Síntesis

Otros

O, N, P, S

Breve reseña histórica: La Química Orgánica nace con el origen de vida de las plantas, animales y de los seres humano, ya que todo organismo por simple que sea está formado por materia orgánica(CH); Lemery(1675), Lavoisier(1784), Berzelius(1810) sostenían que todo cuerpo orgánico debía proceder de un cuerpo que tenga o haya tenido vida, lo que los religiosos llamaban la fuerza vital. Ventajosamente aparece un joven químico alemán Friedrich Wohler quien en 1928 demostró que no hacía falta lo mencionado al sintetizar en el laboratorio Urea partiendo de un material inorgánico el Cianato de Amonio así: NH2 NH4 CNO

O=C

NH2 Más tarde 1845 se sintetiso el ácido acético C2H4O2, en 1879 Bayer obtuvo el colorante índigo C16H8O2N2Br2, en 1880 se obtuvo la glucosa C6H12O6 y la Fructosa, la sintetización de la aspirina, en 1900 la investigación del la cocaína y la atropina, en 1937 el nylon, en 1934 las sulfas, en 1943 las penicilina, el DDT, la cortisona, en 1948 la vitaminasA,B,C,D, etc. “Muchos productos fueron hechos por error”

Características De Los Compuestos Orgánicos E Inorgánicos

No existe una diferencia neta entre C.Org. Y C. Inorg.

CO2 se obtiene de manera inorgánica y orgánica

Inorgánica:CaCO3CaO + CO2

Orgánica: C6H5COOH

C6H6 + CO2

Se puede establecer diferencias en base a características

Compuestos Orgánicos

Enlace covalente coordinado

*Por su enlace los elementos no forman electrolitos, por lo tanto no serán buenos conductores de la electricidad, excepto el grafito (C). *Los compuestos orgánicos se disuelven en disolventes orgánicos “NO POLARES” (gasolina, alcohol) excepto el azúcar que se disuelve en el agua *Son inestables *Se alteran con facilidad *Su estructura forma sustancias suaves, pastosas. *Se combustionan a temperaturas ambiente por debajo de 500ºC, se denominan termolábiles *Sus reacciones químicas son lentas. Hay como 10 millones de Compuestos Org.

Compuestos Inorgánico

Enlace iónico

*Producen iones y son buenos conductores de la electricidad. *Se disuelven en solventes orgánicos “POLARES” como ácidos y agua *Son estables *No se alteran con facilidad *Su estructura es cristalizada, sustancias duras. * Existen por lo general en sus tres estados. *Son termoestables, se combustionan a temperaturas ambiente mayores a 500ºC700ºC por lo general *Sus reacciones químicas son rápidas. Hay 550 mil Compuestos Inorgánicos.

Solventes polares: Son sustancias cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es asimétrica, por lo tanto presenta un polo positivo y otro negativo separados por cierta distancia. Hay un dipolo permanente. Solventes no polares: En general son sustancias de tipo orgánico y en cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es simétrica, por lo tanto, estas sustancias carecen de polo positivo y negativo en sus moléculas. No pueden considerarse dipolo permanente.

Clasificación De Los Compuestos Orgánicos

Acíclicos o alifáticos

Cíclicos

son

Saturados

comprenden

Isociclicos

Insaturados

Heterocíclicos

dividen

Aromáticos

Mono nucleados

Poli nucleados

Alicíclicos

Núcleos condesados

Acíclicos: es aquel que forma compuestos lineales que son los de una sola cadena de carbonos y otros elementos como el H. H H H H C C C H H H H Saturados: cuando hay un solo enlace sigma ∞ que son enlaces simples. H H H H C C C H H H H Insaturados: tiene enlace pi π que son enlaces dobles o triples. H H H H C= C C H H H H Cíclicos: son los que forman un anillo, unión de los elementos.

Momo nucleado: es el que tiene un solo núcleo. Poli nucleados: tiene varios núcleos de ahí pueden extenderse. Núcleos condesados: los núcleos se encuentran unidos originando otros compuestos.

Tipos de Formulas Químicas Para Compuestos Orgánicos Formula general: es un total de una formula CnH2n=>alcano CnH2n=>alqueno CnH2n-2=>alquino Formula molecular: C5H12 Pentano

•

C4H8 Buteno C4H6Butino Formula semidesarrollada: CH3

CH2CH2CH2

CH3

Formula desarrollada: H

HHHH

H CCCCC

H HHHH

Formula de esqueleto: • • • Propeno • • • Propano En cada punto hay un carbono saturado Formula Condensada: CH3-( CH2)3-CH3

Formula ElĂŠctrica H+ .C .+ H