CARTILLA DE QUÍMICA INORGÁNICA
EVELYN ARIAS MARTINEZ VERÓNICA FREILE SARMIENTO
DOCENTE: MANUELA CASTRO
SEMINARIO DE PROFUNDIZACI ON I
UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR VALLEDUPAR CESAR
2015
0
AGRADECIMIENTOS
Le agradezco a Dios por permitirnos hacer esta cartilla, él fue quien me regalo el tiempo. A mis padres y hermanos que tuvieron colaborándome. También le agradezco a la profesora Manuela Castro por encargar a hacer este trabajo. Aprendí mucho sobre química inorgánica y a manejar ciertos elementos en Word, que antes no conocía.
1
ÍNDICE UNIDAD I La Materia Propiedades de la materia Estados de la materia y cambio de estados Clasificación de la materia UNIDAD II Estructuras Atómicas El átomo Modelos atómicos Números cuánticos Configuraciones electrónicas UNIDAD III Tabla Periódica Historia de la tabla periódica Estructura de la tabla periódica Clasificación Propiedades periódicas UNIDAD IV Enlaces Químicos Teoría de los enlaces químicos Tipos de enlaces UNIDAD V Nomenclatura De Los Compuestos Químicos Inorgánicos Nomenclatura de los compuestos químicos inorgánicos Sistemas de nomenclatura UNIDAD VI Reacciones Químicas Inorgánicas Conceptos básicos Balanceo de ecuaciones químicas Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas
2
UNIDAD VII Gases Características de los gases Variables que afectan el comportamiento de los gases Leyes de los gases ideales UNIDAD VIII Soluciones o disoluciones Características de las soluciones Clasificación de las disoluciones dependiendo de su concentración Unidades físicas de concentración Unidades químicas de concentración UNIDAD IX Estequiometría Ajustar o balancear una reacción BIBLIOGRAFÍA
3
INTRODUCCIÓN
E
l hombre desde su inicio hasta nuestros días, ha sentido enorme curiosidad por conocer el origen de los fenómenos que transforman la naturaleza, y sobre todo sus repercusiones, debido a los cambios
que estos han generado en las formas de vida de las sociedades de todos los tiempos. En este contexto surge la química que es la ciencia que estudia la materia, su estructura, sus propiedades y transformaciones. Esta ciencia tiene una enorme relevancia tanto científica como social, ya que al estudiar la naturaleza aplicando el método científico, proporciona un conocimiento de la misma, para transformarla
desarrollando la tecnología y teniendo
como objetivo principal el beneficio de la misma sociedad. Algunos de los beneficios de que provee la aplicación de la química son: La alimentación, por medio del empleo de productos que satisfacen las necesidades básicas del organismo. La evaluación y control de la contaminación del suelo, aire y agua, con el estudio analítico de muestras naturales, para proponer alternativas de solución. El abasto de energía, mediante el estudio de nuevas fuentes energéticas no contaminantes. La vivienda, con la producción de materiales estructurales más resistentes. Los productos para el hogar, a través de la multitud de objetos y sustancias
como:
cerillos,
encendedores,
desinfectantes,
limpiadores, desodorantes, fotografías, ceras, polímeros en la elaboración de enseres domésticos y mucho más. La conservación de la salud, mediante la elaboración de gran número de medicamentos que protegen nuestro organismo.
4
UNIDAD
1
LA MATERIA OBJETIVOS:
Reconocer que la química está presente en nuestro entorno cotidianamente. conocer e identificar la materia, así como las propiedades que la definen y los estados en los que se encuentra. ESTÁNDAR: Clasifico y verifico las propiedades de la materia.
5
.
La materia es todo aquello que tiene masa, energĂa y ocupa un lugar en el espacio.
Propiedades generales:
Son aquellas que se presentan en todo tipo
de materia. Entre ellas tenemos: Volumen, Peso, Masa, Porosidad, Inercia e Impenetrabilidad etc.
Inercia. Es la propiedad de los cuerpos para mantener su estado de reposo o movimiento.
Volumen:Es la cantidad de espacio tridimensional que ocupa un cuerpo.
Masa:Se define como la cantidad de materia presente en un cuerpo.
6
Peso. Es resultado de la relacion entre la masa de un cuerpo y la fuerza gravitatoria.
Propiedades específicas:
Son
propiedades
que
sirven
para
identificar y diferenciar una sustancia de otra. Pueden ser físicas o químicas. QUÍMICAS
FÍSICAS
Poder oxidante
Punto de
Poder reductor
fusión
Acidez
Punto de
Combustibilidad
ebullición
Electronegatividad
Color Dureza Maleabilidad
ESTADOS DE LA MATERIA
Estado Solido
Estado Liquido
Posee volumen y forma definida
Posee volumen definido y forma variable
Es incomprensible
Comprensibilidad casi nula
Las particulas solo poseen movimiento de vibracion debido a que la fuerza de repulsion es menor que la fuerza de cohesion.
Las particulas vibran y resbalan debido a que la fuerza de repulsion es igual a la fuerza de cohesion.
7
Estado Gaseoso
Posee volumen y forma variable Comprensibilidad casi nula Las particulas se encuentran separadas debido a que la fuerza de repulsion es mayor que la fuerza de cohesion.
CAMBIOS DE ESTADO.
L
a materia puede cambiar su estado de agregación. Los cambios de estado solo modifican la apariencia externa de la materia, por lo que se consideran cambios físicos, ocurren por variación de temperatura
o presión y requieren poca energía.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de mezclas. Materia heterogénea: Porción de materia que está formada por diversas fases, sus propiedades varían en diferentes puntos. Materia homogénea: Formada por diferentes componentes, su apariencia es totalmente uniforme (poseen una sola fase). Pueden ser sustancias puras o mezclas homogéneas.
8
Las sustancias puras son aquellas cuya naturaleza y composición no varían sea cual sea su estado. Se dividen en dos grandes grupos: elementos y compuestos.
Elementos: Son
Compuestos: Son
sustancias puras que no
sustancias puras que
pueden descomponerse
están constituidas por 2
en otras sustancias puras
o más elementos
más sencillas por ningún
combinados en
procedimiento. Ejemplo:
proporciones fijas.
todos los elementos de la
Ejemplo: el agua, etanol
tabla periódica.
etc.
9
ACTIVIDAD # 1 Para recordar lo estudiado…
Busca en la sopa de letras las siguientes palabras Maleabilidad Volumen
Dureza
Masa
Peso
Punto De Ebullición Acidez
Color
Inercia
Electronegatividad
M T
P
O V
A
L
A
E
L
E
C
T
R O N E G A
T
S
D E
P
S
A
R T
A
E
P
U N T
O D
R
T
O M B
R
R F
G H
J
D K
Ñ R A
V
O L
U M E
N F
E
I
N E
R C I
A
T
A M
B
N E
D U
E
A
V
E
Y
A
L
R T
C H F
O L
O S
R
E
D R B
A
A
A
M P
C I
E
O A
I
I
V
I
D A D
D E
Z
D M E N
Y
T
A
C O L
O R Z
E
B
U L
L
I
D A
D I
L D
Z
10
L
E U
E
C V
C I
O N
P O
I
B
E
A M
E
C M O M P T
A
N P
L
LEE ATENTAMENTE CADA ENUNCIADO Y RESPONDE CORRECTAMENTE a. Dos propiedades fundamentales de la materia A. El peso y la estructura molecular B. La masa y el sabor C. El volumen y la masa b. Un elemento se diferencia de un compuesto en que A. Un elemento no forma moléculas, mientras que un compuesto sí las forma. B. Los elementos están formados por moléculas, mientras que los compuestos contienen átomos formando una red cristalina. C. Un elemento está formado por átomos idénticos (formen o no moléculas), mientras que un compuesto está formado por átomos diferentes (formen moléculas o no). c. ¿Cómo se llama el paso directo del estado sólido al gaseoso? A. Ebullición B. Evaporación C. Sublimación d. ¿Cómo se llama el paso de líquido ha solido? A. Condensación B. Sublimación C. Solidificación
11
UNIDAD
2
ESTRUCTURA ATÓMICA OBJETIVOS: Comprender las partes de un sistema atómico y las partículas que lo conforman sobre la base de sus propiedades. Elaborar configuraciones electrónicas e interpretar su significado. ESTÁNDAR: Explico la estructura del átomo a partir de diferentes teorías.
12
TEORÍA ATÓMICA En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos. ¿QUE ES EL ÁTOMO?
Es la partícula más pequeña que puede participar en un cambio químico.
MODELOS
ATÓMICOS
Modelo atómico de Dalton: En el año 1808, el científico John Dalton, definió el átomo como minúsculas
partículas
esféricas
indivisibles.
Además asentó que cada esfera representativa de los elementos químicos es igual.
13
Modelo atómico de Thomson: En
el año
1897 el científico J. J. Thomson demostró que
dentro
de
los
átomos,
hay
unas
partículas diminutas, con carga eléctrica negativa a las que llamo electrones. Incluyo la idea de que el átomo era una esfera positiva
que
tenía
incrustado
a
los
electrones.
Modelo atómico de Rutherford: En el año 1911 demostró que toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo se hallan concentradas
en
un
núcleo
central
y
diminuto. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza, con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
Modelo atómico de Bohr: En el año 1913 el científico Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
14
Los números cuánticos son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital.
15
La distribución electrónica consiste en distribuir los electrones en torno al núcleo| en diferentes estados energéticos (niveles, subniveles y orbitales).
Para determinar la configuración
electrónica de un elemento se sigue el principio de Aufbau
16
DIAGRAMA DE NIVEL ENERGÉTICOS Este diagrama nos permite ver más claramente la distribución electrónica de cada uno de los átomos. Los electrones se representan con flechas y se anotan sobre una línea que representa cada uno de los orbitales correspondientes a cada subnivel; así: el s con 1; el p con el 3; el d con el 5 y el f con el 7. Por debajo de esta línea se anota el número del nivel energético y el subnivel corresponde a cada
orbital.
La
flecha hacia arriba representa
un
electrón con giro positivo y la flecha hacia
abajo
un
electrón con giro negativo.
REGLA
DEL
OCTETO
:enunciada
en 1916 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia
de los iones de los
elementos
del
sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 iones que tienen carga negativa, es decir electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable.
17
Ejemplos CLORO: Z=17
CARBONO: Z=6
GALIO. Z=31
K
M
K
L
K
7
2
4
2
L
2
8
MAGNESIO: Z=12 K 2
L 8
SELENIO: Z=34
M 2
K L M N 2 8 18 6
SODIO: Z=11
YODO: Z=53
K 2
K 2
L 8
M 1
L M N O 8 18 18 7
18
L 8
M 18
N 3
CALCIO: Z=20 K 2
L M 16 2
TELURIO: Z=52 K L 2 8
M 18
N O 18 6
ACTIVIDAD # 2 ¡A recordar!
Realizar los siguientes ejercicios por configuración electrónica y dar el periodo, grupo y nombre del elemento. n = 32 ………………………………………………. Periodo …… Grupo ………. Elemento …………….
n = 56 ………………………………………………. Periodo …… Grupo ………. Elemento …………….
n = 54 ………………………………………………. Periodo …… Grupo ………. Elemento …………….
19
UNIDAD
3
TABLA PERIÓDICA OBJETIVOS: Conocer la clasificación de los elementos químicos. Familiarizarse con los elementos químicos, sus símbolos, sus propiedades y aplicaciones. ESTÁNDAR: Uso la tabla periódica para determinar las propiedades físicas y químicas de los elementos.
20
HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA Desde
sus
inicios
hasta
la
actualidad, la tabla periódica ha estado en constante cambio y evolución. A mediados del siglo
La tabla periódica de los
XIX ya se conocían 55 elementos
elementos clasifica, organiza y
sin ninguna relación aparente;
distribuye los distintos elementos
Johann Döbereiner (1789 - 1849)
químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
fue el primer científico que comenzó a ordenarlos y logró agruparlos
en
tríadas
(3
elementos), en las que el peso atómico del elemento central era casi el promedio de los otros dos. Posteriormente,
Alexander
Newlands (1838 - 1889) ordenó los elementos masas
conocidos
atómicas
por
sus
crecientes
y
observó que después de cada siete elementos el octavo repetía las
propiedades
químicas
del
primero, lo que llamó Ley de las Octavas. En
1781,
Dimitri
Ivanovich
Mendeleiev (1834 - 1907) ordenó los 63 elementos conocidos para ese
entonces,
por
su
peso
atómico. A dicha clasificación la llamó la tabla Periódica, nombre con el que se conoce hasta la actualidad, en ella demostró que las propiedades de los elementos variaban de manera periódica en función de su número atómico.
21
ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIÓDICA La
tabla
periódica
se
encuentra
dividida
en
grupos y periodos. Los grupos se ordenan en columnas, denotan
que por
se
números
romanos de I al VIII y letras mayúsculas A o B. los periodos se ordenan en filas, que se denotan por números arábigos del 1 al 7.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA Considerando
que
varios
elementos químicos tiene propiedades
físicas
y
Químicas semejantes, estos se agrupan de la siguiente manera:
22
Elementos representativos: Los Elementos representativos, son elementos químicos de los grupos largos de la tabla periódica identificados por la letra A. Los elementos representativos están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres: Grupo IA: Alcalinos Grupo IIA Alcalinotérreos Grupo VIIA: Halógenos Grupo VIIIA: Gases nobles Elementos de transición: Estos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son metales, pero debido a que sus átomos son pequeños, son duros, quebradizos y tienen puntos de fusión altos. Estos metales son buenos conductores del calor y de la electricidad. Elementos de transición interna: se colocan en dos series de elementos: serie lantánida y serie actinida. Serie
lantánida,
corresponde
a
los
elementos
cuya
configuración
electrónica termina en 4f y 6s. Estos corresponden al periodo sexto. Serie actinida, corresponde a los elementos cuya configuración electrónica termina en 5f y 7s. Estos corresponden al periodo séptimo. TABLA PERIÓDICA Símbolo H Li Na K Rb Cs Fr
Peso atómico 1.0079 6.94 22.9897 39.0983 85.4678 132.90 (223)
numero atómico 1 3 11 19 37 55 87 GRUPO II A
23
Grupo
IA
periodo 1 2 3 4 5 6 7
Be Mg Ca Sr Ba Ra
9.01218 24.305 40.078 87.62 137.327 (226)
B Al Ga In Tl
10.81 26.981 69.723 114.818 204.38
C Si Ge Sn Pb
12.011 28.085 72.63 118.710 207.2
N P As Sb Bi
14.007 30.973 74.921 121.760 208.98
O S Se Te Po
15.999 32.06 78.96 127.60 (209)
F Cl Br I At
18.998 35.45 79.904 126.90 (210)
He Ne Ar Kr Xe
4.0026 20.1797 39.948 83.798 131.293
4 12 20 38 56 88 GRUPO IIIA 5 13 31 49 81 GRUPO IV A 6 14 32 50 82 GRUPO V A 7 15 33 51 83 GRUPO VI A 8 16 34 52 84 GRUPO VII A 9 17 35 53 85 GRUPO VIII A 2 10 18 36 54
24
IIA IIIA IVA VA VIA
VIIA VIIIA
2 3 4 5 6 7 2 3 4 5 6 2 3 4 5 6 2 3 4 5 6 2 3 4 5 6 2 3 4 5 6 1 2 3 4 5
(222)
Rn
86
6
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Se consideran
ciertas propiedades íntimamente relacionadas con la
actividad química de los elementos y que varían de forma periódica como son
radio
atómico,
potencial
de
ionización
afinidad
electrónica,
electronegatividad y otras como la acidez, la basicidad, el carácter redox, puntos de fusión y puntos de ebullición etc. Numero
Atómico: Indica el número de protones en la corteza de un
átomo. Radio Atómico: Es la distancia comprendida entre el centro del núcleo y el nivel externo de un átomo. En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, debido a la contracción de la nube electrónica al ser atraída por el núcleo.
Potencial de Ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. El P.I. aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de
izquierda a
derecha en un periodo.
25
Afinidad Electrónica: Se define como el cambio de energía que acompaña a la adición de un electrón en un átomo gaseoso.
La
Electronegatividad:
electronegatividad
de
La un
elemento es la tendencia de un átomo
para
atraer
electrones
hacia él, cuando está combinado químicamente con otro elemento. En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba, y en un periodo, aumenta de izquierda a derecha. Ver Página interactiva http://www.educaplus.org/play-188-Tablaperi%C3%B3dica.html?PHPSESSID=1a637cd352823384e7f389f41ca3ad72
26
ACTIVIDAD # 3
1. Selecciona la serie de elementos pertenecientes al grupo de los halógenos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rd O, S, Se, Te Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra F, Cl, Br, I, At 2. Los elementos situados en el bloque inferior de la tabla periódica reciben el nombre de: Elementos de transición interna Metales alcalinotérreos No metales Elementos de transición 3. Los gases nobles (Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se caracterizan por: Tener 8 electrones en el último nivel energético Tener 6 electrones en el último nivel energético Tener la misma cantidad de neutrones Tener 8 electrones
27
UNIDAD ENLACES QUIMICOS OBJETIVOS Comprender el concepto de enlace químico. Conocer los distintos tipos de enlaces entre átomos: iónico y covalente. ESTANDAR: Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza.
28
4
D
espués del establecimiento de las leyes cuantitativas de la Química y de la teoría atómica de Dalton, la forma de unirse los átomos en las moléculas y las fórmulas de los compuestos químicos fueron los
problemas fundamentales de la investigación. La mayoría de los átomos tienden a combinarse para formar moléculas diatómicas o poliatómicas, aunque ciertos elementos no muestran afinidad hacia otros átomos y constituyen moléculas monoatómicas, como en el caso de los gases nobles.
SABÍAS QUE... Los átomos se combinan por medio de reacciones para originar compuestos. A la fuerza que mantiene unidos a los átomos en una molécula se le denomina “ENLACE QUÍMICO", condicionada por la cantidad de energía contenida en ello, que debe ser suficiente para vencer las fuerzas de repulsión que se deben a
la presencia de cargas eléctricas en los átomos.
29
CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUIMICOS Las fuerzas que dan origen al enlace químico se han clasificado en dos grandes
grupos:
interacciones
fuertes
(fuerzas
intramoleculares)
e
interacciones débiles (fuerzas intermoleculares). Las Fuerzas Intramoleculares son los enlaces químicos que dan origen a las moléculas. Cuando se afectan estas atracciones ocurre una reacción química. Las Fuerzas Intermoleculares determinan y explican muchas propiedades físicas de las sustancias. Se establece un enlace químico cuando hay trasferencia de electrones de un átomo a otro hasta completar 8 electrones en su último nivel de energía para lograr la estabilidad electrónica.
30
ENLACE COVALENTE Es un mecanismo de unión entre los átomos donde se comparten pares de electrones con el fin de alcanzar
distribuciones
electrónicas
estables.
Cuando la diferencia de electronegatividades entre dos o más átomos es cero o tiene un valor muy pequeño, estos átomos tienden a compartir los electrones de valencia de sus capas externas, ya que el átomo ejerce la misma atracción sobre los electrones. Enlace Covalente Polar; Es aquel que se realiza entre dos no metales diferentes, el par de electrones del enlace está distribuido de manera asimétrica entre los átomos, lo cual trae como consecuencia la formación de un dipolo. Enlace Covalente No Polar: Este tipo de enlace se tiene cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera,
sin
carga
eléctrica,
simétrica
y
cuya
diferencia
de
electronegatividad es cero. Enlace Covalente Coordinado: Se tiene cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno sólo de los átomos. ENLACE IÓNICO Resulta de la trasferencia de uno o más electrones de un átomo
a
otro
grupo
de
átomos. La pérdida o ganancia de electrones es un proceso compartido, ya que un elemento dona electrones y el otro los acepta.
31
En
este
enlace
se
establecen moléculas fáciles de romper. Se presenta en compuestos orgánicos. Con respecto a las fuerzas intermoleculares se consideran 4 tipos: iondipolo, dipolo-dipolo, las fuerzas de London y el puente de hidrógeno. Fuerzas Dipolo-Dipolo: Existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de la molécula está cerca del extremo negativo de otra.
Fuerzas Ion-Dipolo: Estas fuerzas atraen entre sí a un ion (ya sea catión o anión) y a una molécula
polar.
La
intensidad
de
esta
interacción depende de la carga y el tamaño del ion así como de la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula.
Fuerzas De London: Son fuerzas que se generan a partir de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas. Las fuerzas de London aumentan con la masa molar y actúan sobre todas las moléculas, sean polares o no polares, de hecho, las fuerzas de London entre moléculas polares puede contribuir más a la fuerza de atracción total que las fuerzas dipolo-dipolo.
32
Puente
De
Hidrógeno:
Es
un
enlace
intermolecular más fuerte que los otros de este tipo, pero más débil en comparación con la mayoría de los enlace covalentes o iónicos. La fuerza de un puente de hidrógeno es determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno.
ESTRUCTURA DE LEWIS El
químico Gilbert
N.
Lewis propuso representar los electrones
de
valencia
por
cruces o puntos a fin de visualizar cómo se transfieren o comparten los electrones en un enlace químico cuando los átomos se unen.
33
ACTIVIDAD # 4 A RECORDAR
COMPLETA EL CRUCIGRAMA CON LAS SIGUIENTES PALABRAS: Enlace
Covalente,
Puentes
De
Hidrogeno,
Coordinado, Enlace I贸nico.
34
Polar,
Lewis,
Doble,
UNIDAD
5
NOMENCLATURA OBJETIVOS Reconocer la importancia de nombrar sistemáticamente, los compuestos químicos. Emplear correctamente las reglas nomenclatura, para leer y escribir Formulas.
de
ESTÁNDAR: Relaciono grupos funcionales con las propiedades físicas y químicas de las sustancias
35
La nomenclatura química es la expresión de símbolos y nombres, tanto para los elementos como para los compuestos resultantes de las combinaciones químicas. Al conjunto de estas propiedades semejantes que caracterizan y diferencian a cada grupo de compuestos o elementos se le llama función química. En química inorgánica las principales funciones son: metales no metales óxidos, ácidos, bases, sales e hidruros. NOMENCLATURA STOK Esta nomenclatura tiene en cuenta los valores de los estados de oxidación positivos (es decir sólo de los elementos metálicos), los cuales se expresan en la función Química correspondiente en numeración romana encerrada entre paréntesis, (a menos que la expresión matemática de la fórmula se haya simplificado es posible determinar el valor de oxidación por el número subíndice de la derecha). EJEMPLOS NOMBRE Oxido de yodo (I) Oxido de yodo (III) Oxido de yodo (V) Oxido de yodo (VII) Hidróxido de potasio (I) Hidróxido de calcio (II) Hidruro de aluminio(III) Fluoruro de litio (I) Bromuro de magnesio (II)
COMPUESTO QUIMICO I 2O I2O3 I2O5 I2O7 KOH Ca(OH)2 Al(OH)3 LiF Mg(Br)2
36
Nitruro de cesio (I)
Cs3N NOMENCATURA SISTEMATICA
También llamada racional o estequiometria. Se basa en
nombrar
a
las
sustancias
usando
prefijos
numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con fórmula H2O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto.
EJEMPLOS
Nombre
Reacción
Trióxido de dinitrogeno
N2O3
Tetraoxido de diazufre
S2O4
Oxido dilitio
Li2O
Tetraoxido de diselenio
Se2O4
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS Los elementos, atendiendo a su función química, se dividen en metales y no metales. Los No Metales, son elementos que poseen carácter electronegativo, son malos conductores del calor y la electricidad y carecen en general de brillo metálico. La unión química con el oxígeno da lugar a la formación de óxidos ácidos (anhídridos), capaces de combinarse con agua y producir ácidos.
37
Los
Metales,
son
elementos
con
carácter
electropositivo,
buenos
conductores del calor y la electricidad y poseen brillo metálico. La unión de estos elementos con el oxígeno da lugar a la formación de óxidos básicos, capaces de combinarse con agua y producir bases o hidróxidos. FUNCIÓN HIDRURO Resulta de La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno. Para el caso de hidruros metálicos, el hidrogeno presenta número de oxidación de -1 y en los no metales de +1. En cuanto a la nomenclatura, los haluros metálicos
se nombran como
hidruro de + nombre del metal. Ejemplos: LiH hidruro de litio CaH2 hidruro de calcio Los hidruros de los no metales, reciben nombres especiales H2O Agua, NH3 Amoniaco, pH3 Fosfina EJEMPLOS Grupo I Reacción +1 Li + H-1 Na +1 + H-1 K+1 + H-1 Rb+1 + H-1 Cs+1 + H-1 Fr+1 + H-1
Nombre hidruro de Litio hidruro de Sodio hidruro de Potasio hidruro de Rubidio Hidruro de Cesio Hidruro de Francio
LiH NaH KH RbH CsH FrH
Grupo II Reacción Be + H-1 BeH2 +2 -1 Mg + H MgH2 +2 -1 Ca + H CaH2 Sr+2 + H-1 SrH2 Ba+2 + H-1 BaH2
Nombre Hidruro de Berilio Hidruro de magnesio Hidruro de Calcio Hidruro de Estroncio Hidruro de Bario
+2
38
Ra+2 + H-1
RaH2
Hidruro de Radio
Grupo III Reacción B+3 + H-1 BH3 +3 -1 Al +H AlH3 Ga+3 + H-1 GaH3 In+3 + H-1 InH3 Tl+3 + H-1 TlH3
Nombre Hidruro de Boro Hidruro de Aluminio Hidruro de Galio Hidruro de Indio Hidruro de Talio
Grupo IV Reacción C+4 + H-1 Si+4 + H-1 Ge+4 + H-1 Sn+4 + H-1 Pb+4 + H-1
Nombre Hidruro de Carbono Hidruro de Silicio Hidruro de Germanio Hidruro de Estaño Hidruro de Plomo
CH4 SiH4 GeH4 SnH4 PbH4
Grupo V Reacción +3
-1
N +H P+3 + H-1 As+3 + H-1 Sb+3 + H-1 Bi+3 + H-1
Nombre NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3
Amoniaco Fosfamina Arsenamina Estibamina Bismutina
Grupo VI Reacción O-2 + H-1 S-2 + H-1 Se-2 + H-1 Te-2 + H-1 Po-2 + H-1
Nombre H2O H2S H2Se H2Te H2Po
Agua Ácido sulfhídrico Ácido selenhidrico Ácido telenhidrico Ácido polonhidrico
Grupo VII Reacción -1
-1
F +H Cl-1 + H-1
Nombre Ácido Fluohidrico Ácido Clorhídrico
H2F2 HCL
39
Br-1 + H-1 I-1 + H-1 At-1 + H-1
HBr HI HAt
Ácido Bronhidrico Ácido Yohidrico Ácido Astahidrico
FUNCIÓN OXIDO Se forma por la combinación de un elemento cualquiera con el oxígeno. Los óxidos se dividen en dos categorías, según sea el tipo de elemento que se combina con el oxígeno. Óxidos ácidos o anhídridos: se forman cuando el oxígeno se combina con los no metales. Nomenclatura: se nombra con la palabra genérica oxido, seguida del nombre del no metal. Con la terminación OSO, para el compuesto en el que él no metal funciona con el menor estado de oxidación y en ICO, para aquel en que funciona con el mayor. Cuando se forma con un mismo no metal más de dos anhídridos, al de menor número de oxidación se le antepone el prefijo HIPO y al de mayor numero de oxidación el prefijo PER, EJEMPLOS Grupo I Reacción Li + O-2 Li2O Na+1 + O-2 Na2O K+1 + O-2 K2O Rb+1 + O-2 Rb2O Cs+1 + O-2 Cs2O +1 -2 Fr + O Fr2O
Nombre Oxido de litio Oxido de sodio Oxido de potasio Oxido de rubidio Oxido de cesio Oxido de francio
+1
Grupo II Reacción Be + O-2 BeO -2 Mg + O MgO Ca + O-2 CaO
Nombre Oxido de Berilio Oxido de Magnesio Oxido de Calcio
40
Sr + O-2 Ba + O-2 Ra + O-2
SrO BaO RaO
Oxido de Estroncio Oxido de Bario Oxido de Radio
Grupo III Reacción +3 B + O-2 B2O3 Al + O-2 Al2O3 Ga + O-2 Ga2 O3 In + O-2 In2O3 -2 Tl + O Tl2O3
Nombre Oxido de Boro Oxido de Aluminio Oxido de Galio Oxido de Indio Oxido de Talio
Grupo IV Reacción C+2 + O-2 C2O3 +4 -2 C +O C2O4 Si+4 + O-2 Si2O4 Ge+4 + O-2 Ge2O4 +2 -2 Sn + O son Sn+4 + O-2 SnO2 Pb+4 + O-2 PbO2 Pb+2 + O-2 PbO
Nombre Oxido de Carbono Oxido Carbonico Oxido de silicio Oxido de Germanio Oxido Estañoso Oxido Estanico Oxido plúmbico Oxido plumboso
Grupo V Reacción N + O-2 N2O2 N+2 + O-2 N2O3 N+2 + O-2 N2O5 +2 -2 N +O N2O4 P+3 + O-.2 P2O3 P+5 + O -2 P2O5 P+4 + O -2 P2O4
Nombre Oxido Hiponitroso Oxido Nitroso Oxido Nitrico Oxido Nitrico NO Oxido Hipofosforoso Oxido Fosforico Oxido fosforoso
+2
Grupo VI Reacción S + O-2 S2O2 S+4 + O-2 S2O4 S+6 + O-2 S2O6 +2 -2 Se + O SeO
Nombre Oxido Hiposulfuroso Oxido sulfuroso Oxido sulfúrico Oxido Hiposelenioso
+2
41
Se+4 + O-2 Se+6 + O-2 Te + O-2 Te + O-2 Te+6 + O-2 P+3 + O-2 P+4 + O-2 P+5 + O-2
Se2O4 Se2O6 TeO TeO2 Te2O6 P2O3 P2O4 P2O5
Oxido selenioso Oxido selénico Oxido Hipotelenuso Oxido telenoso Oxido telenico Oxido Hipolonoso Oxido polonico Oxido polonico
Grupo VII Reacción Cl+1 + O-2 Cl2O Cl+3 + O-2 Cl2O3 +5 -2 Cl + O Cl2O5 Cl+7 + O-2 Cl2O7 Br+1 + O-2 Br2O Br+5 + O-2 Br2O5 I+1 + O-2 I2O I+7 + O-2 I2O7 I+5 + O-2 I2O5 +1 -2 At + O At2O At+3 + O-2 At2O3 At+5 + O-2 At2O5 At+7 + O-2 At2O7
Nombre Oxido Hipocloroso Oxido Cloroso Oxido Clorico Oxido Perclorico Oxido Bromoso Oxido Brómico Oxido Hipoyodoso Oxido yodico Oxido yodoso Oxido Hipoastaoso Oxido astroso Oxido astaico Oxido perastaico
FUNCIÓN HIDRÓXIDO O BASE Base es toda sustancia capaz de aceptar protones. Resultan de la combinación de los óxidos básicos con el agua. Se caracterizan por tener el oxígeno e hidrogeno en la misma proporción, formando el grupo (OH) llamado hidroxilo cuyo número de oxidación es -1. NOMENCLATURA, se designan con la palabra hidróxido seguido del nombre del óxido básico correspondiente. EJEMPLO: Na (OH) hidróxido de sodio Cr (OH)3 hidróxido crómico
NOMBRE
COMPUESTOS 42
Hidróxido de Potasio Hidróxido de Sodio o Soda Cáustica Hidróxido de Aluminio Hidróxido de sodio o leche de magnesio Hipoclorito de Sodio o cloro de piscinas Amoniaco Hidróxido de cobre, utilizado en la fabricación de pigmentos para colorear papel Fluoruro de Calcio Este compuesto es muy usado en laboratorios ópticos.
KOH NaOH Al(OH)3 Mg(OH)2 NaClO NH3 Cu(OH)2
Hidróxido de hierro (III)
Fe(OH)3
CaF2
FUNCIÓN ACIDO Acido es toda sustancia capaz de liberar protones. Los ácidos se dividen en hidrácidos y oxácidos. Hidrácidos: son la combinaciones binarias del hidrogeno con los no metales del grupo VIA y VIIA. NOMENCLATURA: se nombran con la palabra genérica acido, seguida del no metal con la terminación hídrico. EJEMPLO: HCl ácido clorhídrico H2S ácido sulfhídrico OXÁCIDOS. Resultan de la combinación de un oxido acido con el agua. Su fórmula es hidrogeno, no metal, y oxígeno. NOMENCLATURA. Se designan con la palabra acido seguido del nombre del anhídrido de donde proviene. EJEMPLO: HClO2 ácido cloroso HNO3 ácido nítrico Grupo IV Nombre
Reacción
43
Ácido carbonoso Ácido Carbonico Ácido Silicioso Ácido Germanoso Ácido Estañoso Ácido estañico Ácido plumboso Ácido plúmbico
CO + H2O CO + H2O Si + H2O GeO + H2O SnO + H2O SnO + H2O PbO + H2O PbO + H2O
H2CO2 H2CO3 H2SiO3 H2GeO3 H2SnO2 H2SnO3 H2PbO2 H2PbO3
Grupo V Nombre
Reacción N2O+ H2O N2O + H2O N2O + H2O N2O + H2O N2O + H2O P2O3 + H2O P2O + H2O P2O4 + H2O As2O3 + H2O As2O5+ H2O Sb2O3 + H2O Sb2O5 + H2O Bi 2O3 + H2O Bi 2O5 + H2O
ácido hiponitroso ácido nítrico ácido nítrico ácido nítrico ácido nítrico acido hipofosforoso ácido fosfórico acido fosforoso ácido arsenoso ácido arsénico ácido estañoso ácido estanico ácido bismutoso ácido bismutico
HNO H2NO2 H2N2O4 H2NO3 H2N2O6 HPO2 HPO3 H2P2O5 H2As2O4 H2As2O6 HSbO2 HSbO3 HBiO2 HBiO3
Grupo VI Nombre
Reacción
acido hiposulfuroso acido sulfuroso ácido sulfúrico ácido hiposelenioso
SO + H2O SO2 + H2O SO3 + H2O SeO + H2O SeO2 + H2O SeO3 + H2O TeO + H2O TeO2 + H2O TeO3 + H2O PoO + H2O PoO2 + H2O
ácido selenioso ácido selénico ácido hipoteluroso ácido teluroso ácido telúrico ácido polonoso ácido polonico
44
H2SO2 H2SO3 H2SO4 H2SeO2 H2SeO3 H2SeO4 H2SeO4 H2TeO2 H2TeO3 H2PoO2 H2PoO3
Grupo VII Nombre Acido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico Acido bromoso Ácido bromico Ácido hipoyodoso Ácido yodoso Ácido yodico Ácido hipoastraoso Acido astroso Ácido astaico Ácido perastaico
Reacción Cl2+1O-2 + H2O HClO Cl2 O3 + H2O HClO2 Cl2 O5 + H2O HClO3 Cl2 O7 + H2O HClO4 Br2O + H2O HBrO Br2O5 + H2O HBrO3 I2O + H2O HIrO I2O5 + H2O HIrO3 I2O7 + H2O HIrO4 At2O+ H2O HAtO At2O+ H2O HAtO2 At2O+ H2O HAtO3 At2O+ H2O HAtO4
FUNCIÓN SAL Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base, en esta reacción se forma simultáneamente agua. Las sales de dividen en haluros y oxisales, a su vez, cada una de ellas se clasifican en neutras y acida. SALES NEUTRAS .Resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los ácidos por metales. SALES ACIDAS. Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de los ácidos por metales. Su fórmula es metal, hidrogeno, no metal y oxígeno NOMENCLATURA. Se nombra como sal neutra intercalando la palabra acido, diácido, tríacido según el número de hidrogeno presentes en la sal. EJEMPLO: NaHSO4 sulfato acido de sodio KHS sulfuro acido de potasio Nombre
compuesto
Bromato de litio Cloruro de sodio
Br2O5 NaCl
45
Bicarbonato de sodio Cloruro básico ferroso Sulfato de Cobre II Sulfuro de Hierro Sulfuro Cobáltico Yoduro Áurico Nitrato de Cesio Hipoyodito de Sodio Sulfato Cúprico Nitrato Hidroxilo de Cobalto Nitrato Hidrácido de Bismuto Nitrato Hidroxilo de Platino
NaCO3H FeClOH CuSO4 FeS Co2S3 I3Au CsNO3 NaIO CuSO4 Co(OH)NO3 Bi(OH)2NO3 Pt(OH)NO3
Ver Página: http://www.lamanzanadenewton.com/materiales/aplicaciones/lfq/lfq_menu3 .html
46
ACTIVIDAD # 5 Pon a prueba tus conocimientos
1. La fórmula del perclorato de amonio es: NH4ClO4? A. Verdadero B. falso 2. ¿Cuál es la fórmula del permanganato de potasio? A. KMnO4 B. KMnO2 C. KMnO3 D. K2MnO3 3. La fórmula del sulfuro de plata es: A. Pt2S B. Ag2S C. PtS D. AgS 4. ¿La fórmula del hidróxido de plata es: Ag (OH) A. Verdadero B. Falso 5. Cuál es la fórmula química del hidróxido de antimonio (III)? A. An3OH B. An(OH)3 C. An(OH)2 D. Sb(OH)3
47
UNIDAD
6
REACCIONES QUÍMICAS OBJETIVOS: I
Identificar los tipos de reacciones químicas inorgánicas que existen. Leer y escribir correctamente las ecuaciones químicas.
48
U
na reacción química consiste en el cambio de una o más sustancias en otras. Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la
transformación. En una ecuación química que describe una reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos, se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha, se escriben los productos, igualmente simbolizados. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas. Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima de la flecha.
Ecuación Química: representa la transformación de sustancias. Reactante(s)
Producto(s)
LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Estas leyes se dividen en volumétricas y ponderales. LAS LEYES VOLUMTRICAS son aquellas en las que se establecen relaciones entre reactantes y productos. LAS LEYES
PONDERALES son aquellas en las que se establecen
relaciones de peso entre reactantes y productos. LEY DE LAVOISIER O LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA (1.789)
49
“En una reacción química, la masa ni se crea ni se destruye, es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masa de los productos de reacción.” LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES “Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, lo hacen en una proporción de masas constante.” LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (1.803) “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”. LEY DE RITCHER O LEY DE LOS EQUIVALENTES O LEY DE LOS PESOS DE COMBINACION (1.792) “Cuando dos elementos se combinan entre sí, lo hacen siempre en cantidades proporcionales a sus equivalentes o pesos de combinación.” PESO EQUIVALENTE = MASA ATOMICA VALENCIA
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cinco grandes grupos. REACCIONES DE SÍNTESIS O COMPOSICIÓN En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.
50
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir
de
un
solo
reactante,
usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SENCILLA Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto.
51
REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O INTERCAMBIO Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Estas
reacciones
son
de
doble
desplazamiento
o
intercambio. Su
particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. REACCIONES DE COMBUSTIÓN Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía.
52
REGLAS DE NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. Todos los elementos en estado natural no combinados tienen un número de oxidación igual a 0, ejemplo: Cu, Al, C. 2. Todos los elementos del grupo IA (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) en sus
compuestos
tienen
número
de
oxidación
1+,
ejemplo: H21+O, K21+SO4, NA1+OH. 3.
Todos los elementos del grupo IIA(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) tienen
en
sus
compuestos
número
de
oxidación
2+,
ejemplo: Ca2+CO3, Sr2+O. 4. . El hidrogeno en sus compuestos tiene número de oxidación 1+ excepto en los hidruros cuyo número de oxidación es 1ejemplo: NaH1-, CaH21-, AlH315.
El oxígeno es sus compuestos tiene número de oxidación 2 excepto en los peróxidos, cuyo número de oxidación es 1ejemplo: Na2O21-
53
6.
Todos los elementos del grupo VIIA se les conoce como halógenos (F, Cl, Br, I, At) en sus compuestos binarios tienen número de oxidación 1- ejemplos: CaBr21-, FeI31-
7. El azufre como sulfato, tiene número de oxidación 2- , ejemplo: Na2S2-, CaS28. Todos los radicales conservan sus números de oxidación en las reacciones químicas, ejemplo: H2 S6+O42- Radical 9. La suma de las cargas de los números de oxidación siempre deberá ser igual a 0, ejemplo: H2S6+O42- = (2+) (6+) (8- )=0
54
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS. Como en las matemáticas, una ecuación química representa una igualdad; por lo que, el número de átomos del lado de los reactivos debe ser igual al número de átomos del lado de los productos. Como los átomos tienen masa, entonces la masa total de las sustancias reactivas es igual a la masa total de los productos. Cuando en la ecuación se cumple esta condición, se cumple también la Ley de la Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier:
La masa no se crea ni se destruye, solo se transforma”
El cumplimiento de la Ley de Lavoisier implica el balanceo de la ecuación:
Balancear una ecuación es buscar la igualdad entre los átomos de ambos miembros de la ecuación mediante el empleo de coeficientes numéricos.
55
E
xisten varios métodos para balancear ecuaciones químicas, como el algebraico, el de óxido–reducción, ión–electrón y el método por tanteo.
El balanceo por tanteo, también llamado de inspección o de prueba y error se utiliza para balancear ecuaciones químicas sencillas. BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE TANTEO. En este método no se requiere hacer ningún cálculo matemático, prácticamente es un conteo de los átomos de cada elemento en uno y otro lado de la ecuación. BALANCEO DE ECUACIONES REDOX Para balancear ecuaciones de óxido reducción El primer paso es determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos involucrados en la reacción. El segundo es determinar qué elementos se oxidan y cuales se reducen y cuantos electrones cedieron o ganaron por molécula. El tercer paso es igualar los electrones ganados y cedidos. El cuarto es balancear por tanteo la ecuación en el siguiente orden: a. b. c. d.
Elementos que varían en sus números de oxidación Metales No metales Hidrogeno y oxigeno
Ejemplos 1. 5H+1N+3O-22 + 2K+1Mn+7O-24 + 3H+12S+6O-24 -> 2Mn+2S+6O-24 + 5H+1N+5O-23 + K+12S+6O-24 + H+12O-2 N=5=5 K=2=2
56
S=3=3 H=5=5 O = 30 = 30
K+1Mn+7O-24 + 5H+1Cl-1 -> Mn+1Cl-12 + K+1Cl-1 + Cl2 + H+12O-2
2K+1Mn+7O-24 + 16H+1Br-1 -> 2Mn+2BrZ+1 + 2H+12O-2 + 8Br+1Z-1
12
P
2
K
2
Mn
2 2
16
Br
16
16
H
16
8
0
8
3Cu0 + 8H+1N+5O-23 -> 3Cu+2 (N+5O-23)2 + 2N+2O-2 + 4H+12O-2 Cu = 3 = 3 N=8=8 O = 24 = 24 H=8=8 2H+1N+5O-23 + 1H+12S-2 -> 2N+4O-22 + 2H+12O-2 + S0 H=4=4 N=2=2 O = 16 = 16
57
ACTIVIDAD # 6 A recordar 1. En una reacción química, las sustancias iniciales que se van a transformar reciben el nombre A. Reactivos B. Producto C. Reacción D. anión 2. La suma de las masas de los reactantes o de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos?, esta ley se le conoce como: A. . conservación de la materia B. conservación de la energía C. del octeto D. de la termodinámica 3. Identificar a qué tipo de reacción química pertenecen las siguientes fórmulas generales. A. C
A + B _____________________
B. AB + CD C. A + B D. A + BC
AD + CB _____________________ C _____________________ AC + B
4. Realiza las siguientes reacciones 1. 2. 3. 4. 5.
58
UNIDAD
7
GASES OBJETIVOS: Describir el origen de las leyes fenomenológicas que dieron lugar a la formulación de la ecuación de estado de los gases ideales. ESTÁNDAR: Comparo los modelos que explican comportamiento de gases ideales y reales.
59
el
El gas es uno de los estados de la materia en el que las moléculas no obtienen forma propia, sino que se adaptan al lugar en el que se encuentran; los gases presentan alta energía cinética, es decir, que sus moléculas se mueven con alta fuerza y velocidad.
CARACTERISTICAS DE LOS GASES Comprensión: Tomando como referencia el tamaño de las partículas de un gas, existe una gran distancia de espacio vació entre ellas, lo que hace posible
su comprensión o compresibilidad, es decir, la reducción
o
disminución de los espacios vacíos entre sus moléculas; lo cual se logra aumentando la presión y/o disminuyendo la temperatura. Expansión: Cuando se calienta una muestra de gas, aumenta la velocidad promedio de sus partículas, las cuales se mueven en un espacio mayor, dando como resultado que todo el gas aumenta su volumen se han expandido. Difusión: Cuando dos gases entran en contacto, se mezclan hasta quedar uniformemente
repartidas las partículas
de uno en otro, esto es
posible por el gran espacio existente entre sus partículas y por el continuo movimiento de estas.
60
VARIABLES QUE AFECTAN AL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
Presión: Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases la presión es uniforme en todas las partes del recipiente que lo contiene.
Temperatura: Es una medida de intensidad de calor. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética de las moléculas del gas; y a su vez se expresa en grados kelvin.
Volumen: Es el espacio ocupado por un cuerpo, el volumen ocupado por un gas puede cambiar con poca dificultad ya que existen entre ellos espacios intermoleculares.
LEY DE LOS GASES IDEALES PV= nRT Donde: P es la presión V es el volumen del gas n es el número de moles R es la constante universal de los gases T es la temperatura
61
LEY DE GAY-LUSSAC: En un gas a volumen constante la presión es directamente proporcional a la temperatura, es decir, a mayor presión mayor temperatura y viceversa.
LEY DE CHARLES A presión constante, el volumen que ocupa un gas es directamente proporcional a la temperatura.
LEY DE BOYLE: A temperatura constante, el volumen de un gas varia en forma inversamente proporcional a la presión a la que se someta.
LEY DE DALTON: La presión total de una mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen los gases de forma independiente. ECUACIÓN DE ESTADO: Esta establece la relación existente entre el volumen, la presión, la temperatura, y una cantidad específica en moles de un gas.
62
ACTIVIDAD # 7
Realiza el siguiente taller 1. En un recipiente de 1 L, a 2 atm de presión y 300 K de temperatura, hay 2,6 g de un gas. ¿Cuál es la masa molecular del gas?
2. La ley de Boyle establece que la presión y el volumen de un sistema gaseoso son inversamente proporcionales. Según esto, si aumentamos el volumen de un gas al doble, ¿qué le ocurre a la presión del mismo?
3. En el envase de cualquier aerosol podemos leer que no debemos arrojarlo al fuego ni aún vacío. ¿Por qué el fabricante está obligado a hacer esa advertencia? ¿En qué ley de los gases te basarías para explicar la advertencia? 4. Se introducen 3,5 g de nitrógeno,
en un recipiente de 1,5 L. Si la
temperatura del sistema es de 22 ºC, ¿cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta los 45 ºC, ¿cuál será la nueva presión si el volumen no varía? 5. ¿Qué presión hay que aplicar a 2,0 L de un gas que se encuentra a una presión
de
1,0
atm
para
comprimirlo
63
hasta
que
ocupe
0,80
L?
64
UNIDAD
8
SOLUCIONES OBJETIVOS: Clasificar las soluciones de acuerdo al estado del soluto y del disolvente. Analizar y describir las principales características de las mismas. ESTÁNDAR: Establezco relaciones cuantitativas componentes de una solución.
65
entre los
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características significa
que
individuales. los
Esto
constituyentes
último son
indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES (O DISOLUCIONES): I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. SOLUTO es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono
se utiliza como
gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
66
SOLVENTE: es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. DEPENDIENDO DE SU CONCENTRACIÓN, LAS DISOLUCIONES SE CLASIFICAN EN: diluidas concentradas saturadas sobresaturadas. Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse. Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
67
Ejemplo: Se disuelven 4 gr de cloruro de sodio (NaCl) en 10 gr de etanol ¿cuál es el porcentaje masa a masa?
Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
Ejemplo Hallar el %v/v para una solución que contiene 70cc de glucosa en 500ccde solución:
Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
Ejemplo Se disuelven 50 gr de sales de rehidratación oral en 450 gr de agua y se obtiene medio litro de una solución ¿cuál es la concentración de la solución en P/V?
68
UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.
Molalidad: En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en Kg.) que utilizamos.
Ejemplos: Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?
69
Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl) Averiguar cuรกntos moles de soluto tenemos:
Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto: Fracciรณn molar del solvente = Xsolvente
Fracciรณn Fracciรณn
molar del molar
solvente del
Fracciรณn molar del soluto= 0,00023 Pero sabemos que:
Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1
70
(agua) soluto=
=
0,99977 Xsoluto
ACTIVIDAD # 8
1) Deseamos preparar 0.15 L de disolución de CuSO4 al 0.24 M ¿Cuántos gramos de CuSO4 necesitamos? 2) Una disolución de alcohol etílico C2H5OH; en agua es de 1.54 M . ¿Cuántos gramos de alcohol etílico estarán disueltos en 245 mL de solución? 3) Se forma una solución de 50 mL de volumen, disolviendo 6.25 g de la sal CuSO4 x 5H2O en suficiente cantidad de agua, calcular la molaridad de la solución. 4) ¿Cuántos gramos de H2SO4 se halla disuelto en 250 mL de una solución 2M de éste? 5) ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 20.0 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 125 mL de solución?
71
UNIDAD
9
ESTEQUIOMETRÍA OBJETIVOS:
Determinar teórica y cuantitativamente los reactivos
necesarios
y
la
cantidad
de
productos obtenidos, como así también el rendimiento de la reacción y la pureza de sus componentes.
72
La estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría. AJUSTAR O BALANCEAR UNA REACCIÓN Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción cada especie involucrada (se puede considerar como el número moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad materia que se consume o se transforma).
un de de de
Por ejemplo: En la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
73
ACTIVIDAD # 9
Comprueba que las siguientes reacciones químicas están ajustadas a) C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O b) 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 c) 2KOH + H2SO4→ K2SO4 + 2H2O d) 2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2
Tenemos la reacción: Ca + HCl → CaCl2 + H2 a) Ajústala b) ¿Qué masa de HCl se precisará para reaccionar con 20 g de Ca ? c) qué masa de CaCl2 se formará Datos Masas atómicas Cl = 35,5; Ca= 40 ; H = 1
74
BIBLIOGRAFĂ?AS http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm http://industriaquimicavallejo.blogspot.com/p/quimica-iv.html http://prepaunivas.edu.mx/v1/images/pdf/libros/quimica_I.pdf http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema3/index3.htm http://www.ecured.cu/index.php/Elementos_representativos http://itcindustrial.blogspot.mx/ http://cienciasdejoseleg.blogspot.com/2011/03/modelos-atomicosestructura-e-isotopos.html http://iquimicas.com/curso-online-de-quimica-general-gratis-configuracionelectronica-leccion-de-quimica-n-7/ http://www.elergonomista.com/quimica/qui01.html http://www.eis.uva.es/~qgintro/nomen/nomen.html http://www.creartest.com/hacertests-48533-Quimica_inorganica_basica.php http://es.slideshare.net/jorgemms/gases-37299996 http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html http://profesor10demates.blogspot.com/2013/08/reacciones-quimicasestequiometria.html http://www.rmm.cl/index_sub.php?id_contenido=16239&id_seccion=6497&id_ portal=796 http://quimicaiearmnjom.webnode.es/undecimo-2012/ejercicios-sobresoluciones-/
75
Instruye al niĂąo en su camino y aun cuando fuere viejo no se apartara de ĂŠl. Proverbios 22:6
76