Prueba de folleto de Quimica de Maria Fernanda Sanchez by Victorhdez

QUIMICA INORGÀNICA

Equipo: Rafael Rubio Ramírez María Fernanda Sánchez Vidal Stephany Correa Narváez

1 5.2Principales clases de compuestos inorgĂĄnicos.

Proceso: 1. Se escriben las valencias de los elementos Pb4+O2 2. Si son de valores iguales se eliminan Pb2+O2

PbO

3. Si son valores desiguales se queda asĂ Re3+O2

Re2O3

4. Si son valencias pares se simplifica Pb4+O2

PbO2

Nomenclatura inorgánica: Hay tres tipos:  Sistema de Ginebra:  1era Regla; de Valencia fija:  Escribir el nombre del grupo funcional con el que se trabaja.  Se escribe “de” despues del nombre del grupo funcional.  Se escribe el nombre del elemento Ejemplo: CaO

Oxido de Calcio

 2da Regla; Elemento de 2 valencia:  Escribir el nombre del grupo funcional con el que se trabaja.  Se escribe la raiz del elemento  Se escriben las terminaciones según la valencia, si es la menor la terminacion es oso; si es la mayor la terminacion es ico Ejemplo: PdO

Oxido Paladoso

PdO2

Oxido Paladico

 3era Regla de 3 o más valencias  Escribe el nombre del gpo funcional  Tabla: Valencias

Prefijos

1,2 3,4 5,6 7,+

Hipo Per

Raíz del elemento “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “” “”

Terminaciones Oso Oso Ico Ico

Nomenclatura Stock:  Escribir el nombre del gpo funcional  Escribir el nombre del elemento  Escribir Valencia con la que trabaja el elemento en números romanos Ejemplo: NaO Oxido de Sodio (II)

 Nomenclatura de prefijos griegos (SOLO APLICA A OXIDOS Y ANHIDRIDOS)  Tabla: Prefijos

Núm. de valencia con la que acaba el Oxigeno 1 2 3 4 5 6 7

Mono Di Tri Tetra Penta Hexa Hepta

CO2

Dióxido de carbono

Monóxido de carbono

Óxidos Cuando se suman un metal y un oxigeno: M+O

Ejemplos: Na2+O2

NaO Oxido de sodio

Anhídridos Cuando se unen un No metal y un Oxigeno: NM+O

NMO

Ejemplos: Se2+O2

SeO Anhídrido Selenioso

Hidróxidos Cuando se suma un metal más un hidroxilo (OH-1): M+ OH

MOH

Ejemplo: Mg2 + OH-1

Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio

Hidruros M+H

Ejemplo: Al3 + H1

AlH3 Hidruro de Aluminio

Ácidos: Hidrácidos: Cuando sumas un hidrogeno a un halógeno: H + Halógenos

H(Halógeno)

Ejemplo: H+I

HI Acido Yodhídrico

Oxiacidos: Cuando sumas un Anhídrido con Agua: NMO + H20

H2NMO3

Ejemplo: CO2 + H20

H2CO3 Acido Carbónico

Sales: Sales Haloideas: Cuando se suman un Hidrácido con un Hidróxido: H(Halógeno) + MOH

M(HALOGENO) + H2O

Ejemplo: HCl + NaOH

NaCl + H2O Cloruro de Sodio

Sales Acidas: Cuando se suman un metal con Radical Acido M + Radical Acido Ejemplo:

M(Radical Acido)

6 Cu2 + (HAsO4)2

CuHAsO4 Arseniato de ﾃ…ido Cﾃｺprico

Oxi-Sales: Cuando suman un metal con un Radical Oxigenado M + (Radical Oxigenada)

M(Radical Oxigenado)

Ejemplo: Fe2 + ClO1

Fe(ClO)2 Hipoclorito Ferroso

Unidad 6 6.1 Reacciones Qu铆micas Terminolog铆a de ecuaciones

= Produce = Reacciona, mas, agrega = Produce Reacci贸n Reversible = Se descompone y produce al aplicarle calor (s) = Solido (g) = Gaseoso

(l) = Liquido (ac)= Soluci贸n acuosa = Gas que se libera (se escribe a la derecha) = Precipita (se escribe a la derecha)

CH4 + 2O2 Reactivos

CO2 + 2H2O Productos

Principales tipos de Reacciones

Síntesis o adición Unión de 2 o más compuestos sencillos para formar un único compuesto. Ejemplo: Fe + S 2H2 + O2

FeS 2H2O

Descomposición Es una reacción inversa a la de síntesis o adición CaCO3 2H2O

CaO + CO2 2H2 + O2

Sustitución simple Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o reemplazan a otros átomos diferentes que forman unidades fórmula de un compuesto. Fe + CuSO4 Fe + 2HCl

FeSO4 + Cu FeCl2 + H2

Sustitución doble Esta clase de reacciones ocurre entre 2 compuestos con intercambio de elementos para formar 2 nuevos compuestos. AgNO3 + NaCl

NaNO3 + AgCl

Entalpia Proceso: Ecuación correcta Balanceado Resultados (-) Exotérmica (+) Endotérmica Formula ΔHr = ΣΔH (productos) - ΣΔH (reactivos) Ejemplo: Ca(OH)2(S) + 2HCl(g)

CaCl2(S) + 2H2O(l)

Ca(OH)2(S) = - 235.8 HCl(g)

= - 22.06 X 2= -44.12 Kcal

(-44.12) + (-235.8) = -279.92 Kcal

CaCl2(S) = - 190 H2O(l) = - 68.32 X 2= - 136.64 Kcal (-136.64) + (-190) = -326.64 Kcal

(-279.92) – (-326.64) = - 46.72 Kcal Exotérmica

Entropía Proceso Ecuación correcta Balanceado Resultados (-) Reversible (+) Irreversible Formula ΔHr = ΣΔH (productos) - ΣΔH (reactivos) Ejemplos 4HCl(g) + O2(g)

2H2O(l) + 2Cl2(g)

4HCl(g)= 178.48 cal/mol K O2= 49 cal/mol K 178.48 + 49 = 277.48 cal/mol K

2H2O(l)= 33.44 cal/mol K 2Cl2(g)= 106.58 cal/mol K 33.44 + 106.58= 140.02 cal/mol K

277.48 – 140.02= 87.46 cal/mol K Irreversible

6.2 Balanceo de ecuaciones Método de Tanteo Ejemplo Zn + HCl

H2 + ZnCl2

1_Zn_1 1_H_2 1_Cl_2 Después de balancear Zn + 2HCl 1_Zn_1 2_H_2 2_Cl_2

H2 + ZnCl2

Método Redox Cuando un elemento se combina con el oxígeno se dice que se oxida. Oxidación  Cuando pierde electrones  Cuando su número de oxidación aumenta 4 Reducción  Cuando gana electrones  Cuando su número de oxidación disminuye Asignación del número de oxidación    

Cuando no se combina con otro elemento su núm. de oxidación El número de oxidación del hidrogeno es 1 El número de oxidación del oxígeno es -2 El de los halógenos es -1

Al elemento que se reduce se le llama oxidante; al que se oxida agente reductor.

Oxidación -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Reducción Ejemplo: +1+5 -2 +1+3 -2 HBr/O3 + HN/O2

+1+5 -2

+1 -2

HN/O3 + Br + H2/O

13 HBr/O3

+1+3 -2

+1+5 -2

HN/O2

HN/O3

Ahora checamos la tabla y notamos que el Br (Bromo) pasó de +5 a 0 esto quiere decir según a tabla que el bromo se redujo -5 y que el nitrógeno pasó de +3 a +5 esto quiere decir que el nitrógeno se oxido +2, entonces se hace lo siguiente:

-5e + HBrO3

2e + HNO2

HNO3

Y se intercambian los electrones

(-5e + HBrO3

Br)2

(2e + HNO2

HNO3)5

Entonces el resultado es este:

-10e + 2HBrO3

2Br

10e + 5HNO2

5HNO3

Luego se restan los electrones y queda:

2HBr/O3 5HN/O2

2Br 5HN/O3

Se escribe la ecuación resultante: 2HBrO3 + 5HNO2

5HNO3 + 2Br + H2O

Comprobamos 2_Br_2 7_H_7 16_O_16 5_N_5

14 Todo está balanceado.

Método Algebraico Proceso: 1. Escribir la ecuación correctamente 2. Asignar a cada compuesto de la formula una literal 3. Establecer ecuaciones algebraicas en relación al número de átomos de cada elemento en la reacción, la flecha se cambia por el signo. 4. Asigne un valor arbitrario de 2 a la literal que más se repita y resolver. 5. Cada valor de la literal debe asignarse como coeficiente de cada formula de la ecuación para ajustar la cantidad de átomos. 6. Cuando todos los valores son números propios para reducir se saca la mitad. 7. Cuando existen fracciones de números se deben convertir a enteros multiplicando todos los valores con su mínimo valor múltiplo.

Ejemplo:

1. HCl + Al(OH)3

AlCl3 + H2O

2. HCl + Al(OH)3

AlCl3 + H2O

Literales: a

3. H: a + 3b= 2d

Cl: a= 3c Al: b= c O: 3b= d

4. b= 2 H: a + 3(2)= 2d

Cl: a= 3c Al: 2= c O: 3(2)= d

15 H: a + 6= 2d Cl: a= 3c Al: 2= c O: 6= d Entonces en aluminio si b=c y b es 2 entonces tenemos que c es igual a 2; y si 3b= d, entonces d es igual a 6. Entonces se resuelve completo a: 6 b: 2 c: 2 d: 6 5. 6HCl + 2Al(OH)3

2AlCl3 + 6H2O

6. Se saca mitad 3HCl + Al(OH)3

AlCl3 + 3H2O

Unidad 7 7.1 Estequiometria La estequiometria se encarga de estudiar la relación entre cantidades de sustancia tomando en cuenta la masa de acuerdo con: Leyes Ponderales El Volumen Leyes Ponderales: Ley de la Conservación de la Masa Ley de las Proporciones Definidas Ley de las Proporciones Múltiples o de Dalton Ley de las Proporciones Reciprocas

Volumétricas: Ley de los Volúmenes de Combinación Ley de Avogadro

Volumen Mol-Gramo Ejemplo: 1.-¿Cuántos gramos de una molécula de oxigeno habrá en 10L de este gas en condiciones de temperatura y presión normal? Procedimiento: 1.- MM de O2: expresado en gramos. 16* 2= 32gr 2.- Relación Estequiometria: X=(MM)(Volumen Sustituible) VMG 3.- VMG= la constante= 22.4L Sustitución: X=(32gr)(10L) 22.4L

R=14.28gr

2.-¿Qué volumen ocupan 56gr de una molécula de nitrógeno medidos a temperatura y presión normal?

Procedimiento: 1.- MM de N2: 28g

2.- Relación Estequiometria: X=

(W sust.)(V.M.G) MM

3.- VMG= la constante= 22.4L Sustitución: X=(56gr)(22.4L) 28L

R=44.8L

Composici贸n porcentual Para calcular el porcentaje se hace lo siguiente: 1. H2O =

H: 1 X 2= 2uma O: 16 X 1= 16uma 18uma

18uma ------------ 100% (tomamos el 18 como 100%) 2uma ---------------

R= 11.11

FORMULA REAL

1.- Conocer la composición porcentual 2.-Dividir el porcentaje de cada elemento entre el paso atómico. 3.-Los valores encontrados se dividen entre el menor de ellos. 4.- Los números que expresan la relación anterior son los que aparecerán como subíndices en la formula, si son decimales se redondean y esa será nuestra formula empírica. 5.- Obtener la masa molar de la formula empírica. 6.- Para encontrar la fórmula real, se divide la masa molar que da el problema entre la masa molar de la formula empírica. 7.- El valor obtenido del paso anterior se multiplica por la formula empírica y esa será la formula real o molecular.

EJEMPLO: 1.- Encontrar la f贸rmula real de un compuesto cuyo an谩lisis porcentual es nitr贸geno 30.43%, oxigeno 69.57%, y su peso molecular es 92.

N: 30.43% /14 =2.17 /2.17=1 O: 69.57% /16= 4.34 / 2.17= 2 4.- F.E. N1O2 5.-M.M de N1O2

N: 1*14=14 O:2*16= 32 46

22 6.- 92 46 R=2 7.- F.R. (N1O2)(2) = F.R.=N2O4

RELACIONES PONDERALES:    

MOL-MOL MOL-MASA MASA-MOL MASA-MASA

RELACIONES VOLUMETRICAS: VOLUMEN-MASA MASA-VOLUMEN VOLUMEN-VOLUMEN

MOL-MOL Ejemplo: Calcular la cantidad en moles que se obtienen de hidróxido de sodio, cuando reacciona 0.45 mol de hidróxido de calcio en la ecuación carbonato de sodio más hidróxido de calcio producen hidróxido de sodio más carbonato de calcio. 1.-Hacer la Ecuación: Na2 CO3 + Ca(OH)2

NaOH + CaCO3

Balancear la Ecuación: Na2Co3 + Ca(OH)2

2NaOH + CaCo3

25 2.- Mol a Obtener: NaOH=2mol Mol a Reaccionar: Ca(OH)2= 1mol (los moles dependen del coeficiente de la ecuación balanceada, y si no tiene se le pone 1.) 3.- Relación Estequiometrica X=(W sust.)(Mol Obtener) Mol Reacciona

4.- Ssutituciòn: X=(0.45mol)(2 mol) 1mol

R=0.9 mol de NaOH

MOL-MASA EJEMPLO: 1.-¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio se obtienen cuando reacciona con 3.2 moles de amoniaco con suficiente magnesio en la ecuación. 1.- NH3 + Mg

Mg3 N2 + H2

Balanceada: 2NH3 + Mg 2.-Obtener: Mg3N2

Mg3 N2 + 3H2

26 Mg= 3*24=72 N=2*14=28 100gr 3.-Reacciona:NH3 NH3=2mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada) 4.- Relación Estequiometrica X=(W sust.)(MM.Obtener) Mol Reacciona X=(3.2mol)(100gr) 2mol

R= 160gr de Mg3N2

MASA-MOL EJEMPLO: 1.-¿Cuántos moles de HCl se necesitan para obtener 10gr de cloruro hipomanganoso en la ecuación? 1.- HCl + MnO2

MnCl2 + Cl2+ H2O

Balanceada: 4HCl + MnO2 2.-Obtener: MnCl2 Mn= 1*55=55

MnCl2 + Cl2+ 2H2O

27 Cl2= 2*35=70 MM=125gr 3.-Reacciona:HCl HCl=4mol (se toma el 2 del coeficiente de la ecuación balanceada) 4.- Relación Estequiometrica X=(W sust.)(Reacciona) Obtiene X=

(10gr)(4mol) 125gr

R= 0.32 mol de MnCl2

MASA-MASA EJEMPLO: 1.-Se requiere alcanzar 50gr de ácido sulfúrico ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se deben formar en la ecuación: Acido Sulfúrico mas hidróxido de sodio más sulfato de sodio más agua.

1.- H2SO4 +NaOH

Na2SO4 +H2O

Balanceada: H2SO4 + 2NaOH

Na2SO4 +2H2O

28 2.- MM Obtener NaOH: Na:1*23=23 O:1*16=16 H:1*1=1 40gr *2 =80gr

3.-Reacciona: H2SO4 H: 2*1=2 S: 1*32=32 O: 4*16=64

98gr

4.-RelaciĂ˛n Estequiometrica X=(W sust.)(Obtiene) Reacciona X=

(50gr)(80gr) 98gr

R= 40.81 gr de NaOH

 MASA-VOLUMEN EJEMPLO: 1.-¿Cuántos litros de bióxido de carbono se obtienen cuando se descompone 20gr de carbonato de calcio en la ecuación carbonato de calcio se descompone y produce oxido de calcio más bióxido de carbono? Ecuación: 1.- CaCO3

CaO + CO2

Ecuación Balanceada: 2.-CaCO3

CaO + CO2

3.- MM Reacciona: CaCO3

31 Ca:40*1=40 C: 12*1=12 O: 16*3=48 100gr 3.-Obtener = Usaremos la constante. CO2 = 22.4L 4.- Relación Estequiometrica: X=(W sust.)(Obtener)=VG Reacciona X=

(20gr)(22.4L) 100gr

R=4.48L de bióxido de carbono

 VOLUMEN-MASA EJEMPLO: 1.-¿Cuántos gramos de clorato de potasio se necesitan para obtener 10L de oxígeno en la ecuación: Clorato de potasio se descompone y produce cloruro de potasio más una molécula de oxigeno ? Ecuación: 1.- KClO3

KCl + O2

Ecuación Balanceada: 2.- 2KCl3

2KCl + 3O2

3.- MM Reacciona: KClO3

32 K: 39*1=39 Cl: 35*1=35 O: 16*3=48 122gr *2 (porque tiene coeficiente 2) 3.-Obtener = Usaremos la constante. O2 = 22.4L*3 (Porque tiene coeficiente 3) = 67.2L 4.- Relación Estequiometrica: X=(W sust.)(Reacciona) Obtiene X=

(10L)(244gr) 67.2L

R=36.30 gr de Clorato de Potasio

 Volumen-Volumen EJEMPLO: 1.- Encontrar el volumen en litro de una molécula de oxigeno que reacciona para obtener 50L de óxido de azufre en condiciones de temperatura y presión normal en la ecuación: Bisulfuro de Carbono más una molécula de oxigeno más oxido de carbono más anhídrido sulfuroso.(val.4) Ecuación: 1.- Cs2 +O2

CO2+ SO2

Ecuación Balanceada: 2.- Cs2 + 3O2

CO2+ 2SO2

3.- Reacciona: O2 Usaremos la constante: 22.4L *3 (tenemos coeficiente 3) =67.2L

4.-Obtener = Usaremos la constante. O2 = 22.4L*2 (Porque tiene coeficiente 2) = 44.8L 4.- Relaci贸n Estequiometrica: X=(Vol. sust.)(Reacciona) Obtiene X=

(50L)(67.2L) 44.8L

R=36.30 gr de Clorato de Potasio

R= 7.5L de O2