1_PRUEBA_GUIACATEDRA_QUI_123_1_sem_2011

Prof:Adriana Toro R

Fundamentos de Química General

1

QUIMICA GENERAL GUIA DE CATEDRA QUI- 123 1° PRUEBA DE CATEDRA.

Prof.

Adriana Toro Rosales. 1° Sem. 2011

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QUÍMICA Es una ciencia que estudia la materia :  Su naturaleza  Sus propiedades  Los cambios que en ella se producen MATERIA : Es todo aquello que nos rodea, que posee masa y que ocupa volumen.

PROPIEDADES, CAMBIOS Y CLASIFICACION DE LA MATERIA PROPIEDADES DE LA MATERIA

1.

PROPIEDADES FÍSICAS : Son aquellas propiedades que presenta la materia y que al ser observadas NO CAMBIAN SU COMPOSICIÓN química .

Ej. color , olor ,dureza, constantes físicas ( densidad, pto. de ebullición, de fusión, viscosidad, radio atómico etc.)

2.

PROPIEDADES QUÍMICAS: Son aquellas propiedades que presenta la materia y que al ser observadas CAMBIAN LA COMPOSICIÓN química. (reactividad química que presenta la materia)

Ej. El metano tiene la propiedad química de reaccionar con oxígeno , según la sgte reacción química: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (v) SI LAS PROPIEDADES DEPENDEN O NO DE LA MATERIA SE CLASIFICAN EN :

1.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: DEPENDEN DE LA MATERIA Ej. Volumen, propiedades coligativas, energía

2.

PROPIEDADES INTENSIVAS : NO DEPENDEN DE LA MATERIA Ej. Densidad, pto de ebullición, de fusión etc.

CAMBIOS QUE PRESENTA LA MATERIA: 1.

CAMBIO DE ESTADO : Ocurre sin cambio alguno en la composición química. Ej. Cambios de estado de sólido a líquido, líquido a gaseoso .

Cambios de estado de la materia

Sublimación Fusión

Evaporación Líquido

Sólido Solidificación

Gas Condensación

Deposición

2

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2 .CAMBIO QUÍMICO: Para que ocurra un cambio de este tipo se necesita que: a) b) c) Ejm.

Se Usen Una o Más Sustancias Se Formen Una o Más Sustancias Nuevas Se Absorba o Libere Energía Cuando el Carbono reacciona con el Oxígeno se produce un cambio químico . C (s)

+ O2 (s) → CO2 (s)

reacción que libera energía.

Cuando una sustancia sufre un cambio químico demuestra sus propiedades químicas y por lo general las propiedades físicas se alteran. PERO ATENCIÓN : Un cambio físico puede sugerir un cambio químico, por ej. un cambio de color, el calentamiento o formación de un sólido al mezclar dos soluciones.

Métodos físicos

Método químicos

s

Mezclas: no tienen composición química definida sus componentes no pierden sus propiedades físicas y químicas al mezclarse. Mezcla heterogénea:(se distinguen sus partículas) agregación de sustancias en proporciones variables, separación de componentes por métodos físicos. Mezcla Homogénea: (no se distinguen sus partículas) agregación desustancias en proporciones variables, separación de componentes por métodos físicos. Sustancia: especie homogénea de materia con composición química definida. Compuestos: se pueden descomponer y elaborar por métodos químicos las proporciones de los constituyentes guarda una proporción Constante. Ej CO2 , H2SO4 , NaOH , Elementos: No se pueden descomponer ni elaborar por métodos químicos.Ej. C , O2 , H2 , S8 , Na ,He

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Fundamentos de Química General Resumen MATERIA Sustancias puras

Mezclas

•

Sistema homogéneo de un solo componente

•

•

Composición fija no pueden separarse por medios físicos temperatura constante durante los cambios de estado Ejemplos: agua, hierro, dióxido de carbono

•

• •

•

• •

•

Sistema homogéneo o heterogéneo, formado por dos o más componentes composición variable pueden separarse por métodos físicos temperatura variable durante los cambios de estado Ejemplos: arena, aire (mezcla de gases).

Materia aparece en la naturaleza en forma de Mezclas

Sustancias Puras

Ejercicios de aplicación.

que son

1. Mezclas Indica si los siguientes enunciados corresponden a cambios ó propiedades físicas o químicas de la materia . Heterogéneas Mezclas Homogéneas Tres tipos

a) El dicromato de potasio K2Cr2O7 es una sal de color anaranjado. Compuestos como b) El punto de ebullición del agua (H2O) es 100ºC c) Combustión delMezclas gas metanoMezclas (CH4). ejemplos

Mezcla sólida d) Fusión del hielo. Líquidas Gaseosas Agua ye)Aceite La densidad del oro es 19,3 g/ml. f) Viscosidad del benceno 0,912 cp g) El agua se descompone en gas hidrógeno y oxígeno. como como h) El radio atómico del Pb es 1.75Å como duro. i) Un huevo es hervido hasta quedar j) Quemar un trozo de papel. Agua/etanol Aleaciones

Amoniaco NH3 Agua, H2O

Agua/azúcar

2.

Aire son mezclas y cuáles son sustancias puras: Indicar cuáles de los siguientes sistemas

a) agua salada b) agua y alcohol c) mercurio d) óxido de plata e) bromo líquido f) vino filtrado g) agua con aceite

(N2, O2)

RESPUESTAS A EJERCICIOS: 1.

a), b), e), f), h) Propiedades físicas d) Cambio físico c), g), i), j) Cambio químico

Elementos ejemplos Helio, He Oxígeno, O2 Carbono, C

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mezclas homogéneas = a), b), f) mezclas heterogéneas = g) sustancia pura elemento = c), e) sustancia pura compuesto = d PARTICULAS FUNDAMENTALES El átomo de cada elemento está constituido por:

Partículas subatómicas Protones Neutrones Electrones

Simb. p+ n° e-

Carga Masa relativa relativa (11H ) +1 1 0 1 -1 1 /1875

Ubicación núcleo núcleo exterior

Carga eléctrica, Coulomb +1,60x10-19 0 -1,60x10-19

Masa,g 1,67x10-24 1,67x10-24 9,11x10-28

En donde : NÚMERO ATÓMICO = Z = número de protones del núcleo del átomo , y si es un átomo neutro es igual al número de e- de ese átomo NÚMERO MÁSICO = A = número de protones + número de neutrones del núcleo Número de neutrones = n° = A – Z La masa de un átomo de cada elemento es la suma de las masas de los protones, neutrones y electrones. Pero, debido a que la masa de los electrones es muy pequeña comparada con la masa de los protones y neutrones la masa del átomo se concentra prácticamente toda en la masa del núcleo. La forma correcta de representar a cualquier elemento de la tabla periódica implica indicar tanto Z como A.

A Z

X

ISOTOPOS: Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero distintos números másicos; es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de varios isótopos, los que tienen distinta masa atómica. 6

C

isótopo de Carbono-12 (6 p+ , 6 n° , 6 e-)

6

C

isótopo de Carbono-13 (6 p+ , 7 n° , 6 e-)

6

C

isótopo de Carbono-14 (6 p+ , 8 n° , 6 e-)

13

14

ISÓTOPOS DEL ATOMO DE CARBONO

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6

IÓNES: Son átomos que tienen distinto número de electrones que de protones, siendo, por lo tanto, cargado eléctricamente. Un ión positivo o cargado positivamente tiene menos electrones que protones y se llama catión. Un ión negativo o cargado negativamente tiene más electrones que protones y se llama anión. Ejemplos: 199 80

Hg 2+ significa que esta especie tiene 80 protones, 119 neutrones y 78 electrones, tratándose por lo tanto de

un ión con dos cargas positivas o catión Además se trata del isótopo 199 del mercurio. Su número atómico (Z) es igual a 80 y su número másico (A) es igual a 199. nota : por cada carga positiva que presente el ión se deberá restar un número igual de e- al átomo neutro.

37 17

Cl - significa que esta especie tiene 17 protones, 20 neutrones y 18 electrones, tratándose por lo tanto de un

ión con una carga negativa o anión Además se trata del isótopo 37 del Cloro. Su número atómico (Z) es igual a 17 y su número másico (A) es igual a 37. nota : por cada carga negativa que presente el ión se deberá sumar un número igual de e- al átomo neutro.

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Resumen

Constitución interna de los átomos

Constituidos fundamentalmente por

partículas subat

electrones

ómicas

protones

ubicados en la

neutrones

ubicados en

determinan

núcleo periferia

número atómico determinan

determinan

se representa

número de masa Z=p

Z

Config. electrónica

+

se representa Asigna la identidad del elemento

A=p

A

+

+ nº

Ejercicios: 1. Se han encontrado dos átomos en los cuales el número de protones y su número de masa

son

respectivamente: átomo X ( 6 y 14); átomo Y (7 y 14), ¿Se tratará de isótopos o de iones de un mismo elemento? Sí, no¿Porqué? 2. ¿Cuántos protones, electrones y neutrones se encuentran en los átomos de las siguientes especies? a)

14

N

90

b)

7

Zr

c)

40

19

F-

d)

9

23

Na +

11

3. Un isótopo de un elemento metálico tiene número de masa de 65 y 35 neutrones en el núcleo. El catión derivado del isótopo tiene 28 electrones. Escriba el símbolo de este catión. 4.Indica el número de protones y de electrones en cada uno de los siguientes iones: Iones P+ eZ

Na+

Ca2+

Al3+

Fe2+

I-

F-

S2-

O2-

N3-.

11

12

13

26

53

9

16

8

7

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8

7. En la siguiente tabla se indica el número de electrones, protones y neutrones en los átomos e iones de varios elementos.Indique: a) ¿Cuáles de las especies son neutras? b) ¿Cuáles están cargadas negativamente? e) ¿Cuáles tienen carga positiva? Átomos o lones de elementos Número de electrones Número de protones Número de neutrones Símbolo Nombre

A 5 5 5

B 10 7 7

C 18 19 20

D 28 30 36

E 36 35 46

F 5 5 6

G 9 9 10

RESPUESTAS PARTICULAS FUNDAMENTALES: 14

1 .

14 6

A

7

B

estas especies corresponden a átomos diferentes ya que sus Z son distintos, para

ser isótopos deben poseer igual Z pero distinto número másico. 2.

Como

A z

+

Z=p

X

y solo en un átomo neutro es igual al número de e-

,

A = p+ + n°

Y

n° = A – Z

En un catión por cada carga positiva que tenga el catión se le resta la misma cantidad en electrones que tendría el átomo neutro. Por el contrario por cada carga negativa que tenga un anión se le suman e-. especie 14 N 7 90

Zr

19

-

40

F

9 23

Na +

11

Z

A

p+

n°

e-

7

14

7

7

7

40

90

40

50

40

9

19

9

10

10

11

23

11

12

10

3.

c)

4.

c) se asume que es un átomo neutro luego si tiene 28 e- = 28 p+ = Z

, si tiene 31 n° , entonces A = p+

+ n° = 28 + 31 = 59 r rta. d) 5.

A = 65 n° = 35 esto implica que los p+ y por tanto el Z se pueden obtener de estos dos valores usando las siguientes ecc. A = p+ + n°

luego

p+ = A – n° = 65 – 35 = 30 p+ eso indica que Z = 30

Si el catión posee 28 e- entonces la carga del catión se obtiene al restar estos 28 e- de los p+ totales : 30p+ - 28 e- = 2p+ luego la carga de ión es 2+. Para un Z = 30 la especie química es el Zinc : 65 30

Zn 2+

6. Iones P+ e-

Na+ 11 10

Ca2+ 12 10

Al3+ 13 10

Fe2+ 26 24

I53 54

F9 10

S216 18

O28 10

N3-. 7 10

Prof:Adriana Toro R Z

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13

26

53

9

16

8

9

7

7. Átomos o lones de elementos Número de electrones Número de protones = Z Número de neutrones Símbolo

A 5 5 5 5

14

5 B Boro-5

Nombre

B 10 7 7

C 18 19 20

D 28 30 36

39 3-

7 N nitruro

66 +

19 K Potasio+1 Catión potasio

E 36 35 46 81

2+

30 Zn Zinc +2

F 5 5 6 6

-

35 Br bromuro

5 B Boro-6

G 9 9 10 19 9

F Fluor

Debes recordar que p+ = Z luego con esto lo ubicas en la T.P y sabes el símbolo, luego fijandote en el número de esabes si es el átomo neutro, recuerda que en estos átomos neutros

p+ = e- y puedes indicar su nombre. En este

ejercicio los átomos A, F y G son neutros y además A y F son isótopos por eso se indica su símbolo seguido del número de neutrones. Los otros corresponden a iones .

CONFIGURACION ELECTRÓNICA Reglas Para Asignar Una Configuracion Electrónica 1.- PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI : 2e- en un átomo no pueden tener el mismo conjunto de 4 números cuánticos. Por lo tanto el nº máx. de e- por orbital es 2 2.- DIAGRAMA DE NIVELES DE ENERGIA : Para átomos con más de un e- ,la energía queda determinada por los nºs cuánticos n, l,así se pueden establecer los distintos niveles de energía de los orbitales de un átomo.

4p 3d 4s 3p

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3s 2p Niveles de E De los orbitales De un átomo polielectrónico con z=7 osea 7e-

2s

1s Los orbitales se llenan de acuerdo a su energía ,principio de AUFBAUF (construcción), este principio establece que la adición de un e- a un átomo este ocupará un nivel de más baja energía disponible; será más atraído por el núcleo.

1s n° de e- por subnivel

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

5s

5p

5d

6s

6p

6d

7s

7p

s = 2e4f

p = 6e-

5f

d = 10ef = 14en° de e- por cada orbital = 2 e-

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s etc 3.- REGLA DE HUND ( MÁX. MULTIPLICIDAD) Cuando existen disponibles orbitales de energía idéntica ( orbitales degenerados) por ejemplo p ó d los etienden a ocuparlos de uno en uno y no de a pares . Ejemplo : escribir la configuración electrónica de un elemento cuyo Z=18 (recordar que Ne tiene un Z =10) Nº e-

Conf. Elect.

Diagrama de orbitales

Kernel

18 e-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Ne

Ne 3s2 3p4

1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 2py1 2pz1

Prof:Adriana Toro R Ejemplos: Z=3

Li

1s2 2s1

Z=4

Be

1s2 2s2

Z=5

B

1s2 2s2 2p1

Z=6

C

1s2 2s2 2p2

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CONFIGURACIÓN ELECTRONICA CON DIAGRAMA ORBITAL. La configuración electrónica es una forma de representar convencionalmente la distribución electrónica de cada electrón en los distintos niveles y subniveles de energía en un átomo .Para completar nuestra representación y ver la distribución de los electrones dentro de los orbitales se puede recurrir a los casilleros cuánticos (también denominados diagrama orbital). Observemos un ejemplo:

Configuración electrónica con diagrama de cuadros de orbitales

El primer número indica el nivel energético 1 H: 1s1

Representación del orbital s

La letra indica el subnivel energético S

Con solo 1 e-

El superíndice indica la cantidad de electrones del subnivel. 1 Tengamos en cuenta que en los orbitales podemos tener como máximo 2 electrones, según el Principio de Pauli. Veamos como denominamos a un par de electrones o cuando hay uno solo por casillero.

Electrones apareados

Electrón desapareado

UN EJEMPLO: EL ÁTOMO DE OXÍGENO ¿ Qué debo tener en cuenta si realizo la configuración electrónica para el átomo de oxígeno ? Necesitamos saber el orden en que se van llenando los distintos subniveles. Los electrones van ocupando los subniveles disponibles en el orden en que aumenta su energía. La configuración electrónica del átomo de oxígeno resultante es: 8O: 1 s2 2 s2 2 p4 Recuerda la regla de las diagonales ¿Qué debo tener en cuenta para usar los casilleros cuánticos? Para representar la configuración electrónica de cualquier átomo mediante casilleros cuánticos O DIAGRAMA DE ORBITALES debo tener presente la REGLA DE HUND. 3 px 2

3 py 2

3 pz

1

Regla de Hund: En un mismo subnivel, los electrones no se aparean hasta que no haya un electrón en cada orbital.

Representación mediante casilleros cuánticos para el OXÍGENO

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1 s2

2 s2

2 px2

2 py1

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2 pz1

EJERCICIOS 1.Escriba el número máximo de electrones que se puede localizar en cada uno de los siguientes sitios: a)un orbital b) el subnivel p c) un átomo de litio 3p del átomo de azufr f) el tercer nivel de energía del Si

d) el segundo nivel de energía

e) el subnivel

2. Identifique la especie química para las siguientes configuraciones electrónicas (en caso de estar mal asignadas corrígelas a)1s2 2s2 2p6 3s2

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p1 3d9

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10

d) 1s2 2s2 2p2 3s2 3p2 3.

Escriba la configuración electrónica del ión Cl- Z=17 e indique a lo menos 4 especies isoelectrónicas.

4. Escriba la configuración electrónica para los átomos con las siguientes características e indique sin mirar la tabla periódica el grupo, periodo y tipo de elemento. a) el primer átomo del grupo IA con un electrón exterior 3s b) átomo(s) del grupo VIIA con electrones 4p c) átomo(s) del grupo IA sin orbitales d ocupados d) átomos del 3° periodo que contienen más de 4 electrones exteriores e) átomo(s) que contiene(n) únicamente electrones s y p 5. Identifica el orbital de menor energía entre a) 4s y 3d

b) 5d y 6p

6. Identificar el grupo, familia y tipo de elemento y/u otra localización en la tabla periódica de cada uno de los elementos con la configuración electrónica más externa. a) ns2np3 b) ns2(n-1)d10np5 c) ns2 7.Las configuraciones electrónicas para los siguientes átomos son incorrectas. Explique qué errores se han cometido en cada una y escriba las configuraciones correctas: [Al] : 1s22s22p43s23p3 [B] : 1s22s22p5 [F] : 1s22s22p6 8.Identifique a qué atomo corresponde cada configuración electrónica. Reescriba cada configuración en términos de aquella del gas noble precedente (KERNELL).

a) 1s22s22p63s2 b) 1s22s22p63s23p64s23d104p3

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9.Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones y la carga cuando corresponda,

a)

7

b)

13

Al+3 =

c)

29

Cu+ n, n°e- = 27

d)

4

N-3 =

Be +2 =

10 .Un cierto elemento neutro tiene 2 electrones en el primer nivel, 8 electrones en el segundo nivel, 18 electrones en el tercer nivel y 3 electrones en el cuarto nivel. Enuncie la información siguiente para este elemento: a) número atómico b) número total de electrones s c) número total de electrones p d) número total de electrones d e) número de protones f) grupo y periodo a los cuales pertenece g) nombre y símbolo del elemento h) configuración electrónica usando el kernel de gas noble RESPUESTAS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1. a) 2 eb) 6e- c) Z= 3 , luego 3e- d) 2e-s + 6e-p = 8e- totales e) Z= 16 1s22s22p63s23p4 luego tiene 4e- en 3p f) Z= 14 1s22s22p63s23p2 luego tiene 2e-s + 2e-p = 4e- totales en el 3° nivel 2. a) 1s22s22p63s2

=

3° periodo grupo IIA

Z = 12 es el Magnesio

recuerda los electrones del ultimo nivel corresponden a los e- de valencia y es igual al número del grupo, el nivel de energía más alto ( el número que se antepone a un a letra es igual al periodo) b) está mala se debe corregir si cuentas el número total de electrones es de 30 e- , escribe la conf. Correcta 1s22s22p63s23p64s23d10 ó [ Ar] 4s23d10 para saber periodo y grupo reordenala [ Ar] 3d104s2 4° periodo grupo II B , zinc c) está mala e- totales = 28 ,Niquel . corregida es 1s22s22p63s23p64s23d8 =[ Ar] 4s23d8 al reorde-narla [ Ar] 3d84s2 4° periodo grupo VIII B ( en los grupos B la numeración es diferente. d) mala tiene 10 e- luego es 1s22s22p6 , es Ne. 3. primero puedes guiarte escribiendo la del átomo neutro y al ser un anión debes sumsrle el mismo número de e- que cargas negativas : Z = 17 = 17 e-

1s22s22p63s23p5

( átomo neutro) si es Cl- debes sumar un e-)

e- = 18 luego su configuración elect, es 1s22s22p63s23p6. Especies isoelectrónicas son aquellas que tienen el mismo número de e- por ejemplo el gas noble Argón. ¿Como puedes descubrir otras especies isoelectrónicas?. Fijate en tu T.P y ubica al gas noble que tiene el mismo número de e- que tu ión en este caso ya sabes que es argón, ahora los átomos que están en su mismo periodo pero en los grupos VII, VI , V son átomos que pueden ganar e- para rodearse en su última capa de 8e- y contienen entonces el mismo número de e- que el gas noble ( 18e-). Ej.

P Z= 15 S Z= 16

puede ganar 3epuede ganar 2e-

y queda con 18ey queda con 18e-

P3S2-

Prof:Adriana Toro R Cl Z = 17 puede ganar 1e-

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15

Cl-

y queda con 18e-

Si te das el trabajo todos tienen la misma conf. Electrónica . Ahora los elementos que están en el periodo siguiente al gas noble a partir del grupo IA , IIA, IIIA;por ejemplo pierden e- . de acuerdo al grupo al cual pertenecen fijate en tu T.P bajo el Ar. El elemento del grupo IA es el K, con un Z = 19 como pertenece al grupo IA puede perder 1e- ( el e- de valencia) luego si le quitas 1e- el K queda cargado con +1 , al restarle el e- se queda ahora con 18e- es decir con la configuración del gas noble argón. Aplica tu lo mismo para otros cationes isoelectrónicos. 4. a) 1s22s22p63s1 e- totales = 11 si es átomo neutro Z= 11 es Na b) 1s22s22p63s23p64s23d10 4p5 ó [ Ar] 3d104s24p5 c) 1s22s1

(Li)

, 1s22s22p63s1 (Na)

Br

1s22s22p63s23p64s1 ( K)

d) 1s22s22p63s23p3 (P) 1s22s22p63s23p4 (S) 1s22s22p63s23p5 (Cl) 1s22s22p63s23p6 ( Ar) e) estos B, C, N, O, F, Ne, Al, Si, P, S, Cl ,Ar escribe sus conf. Electrónicas. 5.para hacer esto guiate por la siguiente regla : asigna los siguientes valores a los subniveles : s = 0 p=1 d=2 f=3 luego de asignar estos valores suma el nivel + el valor del orbital, el númerp menor es el de menor energía: a) 4s = 4 + 0 = 4 3d= 3 + 2 = 5 luego el subnivel 4s es de menor energía que el 3d por eso los eocupan primero este subnivel. b) 5d= 5 + 2 = 7 , 6p = 6 + 1 = 7 cuando la suma es igual, en estos casos el menor en energía es aquel en el cual el número del subnivel es el menor en este caso el 5d. 6. a)elemento del 2+3 = 5 grupo V A no metal , familia del nitrógeno,el P b) elemento del 2+5 = 7 grupo VII A no metal , halógenos, Br, I, At c) elemento del 2 = grupo II A metal alcalino terreo , Be, Mg, Ca, Sr ,Ba, Ra 7. Al ; el orbital p del segundo nivel solo contiene 4 e- = 1s22s22p63s23p1 B : el Z = 5 luego es 1s22s22p1 F, el Z = 9 luego es 1s22s22p5 8. a) 12 e- , es magnesio [ Ne] 3s2 9. a) = 1s22s22p6

b) 33 e- es arsénico [ Ar] 3d104s24p3

b) = 1s22s22p6 c ) 29p+ - 27 e- = 2+ luego es Cu2+ d) = 1s2 10. 2e- +8e-+18e- +3e- = 31 e- si el elemento es neutro Z= 31

a) 31 b) 8e-s c) 13e-

1s22s22p63s23p64s23d10 4p1

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d) 10ee) 31 f)

4° periodo, grupo IIIA

g) Ga galio

h) [ Ar] 3d104s24p1 DISTRIBUCION ELECTRONICA Y SISTEMA PERIODICO Veamos en la Tabla Periódica: el Grupo al que pertenece un elemento depende de su configuración electrónica. Esto quiere decir que el orden en que se llenan los subniveles electrónicos es el que establece la estructura del sistema periódico. Así podemos encontrar por ejemplo: -- Elementos representativos con el electrón de valencia en subnivel s --Elementos representativos con el electrón de valencia en subnivel p --Elementos de transición con el electrón de valencia en subnivel d -- Elementos de transición interna con el electrón de valencia en subnivel f Recuerda Que Los Electrones De Valencia Corresponden A Los Electrones Del Ultimo Nivel De Energía Y Corresponden En Número Al Número Del Grupo Al Cual Pertenece El Atomo de ese elemento. Por ej. el oxigeno pertenece al grupo VI A eso indica que el número de electrones de valencia de este átomo es de seis.compruébalo: Escribe la configuración del 80 Z= 8

2

+

4

= 6 e- de valencia= n° del grupo= VIA

1s2 2s22p4

2° nivel de energía = 2° período compruébalo mirando la tabla periódica que viene a continuación:

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Tabla Periódica Grup 1 2 o IA IIA Perio do 1 1 H

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIII

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 12 Na Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 20 K Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 38 Rb Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 56 * Cs Ba

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 88 ** Fr Ra

103 Lr

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Uun

111 Uuu

112 Uub

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

*Lantanidos *

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

**Actinidos **

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

En la T.P los elementos se ubican de acuerdo al Z los cuales presentan propiedades periódicas similares. Los elementos del los grupos I y II ocupan un subnivel s. Se conocen como elementos alcalinos ( ns1) y alcalino-térreos (ns2), respectivamente Por ejemplo: en el segundo período, el Li y Be ocupan el subnivel 2s, el litio pertenece al grupo IA con 1e- de valencia y 2 electrones de valencia en el Be; en el tercer período, el Na y Mg ocupan el subnivel 3s con 1e- de valencia el Na y 2 electrones el Mg Los elementos de los grupo III al VIIl llenan los subniveles p, los cuales tienen capacidad de 6eConocidos como familia del Boro (IIIA), familia del Carbono ( IVA), familia del nitrógeno ( VA), familia del Oxígeno (VI) , halógenos ( VIIA) y gases nobles (VIII) Por ej: en el segundo período, el B ocupa el subnivel 2p con 1 e-, y lo completa el Ne que tiene 6 e2

2

1

1s 2s 2p

2

2

Be =

6

; Ne= 1s 2s 2p

Los metales de transición, situados en el centro del sistema periódico, llenan los subniveles d. Por ejemplo: en el tercer período, los elem. desde el Sc que ocupa el subnivel 3d con 1 e- hasta el Zn que ubica en 3d a 10 e-. Las dos series de 14 elementos cada una, ubicadas por separado en la Tabla, llenan los subniveles f.

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18

Por ejemplo: en el 6ºperíodo, los elementos que se conocen como tierras raras, ocupan el subnivel 4f. Hoy se denominan también como lantánidos, porque el primer elemento de la serie es el lantano (La). En el séptimo período se encuentran los actínidos, siendo el primer elemento de la serie el actinio (Ac), los cuales ocupan el subnivel 5f. Podríamos decir que los electrones más externos de un átomo son los que determinan sus propiedades químicas.” los electrones de valencia”

Resumen

I A Metales alcalinos II A Metales alcalinos Térreos III A Familia del Boro IV A Familia del Carbono

Elementos representativos

V A Familia del Nitrógeno VI A Familia del Oxígeno VII A Halógenos VIII Gases nobles Grupos Los elementos del grupo B se conocen como metales de transición bloque d I – VIII B Los elementos del grupo B se conocen como metales de transición interna bloque f

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Importante : los electrones más externos de un átomo son los que determinan sus propiedades químicas.” los electrones de valencia” Propiedades Periódicas La Tabla Periódica puede usarse para distintos fines, en particular es útil para relacionar las propiedades de los átomos a escala atómica. Las variaciones de las propiedades periódicas dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo. En este caso consideraremos las siguientes propiedades periódicas: 1- Radio Atómico: es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos o más átomos que estén en contacto. Se puede determinar también el radio iónico ( de los cationes y aniones) resultantes, así como el radio covalente. En este caso se supone que el átomo es esférico y cómo no es posible aislarlo para medir su diámetro, se requiere un método indirecto. Por lo expuesto, se trata de un tamaño relativo para el átomo individual. 2- Energía de ionización: es una medida de la dificultad existente para arrancar un electrón de un átomo. La primera energía de ionización es la energía que se absorbe al separar el electrón más externo de un átomo gaseoso aislado para dar un ión +1: Na (g)

→

Na+ (g) + e-

El1 ó P.I = 496 kJ/mol (primera energía de ionización)

Un átomo con "n" electrones tiene "n" energías o potenciales de ionización pero, en general, cuanto mayor sea la energía de ionización más difícil es separar un electrón.En forma general siempre las segundas energías de ionización son de un valor muy alto, respecto a la primera energía de ionización. 3- Afinidad electrónica: es la cantidad de energía que se LIBERA o absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga 1-. Cl (g) + e-

→

Cl - (g)

A.E = - 348 kJ/ mol

En este caso, cuando un mol de cloro gaseoso gana un electrón para formar ión cloruro gaseoso, se libera 348 kJ de energía (aquí se toma en cuenta la convención termodinámica, considerándola una reacción exotérmica). Así, los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). 4- Electronegatividad: de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo arbitraria llamada escala de Pauling. La cuál toma valores desde 0,8 para el Cs hasta el elemento más electronegativo el F con una E.N= 4,0.

Prof:Adriana Toro R Tabla .

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Valores de Electronegatividad según Escala de Pauling, para Elementos Representativos.

1A ¿Cómo

varían

estas

propiedades en la Tabla Periódica? Los radios atómicos de los elementos en los grupos representativos varía: •

aumentando a medida que nos desplazamos de derecha a izquierda en el sistema periódico

•

20

2A

3A

4A

5A

6A

7A

2.1 Li

Be

B

C

N

O

F

1.0 Na

1.5 Mg

2.0 Al

2.5 Si

3.0 P

3.5 S

4.0 Cl

0.9 K

1.2 Ca

1.5 Ga

1.8 Ge

2.1 As

2.5 Se

3.0 Br

0.8 Rb

1.0 Sr

1.6 In

1.8 Sn

2.0 Sb

2.4 Te

2.8 I

0.8 Cs

1.0 Ba

1.7 Tl

1.8 Pb

1.9 Bi

2.1 Po

2.5 At

0.8

0.9

1.8

1.8

1.9

2.0

2.2

H

aumentando a medida que bajamos en un grupo del sistema periódico

Las energías de ionización de los elementos en los grupos representativos varía: •

aumentando a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en la Tabla

•

aumentando a medida que subimos en los grupos de la Tabla

Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo largo de un período. Sólo podemos dar tendencias generales, diciendo: •

Las AE de los elementos aumentan a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en la Tabla en cada período

•

Las AE de los elementos van aumentando a medida que subimosmos en la Tabla

Para los elementos representativos, podemos decir que las electronegatividades: •

aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los períodos

•

aumentan a medida que subimos en los grupos de la tabla Resumen

1. Radio atómico. (R.A) Es la distancia que existe entre el electrón más lejano y el núcleo considerando al átomo como si fuera una esfera. Se determina por espectroscopia de rayos x. Calculando la distancia entre los núcleos de átomos enlazados. El tamaño aumenta en un periodo a medida que disminuye el número atómico en una familia a medida que aumenta el número atómico.

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2. Potencial de ionización o energía (E.I.) Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y neutro.

Ejemplo a) Ko + energía de ionización → K +1 + 1e.1ª energía de ionización = 418.8 Kcal/mol b)Cao + energía de ionización → Ca +1 + 1 e.1ª energía de ionización = 589.5 Kcal/mol La energía de ionización aumenta si el átomo es más pequeño por lo que su variación es contraria al tamaño de los elementos.

3. Electronegatividad. Es una propiedad que se utiliza como una medida de la fuerza de un átomo para ganar e-. Se determinó por Pauling asignando arbitrariamente un valor de 4.0 al flúor. Su variación también varía en sentido contrario al tamaño de los elementos, ya que es más fácil quitar electrones a aquellos átomos muy grandes requiriendo poca energía.

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4. Afinidad Electrónica (A.E.). La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla.

Es conveniente comprender las propiedades periódicas para entender los enlaces en los compuestos simples. Muchas propiedades físicas, como los puntos de fusión, puntos de ebullición y volúmenes atómicos, muestran variaciones periódicas. EJERCICIOS 1. Ordenar los conjuntos de átomos en orden de radio atómico decreciente: a) Se,S,O b) Ga, Ca, Sr c) Mg, Al, O 2. Ordenar los conjuntos de iones isoelectrónicos en orden creciente de radio iónico: a) Mg2+, Al3+, N3b) S2-, Cl-, P33. Ordenar los conjuntos de iones y átomos en orden creciente de radio iónico: a) O2-,S2-,Se2b) Fe2+,Fe3+, Fe c) H, H+,H4. Escribir la ecuación para el cambio descrito en cada uno de los apartados siguientes y escribir las configuraciones electrónicas de cada átomo mostrado: a) el potencial de ionización del Berilio b) la afinidad electrónica del azufre 5. En cada par seleccionar el átomo con mayor energía de ionización: a) Na o Rb b) Br o Cl c) Na o Mg 6. ¿Cuál átomo posee la afinidad electrónica más pequeña? Y ¿Cuál átomo posee el potencial de ionización mayor? Si, Al, B, C. 7. Ordenar los conjuntos de átomos en orden de electronegatividad decreciente: a) O, Se, Ga, S, Si b) Ba, Cs, As,Br, Li, K 8, Selecciona del siguiente conjunto de especies, la partícula más grande, la más electronegativa y la de mayor estado de oxidación: Ne, Al3+, F-, o Na+ RESPUESTA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y SISTEMA PERIODICO 1. Para responder estos ejercicios ayúdate del Z luego escribe la configuracón electrónica de cada elemento para su ubicación en la tabla peíodica y por último crea tu propia tabla con solo los grupos A y recuerda las tendencias de las propiedades periódicas. Ejemplo a) Para el Se

Z= 34

[Ar]4s24p4 luego pertenece al grupo VIA, 4° Período

S

Z= 16

[Ne]3s23p4

, VI A y 3° P.

Prof:Adriana Toro R Te

Z= 52

O

Z= 8

Fundamentos de Química General [Kr]4d105s25p4 2

2

4

1s 2s 2p

23

, VIA y 5° P.

, VI A y 2° P.

Ahora crea tu propia tabla(sólo con elementos representativos y ubica a los elementos de acuerdo a lo anterior IA 1 2 3 4 5 6 7

IIA

Tabla 1 IIIA IVA

Mg Ca Sr

Al Ga In

VA

VIA

VIIA

VIIIA

O S Se Te

Si

Ahora debes recordar cuál es la tendencia de la propiedad periódica que te preguntan RADIO ATOMICO

ENERGÍA DE IONIZACIÓN AFINIDAD ELECTRÓNICA y ELECTRO NEGATIVIDAD

DISMINUYE

AUMENTA

A U M E N T A

D I S M I N U Y E

En esta pregunta piden ordenar según radio atómico decreciente , de nuestra t2-abla 1, podemos ver que el átomo de menor tamaño es el O (ya que el radio al pasar del 2°periodo al 5° periodo , es decir al bajar en un grupo el radio disminuye) ahora de ellos Te debe ser, el de mayor tamaño(recuerda que en un grupo el radio aumenta al bajar en este grupo) , entonces en orden decreciente será , de mayor a menor tamaño . Te, Se, S, O b) idem Sr, In, Ca , Ga, c) idem Mg , Al, Si, O 2. Para las respuestas de las siguientes preguntas aplica lo mismo anterior , lo único que debes recordar es que el radio de un catión (ión con carga positiva) es menor que el radio del átomo neutro y además que a mayor carga positiva el radio iónico es cada vez más pequeño , en el caso de los aniones es lo contrario el radio de un anión (ión con carga negativa) es mayor que el radio del átomo neutro y a mayor carga negativa mayor es el radio iónico.

a) Al3+, Mg2+, N3b) Cl- , S-2 , P-3 3. a) O2-, S2-, Se 2c) Fe3+, Fe2+ 4. a) Mg [ Ne ]3s2 → b) O 1s22s22p4 + 2e-

Mg2+ [ Ne ] + 2e→ O 1s22s22p6 = [ Ne ]

Recuerda que los átomos ganan , pierden o comparten electrones para adquirir una conf, estable de gas noble.esn este caso ambos de Neón.

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5. trabaja igual que en el ejercicio 1

a) Na

b) Cl

c) Mg

6. A.E el Al , P.I el C 7. a) de mayor a menor O, S, Se, Si, Ga b) Br. As, Li, Ba, K y Cs 8. la más grande F-, la más E.N F-, mayor estado de oxidación e E.O el Al3+. 10. ENLACES QUIMICOS Iones Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza en donde el número de cargas positivas , protones es igual al número de electrones . Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones. Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes. Ejemplo:

Na + , Ca 2+ , Al3+ , F- , S2- , N 3-

Elementos electropositivos y electronegativos Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes( poseen bajo potencial de ionización); a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones(poseen alta afinidad electrónica); a este grupo pertenecen los no metales. Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo. Electrones de valencia La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro. Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles,es decir rodearse de 8 e- de valencia, porque ésta es la estructura más estable.” REGLA DEL OCTETO”

TIPOS DE ENLACE En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: 1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática. 2. Enlace covalente, si comparten los electrones. 3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de los átomos. 4. Enlace metálico, los electrones de valencia pertenecen en común a todos los átomos (e- moviles). Enlace iónico Se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro., formándose con esto iones de carga opuesta los cuales se atraen debido a la fuerza electroestática (atracción de cargas opuestas) El enlace iónico se presenta generalmente entre elementos metálicos del los grupos IA y IIA , elementos de bajo potencial de ionización ( a los cuáles es fácil arrancarle el ó los e- de valencia) con lo cuál se transforman en cationes ,los elementos con los cuales formaran este tipo de enlaces por lo tanto deberán ser elementos que

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acepten electrones fácilmente es decir de alta afinidad electrónica elementos de los grupos VIA y VIIA con algunas excepciones. El número de electrones ganados o cedidos : Exceptuando los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión). Nota: este ejercicio te permite aplicar todos los conocimientos previos de Configuración elctrónica., P.I , A.E, grupo y periodo al cuál pertenecen los átomos, e- de valencia etc . Ejemplo : veamos el tipo de enlace que se puede formar entre el 11 Na y el 17 Cl. Apliquemos los conceptos de P.I y A.E y ayudémonos de la configuración electrónica , para clasificar y determinar el ó los electrones que estarán en juego en este enlace . De los dos elementos el que está relacionado con el P.I es el metal es decir el Na esta especie tiene un bajo P.I por lo tanto perdera fácilmente su e- de valencia. En cambio el no metal es el cloro el cual está relacionado con una afinidad electrónica alta y aceptara el e-. Configuración electrónica : Na Z= 11 Periodo y grupo

: 3° periodo , grupo IA

Potencial de ionización :

Na (g)

→

Configuración electrónica : Cl Z= 17 Periodo y grupo Afinidad electrónica

1s2 2s2 2p6 3s1 = [ Ne ] 3s1

Na(g)+ + e1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = [ Ne ] 3s2 3p5

: 3° periodo , grupo VIIA :

Cl (g) + e-

→

Cl (g)-

El número de electrones ganados o perdidos debe ser el mismo , en general los átomos ganarán o perderán electrones de modo de adquirir la configuración de mayor estabilidad es decir la de un gas noble En el ejemplo: Na(g)[ Ne ] 3s1 → Na(g)+[ Ne ] + eCl (g) [ Ne ] 3s2 3p5 + e- → Cl (g)- [ Ar ] Na (g) + Cl (g) → Na(g)+ + Cl (g)El sodio al perder el e- queda con configuración electrónica de Ne es decir con 10 e-, en cambio el cloro al ganar este electrón completa el orbital 3p y adquiere config. Del Argón (18e-) La fórmula del compuesto será : Na+-Cl - = NaCl se omiten los signos. Aplica tu lo mismo para el Ca y el F ( recuerda que el número de e- debe ser el mismo)

¿Cómo puedes darte cuenta fácilmente si un enlace es iónico? 1) El enlace iónico se da preferentemente elementos del grupo IA y IIA con elementos del grupo VIA o VIIA si tienes dudas puedes basarte en la diferencia de electronegatividad entre dos elemento que forman enlace. 2) Si, la diferencia de Electronegatividad (∆E.N) ≥ 1,7 siempre y cuando se una un elemento metálico del grupo IA o IIA con un no metal del grupo VIA o VIIA. Recuerda : 1. Si la diferencia de E.N entre los átomos que están formando un enlace es mayor o igual que 2.0 el enlace es iónico. 2. Si la diferencia de E.N entre los átomos que están formando un enlace es mayor o igual que 0,5 y menor que 2,0 el enlace es covalente polar. 3. Si la diferencia de E.N entre los átomos que están formando un enlace es menor que 0,5 el

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enlace es covalente apolar. Nota : diferencia de E.N = ∆ E.N En nuestros ejemplos : a) para el NaCl datos: E.N del Na = 0,9 luego

la ∆ E.N = 3,0 – 0,9 = 2,1

b) para el CaF2

E.N del Cl = 3,0

al ser mayor que 2,0 es enlace iónico ( Na – Cl)

datos: E.N del Ca = 1,0

E.N del F = 4,0

luego la ∆ E.N = 4,0 – 1,0 = 3,0 al ser mayor que 2,0 es enlace iónico. Nótese que se tienen en este compuestos dos enlaces iónicos ↓ ↓ . ( F– Ca – F)

∆ E.N ≥ 2,0 ∆ E.N < 2,0 ∆ E.N < 0,5

Si : 0,5 ≤

RESUMIENDO: Enlace iónico Enlace covalente polar Enlace covalente apolar

Propiedades generales de los compuestos iónicos En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular. Enlace covalente normal Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten". Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono. Cada par de electrones (representado por el signo : ) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura. En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.

Ejemplo

.. .. : F : F:   .. .. : O :: O:

o´

o´

F–F

O=O

: N  N : o´ N≡ N Enlace covalente coordinado Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula Ejemplo F3B ← :NH3 aquí el nitrógeno aporta el par de e- al enlace F

H

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  F  B N  H   F H Enlace metálico La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios. En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico. EJERCICIOS 1. Basandote en las posiciones en la tabla periódica de los siguientes pares de elementos, predecir si el enlace entre los dos sería iónico o covalente.Justifica. a) K y F b) N y H c) Mg y F d) C y Cl e) Be y F f) P y H 2.

Clasificar los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: a) HCl b) HF

c) d) e) f) g)

PCl3 Li2O SO2 BeCl2

NiCl2 3. Escribir la fórmula del compuesto iónico que se forma entre cada uno de los siguientes pares de elementos: a) Ba y F b) Cs y O c) Li y Cl 4.

¿Cuál es el número máximo de enlaces covalentes que puede formar?: a) Un elemento del segundo período ,grupo IV A b) Un elemento del tercer período ,grupo VA c) Un elemento del cuarto período ,grupo VI A 5. Las siguientes especies pueden formar enlaces covalentes multiples : C, N, O .Identifica el tipo de enlace clasificándolo como :simple , doble o triple?. 6.

¿Cuáles de los siguientes pares de elementos forman compuestos iónicos?

a) Litio y Nitrógeno b) Magnesio y Fluor c) Bario y Yodo d) e) f) g) h)

Hidrógeno y Fluor Bario y Nitrógeno Hidrógeno y Cloro Berilio y Cloro Sodio y azufre

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RESPUESTAS ENLACES QUÍMICOS 1. El enlace enlace iónico se da i) si: ∆ E.N ≥ 2,0 y ii) si los átomos que se unen pertenecen a los grupos IA ó IIA con elementos de los grupos VIIA y algunos del VIA específicamente el O El enlace es covalente apolar : i) si 0,5 ≤ ∆ E.N < 2,0 El enlace es covalente apolar: i) si ∆ E.N < 0,5 a) K = 0,9 y Cl = 3,0

∆ E.N = 2,1 es iónico

b) N = 3,0 y O = 3,5

∆ E.N = 0,5 covalente polar

c) ionico d)

covalente polar

e) covalente polar f)

covalente apolar

2. es en base al enlace: a), c) , e), f) g) covalente 3. Cs

Cs2+

b) BaS

;

b) , d) iónico 2Br-

, Br2 c)

a) CsBr2

KCl

4. a) 3 b) 6 c) 4 5. simple C, P, N, O ; 6.

doble C, P, N, O,

triple C, N,

b)

ESTRUCTURAS DE LEWIS En las estructuras de Lewis se escriben las estructuras básicas posibles del compuesto en las que el elemento Menos electronegativo ocupa la posición central y el hidrógeno la posición terminal.en el caso de los ácidos por cada H (ácido) se presenta el enlace H – O.

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Recuerda que en general todos los átomos de elementos no metálicos tienden a rodearse por 8 e-, aunque hay excepciones, por ejemplo el S que se puede rodear de 10 e- y de 12 e- y el P que se puede rodear hasta de 10 e-. (Ampliación del octeto) Reglas para escribir la estructura de Lewis moléculas 1. Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas. 2. Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 e- a todos los átomos diferentes de hidrógeno y 2e- al hidrógeno. 3. Calcule el número total de electrones de enlace , que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia. 4. Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones de enlace.

5. Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos o libres, que es igual al número total de 6.

electrones de valencia menos el número de electrones de enlace Identifica el átomo central , es el menos electronegativo a excepción de hidrógeno que siempre es un átomo terminal ( solo se rodea por un máximo de 2 e- regla del dueto)

7.- Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen. 8.- Calcule las cargas formales de todos los átomos de las estructuras, dadas por: Carga formal de átomo= Nº de valencia – Nº enlaces – Nº de electrones no compartidos = N° del grupo – Nº enlaces – Nº de electrones libres 9.- Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales: º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales. º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas. º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa. º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto. EJERCICIOS 1. Determinar las estructuras de Lewis más probables del ácido nítrico (HNO3). HNO3 grupo al cuál pertenecen los átomos H ( IA) , N (VA) ; O ( VIA)

1. e- valencia = 1+5+ 6(3) = 24 e2. e-totales = 2e-( 1) + 8e- (4) = 34 e3. e- enlace = 34 e- − 24 e- = 10 e4. enlaces = 10 e- / 2e- = 5 enlaces 5. e- libres = 24 e- − 10 e- = 14 e6. E.N se consideran todos los átomos excepto el hidrógeno = E.N N( 3,0) ; O (3,5) El átomo menos electronegativo es el Nitrógeno ( menor E.N) este es el átomo central 7. posibles estructuras

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O

O

O

O N

O

H

O

N

O

H

O

N

O

H

8.

-1 -1 O

O N

+1

+1 H

O

0 C.formal Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 3 – 2 = +1 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0

O 0 -1 O

N

+1

H 0

O

C.formal

Oxig = 6 – 1 – 6 = -1 Oxig = 6 – 2 – 4 = 0

Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0

O 0 O

N

-1 +1 O

0

H

0 C.formal

Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Oxig = 6 – 1 – 6= -1

Oxig = 6 – 2 – 4 = 0 Hidrog = 1 – 1 – 0 = 0 Nit. = 5 – 4 – 0 = +1 Carga formal total = 0 Por lo tanto las dos últimas estructuras serán elegidas ya que las cargas formales son las menores y son asignadas a un número menor de átomos ( en la primera estructura 4 de los 5 átomos tienen c.f ≠ 0) no es estable , luego se descarta. DESAFIO : Determina las estructuras de Lewis más probables del ión carbonato (CO3)2-.

30

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31

Nota : lo único que debes recordar es que por cada carga negativa que tenga el ión debes sumar igual n° de e- al n° de e- de valencia . y al determinar el número de e- totales este ión no tiene átomos de hidrógeno, por lo cuál no deberas sumar esos e- por cada átomo de hidrógeno ( 2e-) 11. ENLACE , ESTEREOQUIMICA Y POLARIDAD Recordemos ENLACE: Los átomos generalmente se encuentran unidos formando moléculas o bien, Se transforman en iones simples ( o atómicos ) constituyendo los cristales iónicos.Esto se explica, porque ambos son un estado más estable que sus átomos aislados.A la fuerza, no importando su naturaleza, que los mantiene unidos en una molécula o cristal iónico, se le denomina enlace. REGLA DEL OCTETO La regla del octeto fue enunciada por Lewis , basándose en que las estructuras más estables son las de los gases nobles , con 8 electrones en su capa más externa, a excepción del átomo de helio. Por lo tanto, ganando, cediendo o compartiendo electrones los átomos tienden a lograrla. A pesar de sus muchas excepciones, esta regla nos da una pauta para postular estructuras moleculares. ENLACE IONICO: Si al encontrarse dos átomos, uno de ellos cede uno o más electrones al otro, el primero queda con carga eléctrica positiva ( catión ) y el segundo con carga eléctrica negativa ( anión ) , los iones así formados se atraen mutuamente y se unen debido a las fuerzas electroestáticas. Esta teoría es aplicable para compuestos formados por cristales iónicos, como por ejemplo el cloruro de sodio ( NaCl ) o sal común: Na + Cl → Na + + Cl –

=

NaCl

Generalmente, un elemento alcalino o del Grupo I A o del IIA ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) , (Ca, Sr , Ba, Ra) y un elemento del grupo VIA ( O) ó halógeno del Grupo VII A ( F, Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. ENLACE COVALENTE: La Teoría del Enlace Covalente, afirma que los electrones formadores del enlace se comparten en parejas y es la atracción de los núcleos sobre estos pares de electrones, lo que le da mayor estabilidad a la molécula sobre sus átomos aislados. Un ejemplo, es la molécula de hidrógeno ( H 2 ) : H• + H• → H–H El símbolo " – " se usa para representar un par de electrones compartidos y se denomina enlace simple. También existen moléculas con dos pares de electrones compartidos y se habla de enlace doble: ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ :O=O: (O2) hay moléculas con tres pares de electrones compartidos y se habla de enlace triple: :N ≡ N: (N2) POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE Teóricamente se podría afirmar que una molécula diatómica no presenta un momento dipolar, al contrario del par iónico que si lo tiene, pero eso es cierto en las moléculas diatómicas homonucleares ( de núcleos iguales ) , como por ejemplo la molécula de hidrógeno ( H 2 ) , las moléculas diatómicas heteronucleares ( de núcleos distintos ) presentan un momento dipolar, por ejemplo la molécula de monóxido de carbono ( CO ) , esto es debido a las distintas electronegatividades entre el átomo de carbono y el átomo de oxígeno. Ejemplo : H - H ∆ E.N = 0 enlace covalente apolar BeCl2 Cl – Be – Cl ∆ E.N = 3,0 – 1,5 = 1,5 ambos enlaces son covalente polar datos : E.N

H = 2,1

, Be = 1,5

, Cl = 3,0

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32

δδ+ δ+ δCl :– Be –: Cl Cada enlace es covalente polar , en estos casos el elemento más E.N tiende a acercar los electrones que forman el enlace hacia si mismo ( en este caso el cloro acerca los e- hacia él) , no se los arranca al otro átomo los comparte pero los e- están mas cerca de él y al ocurrir esto se genera una cierta densidad de carga negativa sobre el cloro (δ -)en cambio sobre el átomo menos E.N se genera una densidad de carga positiva (δ +), esto se conoce como dipolo, el cúal apunta al átomo más E.N δ+

δ-

+ –

ESTEREOQUIMICA La estereoquímica estudia la geometría espacial de las moléculas. Para ello llamaremos A al átomo central , L a cada átomo unido al átomo central y E a cada par de electrones de valencia no compartidos del átomo central. Las formas moleculares más conocidas son: 1 ) Lineal AL2 Ejemplo: BeCl2 (s) El ángulo Cl – Be – Cl mide 180º Cl – Be – Cl Momento dipolar = 0 2 ) Triangular plana AL3 Ejemplo: BF3 (g) El ángulo F – B – F mide 120º Momento dipolar = 0

F B F

F

3 ) Angular EAL2 ó :AL2 Ejemplo: SnCl2 (g) El ángulo Cl – Sn – Cl mide aproximadamente 120º Momento dipolar ≠ 0 .. Sn / \ Cl Cl 4 ) Tetraédrica AL4 Ejemplo: CH4 (g) El ángulo H – C – H mide 109,5º Momento dipolar = 0 H

C

H

H

H

5 ) Piramidal triangular E AL3 ó :AL3 Ejemplo: NH3 (g) El ángulo H – N – H mide 107,3º Momento dipolar ≠ 0 N

H H

6 ) Angular E2AL2 o : AL2

H

H H

N

H

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Ejemplo: H2O (g) El ángulo H – O – H mide 104,5º Momento dipolar ≠ 0

O

O

H

H

H

H

Resumen:

GEOMETRIA Y POLARIDAD DE LAS MOLECULAS MOLÉCULAS CON ATOMO CENTRAL SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES

Tipo de molécula

Pares eenlazantes

Geometría Angulos

2

AL2

Lineal

180º

Momento dipolar

Ejemplo

Forma

BeCl2 (s)

Cl – Be – Cl

0, apolar

F

Triangular plana

3

AL3

120º

B

BF3 (g)

F

0, apolar

F

H

AL4

4

Tetraédrica

109,5º

C

H

CH4 (g) CH3Cl (g)

(1)

H

(2)

H

Cl

C

H

0, apolar (1) ≠ 0, polar (2)

H

H

MOLECULAS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES Tipo de molécula

Pares eenlazantes

EAL2 o : AL2

2

E AL3 ó : AL3

3

Pares e- libres 1

1

Geometría

Angulos

Angular

inferior a 120º

Piramidal triangular

107,3º

Ejemplo

Forma

SnCl2 (g)

.. Sn \ Cl

/ Cl

N

H

NH3 (g)

Momento dipolar ≠ 0 polar

H

≠ 0 polar

H

E2AL2 o : AL2

O

H2O (g) 2

2

Angular

H

H

104,5º

≠ 0, polar O

H

MOLÉCULAS CON ATOMO CENTRAL CON ENLACES MULTIPLES

H

Prof:Adriana Toro R Ejemplo De molécula

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Pares ePares eenlazante libres s

SO2

2

2

Geometría

Forma

Angular

S

2

0

Lineal

CH≡ CH

O3

≠ 0 polar

O

O

CO2

Momento dipolar

O = C = O

0, apolar 0, apolar

H–C≡ C–H 3

1

Angular

≠ 0, polar

O O

O O

H2SO4

4

0

Tetraédrica

S

HO HO

≠ 0, polar

O

IONES POLIATOMICOS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES

Ion

Pares eenlazantes

Pares elibres

Geometría

Forma -

NO2-

2

N

Angular

1

O

O

-2

CO

-2 3

3

0

Triangular plana

O C O

ClO

3

3

1

Piramidal triangular

EJERICIOS 1. Escribe la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: a) HCN .. .. -2. H° – C° ≡ N:° H° – C-1 = N: Σ c.f = 0 Σ c.f = -2

O

O Cl O

O

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De las dos se elige la que posee menor carga asignada a los átomos es decir , la primera ya que la segunda la carga total no coincide con la carga de la molécula que debe ser 0.

b) H2S c) H3PO4 d) COCl2 e) CO32f) PCl3 g) BF42. Para la molécula de N2O, la estructura de Lewis más probable es: ..

..

..

:N=O=N:

: N ≡ N − O:

o

3.Dibuje una fórmula de Lewis para cada una de las siguientes especies, indicando en cada caso tanto la geometría electrónica como la geometría molecular: a) BF3

b) NH3

c) SiH4

f) SO4-2

d) CO2

4.Compare la geometría electrónica y la molecular para las siguientes especies: a) AlCl3 Y AlCl4-

b) NH3 y NH4

5.Prediga cuál de las siguientes moléculas presentará momento dipolar: H2O, CBr4, H2S, HF, NH3, CO2, NO, N2. 6. Justifique porqué la molécula de BF3 es apolar, en cambio la molécula de NH3 es muy polar. 7. La estructura de Lewis más probable para el anión NO3- corresponde a:

-

+2

O

N O

O

-

O

-

a)

Respuestas A Ejercicios:

-

+

N O

O -

b)

+

O

N O

O -

c)

O

N O

O

-

+2

O

-

N O

-

d)

e)

O -

-

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Fundamentos de Química General O P

S a) H° – C° ≡ N :°

1.

b) H

H H

Σ c.f = 0

P C O

OH d) Cl

Cl

F

O

e)

O

OH

c)

36

f)

O

Cl

B

Cl Cl

g)

F

F F

2. Si se conocen las estructuras de Lewis para elegir la correcta solo se debe verificar las cargas formales de cada átomo y la total según las siguientes reglas. 1) Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales. 2) Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas. 3) Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa. 4) Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto. A continuación se indican las cargas formales calculadas para cada átomo .. .. .. :N=O=N: o : N ≡ N −O : .. c.f = - 1 ; +2 ; -1 c.f = 0 ; +1 ; -1 Según regla 2) Es elegida la segunda molécula . 3.

F B

a) F

F

H b)

N

AL3

triangular plana

EAL3

piramidal

H

H

c) H Si

H H

d)

.. .. :O = C = O:

H

AL4 AL2

Tetrahédrica

Lineal

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Fundamentos de Química General _2

O O

S O

f ) 4. a) AlCl3 Y AlCl4-

O

AL4

Tetrahédrico.

b) NH3 y NH4+

Cl

_

Cl Cl Al Cl

Al Cl

Cl

Cl

AL3 Triangular plana

AL4 Tetrahédrico

+

H

H b)

N

H

H

H EAL3

N

H

H

piramidal

AL4 Tetrahédrico

5. H2O, H2S, HF, NH3, NO. 6. Justifique porqué la molécula de BF3 es apolar, en cambio la molécula de NH3 es muy polar.

F

H

B F

N

H

H

F

Es una molécula del tipo AL3 con todos los L

Es una molécula del tipo EAL3 posee átomo central

Idénticos ; luego es apolar

con un par de e libres , luego es polar

7. b)

PROF. ADRIANA TORO R. COMPUESTOS QUÍMICOS

37

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← COMPUESTOS QUÍMICOS.- Llamamos compuesto químico a la unión de dos o más elementos químicos, que dan lugar a una molécula o unidad fórmula. pueden ser: Óxidos Metálicos Óxidos Oxidos no metálicos o anhídridos Hidruros metálicos Binarios

Hidruros Hidruros no metálicos

COMPUESTOS

Ácidos Hidrácidos

QUÍMICOS

Sales

Haluros , Sulfuros etc.

Hidróxidos o bases Ternarios

Ácidos oxácidos u oxoácidos Sales oxisales

Cuaternarios

Sales oxixales ácidas

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS. Cationes monoatómicos : +1

+2

Li+1

+3

Mg+2 Na+1 K+1 H+1 Cu+1 Hg 2+2 Au+1 Ag+1

B+3 Ca+2 Sr+2 Ba+2 Cu+2 Hg+2 Cr+2 Pb+2 Fe+2 Co+2 Zn+2 Sn+2 Mn+2 Ni+2

Al+3 Cr+3 Fe+3 Au+3 Bi+3 Co+3 Ni+3

Aniones monoatómicos : -1

-2

-3

-4

38

Prof:Adriana Toro R F-1

O2-2

Cl -1 Br -1 I -1 H -1 ( Peróxido)

Fundamentos de Química General O-2 (Oxidos) S-2

P-3 (Fosfuro) N-3 (Nitruro)

C-4 ó C2-2 (Carburo)

Cationes Poliatómicos: +1 (NH4)+1

ión Amonio

Aniones Poliatómicos: -1

(CN) (SCN) -1 (NO3) -1 (NO2) -1 (ClO) -1 (ClO2) -1 (ClO3) -1 (ClO4) -1 (MnO4) -1 (OH) -1 (HS) -1 (CH3CO2)-1 (H2PO4) -1 (HCO3) -1 (HSO4) -1

-1 Cianuro Tiocianato Nitrato Nitrito Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Permanganato Hidróxido Sulfuro ácido ó (bisulfuro) Acetato Fosfato diácido de..... Bicarbonato de Sulfato ácido ó Sulfato monohidrógeno de -2

(CO3)-2 (SO4) -2 (SO3) -2 (CrO4) -2 (Cr2O7) -2 (SiO3) -2 (MnO4) -2 (HPO4) -2

Carbonato Sulfato Sulfito Cromato Dicromato Silicato Manganato fosfato hidrógeno de -3

(PO4)-3 (PO3)-3

REGLAS DE NOMENCLATURA

Fosfato Fosfito

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40

Los nombres de los compuestos iónicos se basan en el nombre de los iones que los forman: 1. - Un catión monoatómico (ión de carga positiva) el cual conserva el nombre del correspondiente metal del cual se origina. Li Litio  Li+1 ión o catión Litio +3 Al Aluminio  Al ión ó catión Aluminio y 2. - Un anión monoatómico (ión de carga negativa) están formados por átomos de elementos no metálicos con la terminación URO. Cl Cloro  Cl-1 ión Cloruro H Hidrógeno  H-1 ión Hidruro S Azufre  S-2 ión Sulfuro Ejemplos: LiCl Cloruro de Litio Al2S3 Sulfuro de Aluminio. Observe que al escribir la fórmula se escribe primero el símbolo del catión y luego el del anión, pero al nombrarlos se hace en sentido contrario . 3.- En general los compuestos son neutros, por lo tanto el número de cargas positivas debe igualar al número de cargas negativas. Regla el subíndice del catión es numéricamente igual a la carga del anión y viceversa. Li +1

+

Ca+2

+

2 Li+1 +

Cl-1

-------------

S-2 S-2

LiCl

-------------

CaS

-------------

Li2S

Ca+2 + 2Cl-1 -----------CaCl2 4.- Si un elemento forma más de un ión (+), la carga se indica por un número romano entre paréntesis , después del nombre . Fe+2 Fe+3 FeCl 2 FeCl 3

ión Hierro II ión Hierro III Cloruro de Hierro II Cloruro de Hierro III.

5.-En algunos compuestos los factores estequiométricos se indican por los prefijos Mono , Di , Tri , Tetra , Penta , etc. CO NO2 N2O4 NO

Monoxido de carbono Dioxido de nitrógeno Tetraoxido de dinitrógeno Monoxido de Nitrógeno

6.- Nombres comunes: a) Para aquellos cationes con dos estados de oxidación se utilizan las terminaciones OSO e ICO para indicar el menor y mayor E.O correspondiente. Cu+1 Cu+2

ión cuproso ión cúprico

Fe+2 Fe+3

ión ferroso ión férrico

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41

b) Para aniones poliatómicos que contienen oxígeno (oxianiones),aquellos que posean mayor número de átomos de oxígeno (o menor estado de oxidación del elemento diferente de oxígeno) la terminación usada es ATO, por el contrario cuando el contenido de oxígeno es menor (o mayor E.O del átomo distinto de oxígeno) la terminación es ITO . (NO3)-1 (NO2) -1

(PO4)-3 (PO3)-3

iòn Nitrato ión Nitrito

ión fosfato ión fosfito

c) Si se forman más de dos oxianiones aquel que posee el menor número de átomos de oxígeno se designa por HIPO.......ITO , luego ITO , ATO y finalmente el que posea el mayor número de oxígeno PER........ATO. XO-1 Hipo.......ito XO2-1 .......ito XO3-1 .......ato XO4-1 Per .......ato IDEM para Bromo y Yodo.

ClO-1 Hipo clorito ClO2-1 clorito ClO3-1 clorato ClO4-1 Perclorato

En general los oxianiones provienen de un ácido (oxiacido).Por ejemplo HClO HClO2 HClO3 HClO4 H2MnO4 HMnO4

Acido hipocloroso Acido cloroso Acido clórico Acido perclórico Acido Mangánico * Acido Permangánico *

2.- Oxidos a)Los óxidos de los metales se llaman óxidos básicos y están formados por un catión y el anión O-2 . BaO Oxido de bario Fe2O3 Oxido de fierro (III). b)Los óxidos de No metales (óxidos ácidos). SO2 SO3 Cl2O3 Cl2O7

Oxido de azufre (IV) Oxido de azufre (VI) Oxido de cloro (III) Oxido de cloro (VII)

3.- Hidróxidos Se forman de la combinación de un catión metálico con el anión OH- . Al(OH)3 NH4OH

Hidróxido de aluminio Hidróxido de amonio

4.- Acidos

a) Contienen oxígeno e hidrógeno: (oxiácidos) se forman a partir de un oxianion más el catión H+ . (NO3)-1 +

H+



HNO3

Acido nítrico

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42

b) Contienen hidrógeno : Proviene de un anión sin oxígeno más el catión H+ .Terminación Hídrico . H2S

Acido sulfhídrico

5.-Hidruros Están formados por cationes metálicos y el anión Hidruro H-1 . LiH LiAlH4 CaH2

Hidruro de litio Hidruro de litio y aluminio Hidruro de calcio

6. Hidratos: Son sales que poseen un numero determinado de moléculas de agua , las cuales se nombran con un prefijo numérico más la palabra hidratado. Ejm. CuSO4 x 5 H2O sulfato de cobre (II) pentahidratado 1. Escribe la fórmula química de las siguientes especies: a) Nitrito de amonio b)

Sulfato monoácido de potasio

c)

Cloruro de estaño

d)

Hidruro de calcio

e)

Oxido de hierro (III)

f)

Carbonato de plomo (II)

f)

Hidróxido de sodio

g)

Acido sulfúrico

h) Yodo molecular 2.

Escribe las fórmulas de c/u de los siguientes compuestos.

(a) Cloruro de magnesio (b) Hidróxido de bario (c) Bromuro de cobre (I) (d) Sulfito de amonio (e) Oxido de cromo (VI) (f) Fosfato de sodio (g) Perclorato de amonio (h) Seleniuro de sodio (i) Oxido de yodo (V) (j) Difluoruro de oxígeno (k) Sulfuro de renio(VII) (l) Oxido de nitrógeno (II) (m)Cianuro de sodio

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43

3.-Nombra los siguientes compuestos. (a) HBr

(b) Fe(NO3)3 (c) N2O5 (d) KH

(e) Na2SO3 (f) H3PO4 (g) Ba(HSO4)2 (h) NiCN

(i) Na2SO3 Prof. Adriana Toro R.

1.-

LEYES PONDERALES, MOL , Nº DE AVOGADRO, F.M Y F.E LEYES PONDERALES, MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS: 1.1. 1.2. 1.3.

2.-

Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier. Ley de las proporciones constantes o de Proust. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton.

LEYES VOLUMÉTRICAS: Ley de Avogadro.

3.-

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES.

La Química es la ciencia que trata fundamentalmente de los fenómenos químicos y de las leyes básicas por las que éstos se rigen. Estequiometría Es la parte de la Química que estudia las relaciones ponderales y volumétricas de las reacciones químicas, así como las relaciones entre los átomos de un compuesto. 1. LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS. 1.1. Ley de la conservación de la masa o de LAVOISIER. La suma de las masas de las sustancias reaccionante ( reactivos) es igual a la suma de las masas de las sustancias resultantes (productos) de la reacción. 1.2. Ley de las proporciones definidas o de PROUST. Cuando dos o más elementos ( o compuestos ) se unen para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en una proporción en peso fija. 1.3. Ley de las proporciones múltiples o de DALTON.

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44

Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos están en la relación de números enteros sencillos.

2.

Ley de AVOGADRO.

Volúmenes iguales de gases distintos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. NA = 6,02 · 1023

Número o constante de Avogadro ( NA ): 3.

partículas

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES.

u.m.a. Es la masa de la doceava parte del átomo de carbono. 1 u.m.a. = 1,66 10-24 g

1 g = 6,02 1023 u.m.a.

Masa atómica. Es la masa de un átomo, medido en u.m.a. Masa molecular. Es la masa de una molécula, medida en u.m.a. Masa Molar. Es la cantidad de masa de un elemento que contiene el N A de átomos o moléculas. Es la masa atómica o masa molecular expresada en gramos. Mol. Es la cantidad de sustancia que contiene el N A de átomos o moléculas. Es la masa molecular expresada en gramos. El mol es una medida del número de partículas.(1 mol, ya sea de átomos o de moléculas se relaciona con la Masa Molar de cada sustancia y no con una cantidad fija de masa) Ej. 1 mol de H _______ 1,008 g de H

1 mol de H __________ 6,02 1023 átomos de H

Ej. 1 mol de H2 ______ 2,016 g de H

1 mol de H2 ________ 6,02 1023 moléculas de H2 1 mol de H2 ________2 x 6,02 1023 átomos de H

Ej. 1 mol de H2O _____ 18,00 g de H2O

1 mol de H2O _______ 6,02 1023 moléculas de H2O 1 mol de H2O _______ 2 x 6,02 1023 átomos de H 1 mol de H2O _______ 6,02 1023 átomos de O

MOLES, MOLÉCULAS Y ÁTOMOS: 1.-

Calcular la masa de agua que contienen 0,23 moles de agua. Sol:

2.-

Calcular la masa de una molécula de agua. Sol:

3.-

4,14 g

2,99 · 10-23 g

Ordena de mayor a menor el número de moléculas que contienen: a. 20 g de agua b. 1025 moléculas de O2

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45

c. 1,3 moles de Al2O3 Sol: 4.-

Calcula el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S Sol:

5.-

1,993 moles

Calcula el número de átomos contenidos en 12,23 mg de cobre Sol:

7.-

4,428 · 1023 átomos de S ; 8,856 · 1023 átomos de H

¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 1,2 · 1024 moléculas Sol:

6.-

b>c>a

1,16 · 1020 átomos

Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas: a. 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 · 1022 átomos de Hg. b. 0,25 moles de O2 más 4,5 · 1022 átomos de oxígeno. Sol:

8.-

a) 45,33 g

b) 9,196 g

¿Cuántos moles de nitrógeno están contenidos en 42 g de este gas?. ¿Qué volumen ocuparían en condiciones normales?. ¿Cuántos átomos de nitrógeno contienen?. Sol:

9.-

1,5 moles ; 33,6 L ; 1,81 · 1024 átomos

Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 · 1022 átomos, ¿cuál es la masa atómica del elemento?. Sol:

10.-

40,13 g/mol

¿Cuál de las siguientes cantidades contiene el mayor número de átomos?: a. 8,32 g de Zn Sol:

11.-

b. 0,16 at-gr de Zn

c.

9,07·1022 átomos de Zn.

La b

¿Cuál es el peso de la siguiente mezcla: 0,728 moles de átomos de Ag, 11,105 g de Ag y 8,92 · 1022 átomos de Ag?. Sol:

12.-

105,73 g

Considerando que el trióxido de azufre es gas . a. ¿Cuántas moléculas contienen160 g de trióxido de azufre? b. ¿Cuántos átomos de oxígeno?.

Prof:Adriana Toro R Sol: 13.-

46

a) 1,2 1024 moléculas b) 3,6 1024 átomos de O

Calcular el número de moléculas contenidos en 10 mL de agua. (d=1 g/mL) Sol:

14.-

Fundamentos de Química General

3,34 1023 moléculas

Calcula el número de moles que hay en: a. 49 g de ácido sulfúrico b. 20 · 1020 moléculas de sulfúrico Sol:

15.-

a) 0,5 moles

b) 0,0033 moles

Cuál de las siguientes cantidades tienen mayor número de átomos de calcio: 56 g de Ca ; 0,2 moles de Ca y 5 · 1023 átomos de Ca Sol:

16.-

56 g

Razona cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos: a. 20 g de Fe b. 20 g de S c. 20 g de oxígeno molecular d. 20 g de Ca e. 20 g de CaCO3 Sol:

19.-

en la c

De una sustancia pura sabemos que la masa de 2 · 1019 moléculas corresponde a una masa de 1,06 mg, ¿cuál será la masa de 1 mol de esa sustancia? Sol:

31,9 g COMPOSICION PORCENTUAL

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FORMULA EMPIRICA

47

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48

LA MATERIA Y REACCIONES QUIMICAS ... Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos. LAS REACCIONES QUÍMICAS Conceptos fundamentales De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química.. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:

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49

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa Tipos de reacciones químicas El reagrupamiento que experimentan los átomos de los reactivos en una transformación química puede ser de diferentes tipos. He aquí algunos de ellos:

a) Reacciones de precipitación. Se producen entre dos compuestos y equivalen a un intercambio o sustitución mutua de elementos que da lugar a dos nuevas sustancias químicamente análogas a las primeras. Así el sodio desplaza a la plata en el nitrato de plata, pero es a su vez desplazado por aquélla en el cloruro de sodio:

b) Reacciones ácido base. Este tipo de reacciones se caracteriza por la transferencia de H+, de una especie química a otra. HCl H2O HCl

+ + +

H2O NH3 NaOH

→ → →

H3O+ NH4+ H2O

+ Cl+ OH+ NaCl

c) Reacciones de óxido reducción: Tipos: 1. Reacciones de síntesis ó de combinación. A + B → C Se caracterizan porque los productos son sustancias más complejas, desde un punto de vista químico, que los reactivos. La formación de un compuesto a partir de sus elementos correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla. Así, el cobre, a suficiente temperatura, se combina con el azufre para formar sulfuro de cobre (I) según la reacción:

2. Reacciones de descomposición. Al contrario que en las reacciones de síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los reactivos. Así, cuando el carbonato de cobre se calienta fuertemente se descompone según la reacción: 2 KClO 3 clorato de poasio

calor

2 KCl cloruro de potasio

oxígeno

+

3 O2

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50

3.Reacciones de desplazamiento. Tienen lugar cuando siendo uno de los reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la correspondiente molécula. Desplazamiento de hidrógeno de ácidos :Así las reacciones de ataque de los metales por los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del ácido clorhídrico sobre limaduras de hierro que tiene lugar en la forma:

Desplazamiento de hidrógeno del agua : las reacciones de los metales con agua llevan consigo la formación del hidrógeno y del hidróxido del metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del sodio sobre el agua: Na° (s)

→

+ H2O (l)

NaOH(ac)

+ 1/2 H2(g)

Desplazamiento de metales tienen lugar cuando un metal muy reactivo desplaza a otro metal de su sal. Fe°(s)

+

CuCl2 (ac)

→

FeCl2 (ac) + Cu°(s)

Desplazamiento de Halógenos tienen lugar cuando un Halógeno ubicado por sobre los otros halógenos del grupo VIIA los desplaza de sus sales. Lo contrario no ocurre. F2 (g) + 2 NaCl

(ac)

→

idem si la sal es de Br- o de I-

Cl2(g) + 2 NaF(ac)

Cl2(g) + 2 NaBr(ac)

→

Br2(g) + 2 NaCl(ac) idem si la sal es de I-

Br2(g) + 2 NaI(ac)

→

I2(g)

+ 2 NaBr(ac)

FORMAS DE ESCRIBIR UNA REACCIÓN QUÍMICA A TRAVES DE UNA ECC. QUÍMICA Ecc. Total : Ecc. Iónica :

NaCl (ac)

+

AgNO3 (ac)

→

Na+(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3- (ac) Cl-(ac) + Ag+(ac)

Ecc. Iónica neta : Ecc.Total : Ecc. Iónica : Ecc. Iónica neta :

HCl(ac)

+

NaOH(ac)

→ →

H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH- (ac) H+(ac) +

OH- (ac)

→ H2O (l)

AgCl (s) → AgCl

+

NaNO3 (ac) +

(s)

Na +(ac)

+ NO3 -ac)

AgCl (s) H2O (l) → H2O (l)

+

NaCl(ac) +

Na +(ac)

+ Cl -ac)

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Prof. Adriana Toro R. ECUACIONES QUÍMICAS El balance de materia en las reacciones químicas Partiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la teoría atómica de la materia las reacciones químicas representadas a través de ecc. Químicas deben cumplir con ambos conceptos , por lo tanto el balancear una ecc. Química significa que se debe hacer un balance entre átomos de una misma especie tanto en reactantes como en los productos. Para que dicho balance cuadre, se deben de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química. Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de cobre (II) una vez ajustada es:

e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos átomos de cobre y una molécula de oxígeno, Tratando dicha ecuación química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere la igualdad, es decir:

Si N representa el número de Avogadro NA o número de partículas que componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de Cu y un mol de O2. Por tanto los coeficientes de una ecuación química ajustada representan también la proporción en número de moles, de reactivos y productos que participan en la reacción. El ajuste de las ecuaciones químicas Conocidos los reactivos y los productos, el ajuste de la reacción correspondiente constituye una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa. Además ésta es una operación previa a la realización de muchos de los problemas de química básica. Uno de los procedimientos habituales empleados para ajustar una reacción química puede describirse en los siguientes términos: 1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:

2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.

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52

3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas. Tomando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano:

estos serían los pasos a seguir: a) Se fijan unos coeficientes representados por letras a, b, c, d:

b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente, en ambos miembros de la ecuación química: Para el C 3a = c Para el H

8a = 2d

Para el O

2b = 2c + d

d) Se resuelve el sistema para esto se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador: Ej.

Si a= 1

entonces de

c=3a =3*1=3

c = 3

Reemplazando en

8a = 2d

d = 8 a / 2 = 8*1 / 2

d= 4

Reemplazando en

2b = 2c + d

b =(2c + d) / 2 = (2*3 + 4) / 2 =(6+4)/ 2 = 10 / 2 = 5

Así finalmente : a=1

b=5

c=3

d=4

d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química:

DESAFIO: si la ecc. Química no equilibrada de una reacción es :

N2H4(l) + H2O2 (l) →

N2(g) + H2O (g)

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53

¿Cuánto es la suma de los coeficientes de esta ecc. Química una vez equilibrada? a) 6 b) 8 c) 4 d) ninguna de las anteriores. APLICACIÓN: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS (I) Cuando se vierte ácido clorhídrico sobre limaduras de cinc, se produce la siguiente reacción con desprendimiento de hidrógeno gaseoso:

Determinar los moles de hidrógeno, que se recogerá cuando son atacados 30,0 g de Zn. ¿Cuántas moléculas de hidrógeno estarán contenidas en esos moles?¿Cuántos átomos de H estarán contenidos en esos mismos moles? Para ajustar la reacción bastará en este caso multiplicar por 2 el HCI:

De ella se deduce que por cada mol de átomos de Zn se producirá un mol de moléculas de H2, pues la relación entre sus respectivos coeficientes es de 1:1. Pero un mol de átomos de Zn tiene una masa igual a la M.M de dicho metal, esto es, a 65,4 g. Asimismo, un mol de H2 tiene una M.M de 2,00 g , luego estableciendo la siguiente relación de proporcionalidad:

teóricamente en moles

1 mol

2 moles

1 mol

1 mol

teóricamente en masa

65,4 g 65,4 g

2(36,5) g 73,0 g

136,4 g 136,4 g

2,00 g 2,00 g

primero calculamos los moles de Zn que corresponden a esos 30,0 g moles de Zn = masa de Zn / M.M de Zn = 30,0 g / 65,4 g/mol = 0,459 moles de Zn luego de la relkación teórica entre moles de Zn y de H2 , tenemos 1 mol de Zn

1 mol de H2

0,459 moles de Zn

x moles de H2

resulta: x = 0,459 moles de H2

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Recordando ahora que un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 moléculas, la segunda parte del problema se resuelve recurriendo ahora a la proporcionalidad entre NA y número de moles: 6,022 · 1023 moléculas de H2

1 mol de H2 0,459 moles de H2

x

=

x moléculas de H2

2,76 · 1023

moléculas de H2

Se sabe que en un mol de H2 molecular hay presentes 2 x 6,022 · 1023 átomos de H luego: x 6,022 · 1023 átomos de H

1 mol de H2 2 0,459 moles de H2

x átomos de H

X = 5,52 · 1023 átomos de H Ó bien: sabiendo que una molécula de H2 contiene 2 átomos de H, el número de átomos de hidrógeno será: 1 molécula de H2

2 átomos de H

2,76 · 1023 moléculas de H2

x átomos de H

X = 5,52 · 1023 átomos de H

Prof. ADRIANA TORO R. Equilibrando reacciones 1. H2 + O2 ---> H2O

26. N2 + H2 ---> NH3

2. S8 + O2 ---> SO3

27. N2 + O2 ---> N2O

3. HgO ---> Hg + O2

28. CO2 + H2O ---> C6H12O6 + O2

4. Zn + HCl ---> ZnCl2 + H2

29. SiCl4 + H2O ---> H4SiO4 + HCl

5. Na + H2O ---> NaOH + H2

30. H3PO4 ---> H4P2O7 + H2O

6. C10H16 + Cl2 ---> C + HCl

31. CO2 + NH3 ---> OC(NH2)2 + H2O

7. Si2H3 + O2 ---> SiO2 + H2O

32. Al(OH)3 + H2SO4 ---> Al2(SO4)3 + H2O

8. Fe + O2 ---> Fe2O3

33. Fe2(SO4)3 + KOH ---> K2SO4 + Fe(OH) 3

9. C7H6O2 + O2 ---> CO2 + H2O

34. H2SO4 + HI ---> H2S + I2 + H2O

10. FeS2 + O2 ---> Fe2O3 + SO2

35. Al + FeO ---> Al2O3 + Fe

11. Fe2O3 + H2 ---> Fe + H2O

36. Na2CO3 + HCl ---> NaCl + H2O + CO2

Prof:Adriana Toro R 12. K + Br2 --->

Fundamentos de Química General KBr

37. P4 + O2 ---> P2O5

13. C2H2 + O2 ---> CO2 + H2O

38. K2O + H2O ---> KOH

14. H2O2 ---> H2O + O2

39. Al + O2 ---> Al2O3

15. C7H16 + O2 ---> CO2 + H2O

40. Mg + N2 --->

16. SiO2 + HF ---> SiF4 + H2O

41. C + H2O ---> CO + H2

17. KClO3 ---> KCl

42. H3AsO4 ---> As2O5 + H2O

+ O2

Mg3N2

18. KClO3 ---> KClO4 + KCl

43. Al2(SO4)3 +Ca(OH) 2 ---> Al(OH) 3 + CaSO4

19. P4O10 + H2O ---> H3PO4

44. FeCl3 + NH4OH ---> Fe(OH) 3 + NH4Cl

20. Sb + O2 ---> Sb4O6

45. Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 ---> P4O10 + CaSiO3

21. C3H8 + O2 ---> CO2 + H2O

46. N2O5 + H2O ---> HNO3

22. Fe2O3 + CO ---> Fe + CO2

47. Al + HCl ---> AlCl3 + H2

23. PCl5 + H2O ---> HCl + H3PO4

48. H3BO3 ---> H4B6O11

+

24. H2S + Cl2 ---> S8 + HCl 25. Fe + H2O ---> Fe3O4 + H2 Respuestas 1. 2, 1 ---> 2

26. 1, 3 ---> 2

2. 1, 12 ---> 8

27. 2, 1 ---> 2

3. 2 ---> 2, 1

28. 6, 6 ---> 1, 6

4. 1, 2 ---> 1, 1

29. 1, 4 ---> 1, 4

5. 2, 2 ---> 2, 1

30. 2 ---> 1, 1

6. 1, 8 ---> 10, 16

31. 1, 2 ---> 1, 1

7. 4, 11 ---> 8, 6

32. 2, 3 ---> 1, 6

8. 4, 3 ---> 2

33. 1, 6 ---> 3, 2

9. 2, 15 ---> 14, 6

34. 1, 8 ---> 1, 4, 4

10. 4, 11 ---> 2, 8

35. 2, 3 ---> 1, 3

11. 1, 3 ---> 2, 3

36. 1, 2 ---> 2, 1, 1

12. 2, 1 --->

37. 1, 5 ---> 2

2

13. 2, 5 ---> 4, 2

38. 1, 1 ---> 2

14. 2 ---> 2, 1

39. 4, 3 ---> 2

15. 1, 11 ---> 7, 8

40. 3, 1 --->

16. 1, 4 ---> 1, 2

41. 1, 1 ---> 1, 1

17. 2 ---> 2, 3

42. 2 ---> 1, 3

18. 4 ---> 3, 1

43. 1, 3 --> 2, 3

19. 1, 6 ---> 4

44. 1, 3 ---> 1, 3

20. 4, 3 ---> 1

45. 2, 6 ---> 1, 6

1

H2O

55

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21. 1, 5 ---> 3, 4

46. 1, 1 ---> 2

22. 1, 3 ---> 2, 3

47. 2, 6 ---> 2, 3

23. 1, 4 ---> 5, 1

48. 6 ---> 1, 7

56

24. 8, 8 ---> 1, 16 25. 3, 4 ---> 1, 4

Prof. Adriana Toro R. REACCIONES QUÍMICAS: 1.-

Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio. Calcula la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo. Sol:26,8 g

2.Calcula la masa de ácido clorhídrico necesaria para reaccionar totalmente con 40 g de cinc. Determina los moles de hidrógeno, que se desprenderá. Sol: 44,6 g ; 3.-

Una muestra de 4 g de Zn del 80 % de pureza se trata con 0,05 moles de HCl. ¿Cuál es el reactivo limitante? Sol: HCl

4.-

Determina cuál es el reactivo limitante si hacemos reaccionar 0,01 moles de NaOH, con 0,012 moles de HCl. Sol: NaOH

5.- La tostación del sulfuro de plomo(II) con oxígeno produce óxido de plomo(II) y dióxido de azufre gaseoso. Calcula la cantidad de PbO que podemos obtener a partir de 500 g de PbS si la reacción tiene un rendimiento del 65 %. Sol: 303 g 6.-

Una mezcla de 100 kg de CS2 y 200 kg de Cl calentando se produce la reacción: CS2 + 3 Cl2

2

se pasa a través de un tubo de reacción y

CCl4 + S2Cl2

a. El reactivo que no reaccionará completamente. b. La cantidad de este reactivo que no reacciona. c. El peso de S2Cl2 que se obtendrá. Sol: 7.-

a) CS2 b) 28,638 kg c) 126,761 kg

En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se utiliza caliza (carbonato cálcico impuro) del 92 % de pureza. ¿Qué cantidad de caliza se necesitará para obtener 250 kg de cloruro de calcio?. Sol: 244,8 kg

8.Calcular los gramos de dióxido de carbono que se producen al quemar 640 g de metano. ¿ Cuántos gramos de oxígeno se consumirán?. ¿ Cuántos gramos de agua se formarán ?. Sol: 1760 g CO2, 2560 g O2 , 1440 g de H2O 9.-En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30 g de hidruro de calcio con 30 g de agua, según la reacción: CaH2 + H2O

Ca(OH)2 + H2

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Después de ajustar la reacción, calcula: a. ¿Qué reactivo sobra y en qué cantidad?. b. los moles de hidrógeno que se producen c. El rendimiento de la reacción si los moles de hidrógeno real producido fue de 1,39 moles Sol: 10.-

a) sobran 4,29 g de agua b) 1,43 moles de hidrógeno c) 97,2%

El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio para dar cloruro de magnesio y titanio. Si se ponen a reaccionar 15 g de cloruro de titanio y 7 g de magnesio, calcula: a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuántos gramos de titanio se obtienen? Sol: a) Cloruro de titanio(IV) b) 3,78

g 11.-Por tostación del sulfuro de cinc se obtiene el óxido del metal y se desprende dióxido de azufre. a. Escribe la reacción ajustada b. ¿Qué cantidad de óxido de azufre se producirá al reaccionar 50 g de sulfuro de cinc? c. ¿Qué masa de oxígeno se consumirá en la reacción? Sol:

b) 32,8 g

c) 24,6 g

12.- Se hacen reaccionar 100 g de Zn con ácido clorhídrico en exceso para obtener hidrógeno y cloruro de cinc. a. Escribe la reacción ajustada b. ¿Qué masa de HCl reaccionará? Sol: b) 111,6 g c. ¿Qué masa de cloruro de cinc se obtiene? 13.-

Si se ponen a reaccionar 100 g de BaCl 2 con 115 g de Na 2SO 4 para obtener cloruro sódico y sulfato de bario. a. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante? b. ¿Cuántos g de NaCl se pueden preparar? c. ¿Cuántos gramos de cloruro sódico se obtienen si el rendimiento es del 75% ?

Sol: a) Cloruro de bario b) 56,15 g ESTEQUIOMETRÍA Calcula el peso de dióxido de carbono que se produce al quemar 640 g de metano. ¿Cuántos gramos de oxígeno se consumirán? ¿Cuántos gramos de agua se formarán? Rta.: 1760 g; 2560 g; 1440 g REACTIVO LIMITANTE En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con 30'0 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O →Ca(OH) 2 + H2 Después de ajustar la reacción, calcula: qué reactivo sobra y en que cantidad; Rta.: 4'3 g H2O, Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan para dar lugar a cloruro de hidrógeno. Escriba el proceso químico que tiene lugar. Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede obtener, admitiendo un rendimiento del 100%. Rta.: 7'3 g

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Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una mezcla gaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g de O2(g) para dar H2O(g). Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua que se forma. Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada en porcentaje en peso y en fracción molar. Rta.: 11'25 g H2O; 75% H2O; x(H2O) = 0'25;

Mapa Conceptual

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Estequiometría Ecuaciones químicas ¿Que le pasa a la materia cuando le ocurre un cambio químico? Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente conciernen al rearreglo de los átomos. Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos). Las reacciones químicas se representan en el papel usando ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar (quemarse) con oxígeno gaseoso (O2) para formar agua (H20).

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Fundamentos de Química General La ecuación química de esta reacción se escribe así:

2H2 + O2

2H 2O

El signo '+' se lee como 'reacciona con' y la flecha significa 'produce o nos da'. Las fórmulas químicas de la izquierda representan a las sustancias de partida y se les llama reactivos. Las sustancias de la derecha son el producto final y se conocen con el nombre de productos. Los números frente a las fórmulas se llaman coeficientes) pero si valen 1 generalmente se omiten.

Coeficientes

2H2 + O2

2H2O

reactivos

productos

Dado que los átomos no se crean ni se destruyen durante el curso de la reacción, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la flecha (esto significa que la ecuación está balanceada, es decir que lo de la derecha masa lo mismo que lo de la izquierda).

2H2 + O2 4H, 2O

2H2O =

4H, 2O

Pasos que necesarios para escribir una reacción balanceada: 

Se determina experimentalmente cuales son los reactivos y los productos



Se escribe una ecuación no balanceada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos



Se balancea la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros

NOTA los subíndices no deben cambiarse al tratar de balancear una ecuación recuerda bien “NUNCA”.

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Fundamentos de Química General Cambiar un subíndice cambia la identidad del reactivo o del producto. Balancear una reacción química únicamente se trata de cambiar las cantidades relativas de cada producto o reactivo

Consideremos la reacción de la combustión del metano gaseoso (CH4) en aire. Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Con esta información hemos cubierto el primer paso. Ahora, escribimos la reacción sin balancear (paso 2):

CH4 + O2

CO 2 + H2O

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

CH4 + O2 C = 1 H = 4 O = 2

≠

CO2 + H2O C = 1 H = 2 O = 3

Todo parece ir bien con el número de carbonos en ambos lados de la ecuación, pero solo tenemos la mitad de los átomos de hidrógeno en el lado de los productos que en el lado de los reactivos. Podemos corregir esto duplicando el número de aguas en la lista de los productos:

CH4 + O2 C = 1 H = 4 O = 2

≠

CO2 + 2H2O C = 1 H = 4 O = 4

Nótese que aunque hayamos balanceado los átomos de carbono y de hidrógeno, ahora tenemos 4 átomos de oxígeno en los productos en tanto que únicamente tenemos 2 en los reactivos. Si duplicamos el número de átomos de oxígeno en los reactivos, podemos balancear al oxígeno:

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CH3 + 2O2 C = 1 H = 4 O = 4

=

CO2 + 2H2O C = 1 H = 4 O = 4

Hemos cubierto la etapa 3, y hemos balanceado la reacción del metano con el oxígeno. Entonces, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas agua. El estado físico de cada sustancia puede indicarse usando los símbolos (g), (l), (s) y (ac) (para gas, líquido, sólido y slns. acuosas respectivamente):

CH3(g) + 2O 2(g)

CO 2(g) + 2H2O(l)

Reactividad química, uso de la tabla periódica A menudo podemos predecir el comportamiento químico de una sustancia, si hemos visto o sabemos como se comporta una sustancia similar. Por ejemplo, el sodio (Na) reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) y H2 gaseoso:

Na(s) + H2O(l)

NaOH(aq) + H2(g)

nota: (ac) indica que está disuelto en agua Como el Potasio (K) está en la misma familia (columna) que el sodio en la tabla periódica, es posible predecir que la reacción del K con el H2O será similar a la del Na:

K(s) + H2O(l)

KOH(aq) + H2(g)

No solo eso, de hecho podemos predecir que todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para formar sus hidróxidos e hidrógeno. Entonces, las ecuaciones químicas son la manera abreviada que tenemos los químicos para describir una reacción química, esta ecuación, usualmente debe incluir: Todos los reactivos Todos los productos El estado de cada sustancia

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Fundamentos de Química General Las condiciones usadas en la reacción. CaCO3(g) → CaO (s) + CO2(g) REACTIVOS

PRODUCTOS

Balanceo de ecuaciones químicas Dado que asumimos que la ley de la conservación de la masa se aplica en TODAS LAS REACCIONES QUÍMICAS, para que una ecuación química sea válida, debe estar balanceada, es decir el número y tipo de átomos a la izquierda, debe estar a la derecha. O sea, deben sumar lo mismo en ambos lados, por ejemplo: CaCO3(g) →CaO (s) + CO2(g) reactivos

productos

1 Ca

1 Ca

1C

1C

3O

3O

CaCO3(g) →CaO (s) + CO2(g) ¿Cómo se hace? Siguiendo estos 4 pasitos: Paso

1.

Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación

Paso 2.

Inspecciona la ecuación y determina que átomos no están balanceados

Paso 3.

Balancea un átomo a la vez empleando los coeficientes de uno o más compuestos

Paso

Cada vez que creas que ya está balanceada la ecuación repite el paso 1.

4.

Paso 5.

¡No te apresures!

EJEMPLOS Paso 1.y 2 HCl + Ca →CaCl2 + H2 1H 2H 1Cl 2Cl 1Ca 1Ca

Sin balancear Sin balancear

NO está balanceada Paso 2. 2HCl + Ca →CaCl2 + H2

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Paso 3. 2H 2Cl 1Ca

2H 2Cl 1Ca

2HCl + Ca →CaCl2 + H2

Ecuación balanceada Paso 1.y 2. 6H 2C 2O

balanceada balanceada

C2H6 + O2 → CO2 + H2O 2H Sin balancear 1C Sin balancear 3O Sin balancear

Paso 2. Paso 3.Balancear primero la molécula mayor C2H6 + O2 → 2CO2 + 3H2O 6H 6H balanceada 2C 2C balanceada 2O 7O Sin balancear Paso 3.a Ahora balanceamos O C2H6 + 3.5O2 → 2CO2 + 3H2O Paso 4.a 6H 6H 2C 2C 7O 7O Multiplicamos por dos:

balanceada balanceada balanceada 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O

Descomposición de la urea: (NH2) 2CO + H2O → NH3 + CO2 6H 2N 1C 2O

3H 1N 1C 2O

Sin balancear Sin balancear balanceada balanceada

Para balancear únicamente duplicamos NH3 y así: (NH2) 2CO + H2O → 2NH3 + CO2 6H 2N 1C 2O

3H 2N 1C 2O

balanceada balanceada balanceada balanceada

Más ejemplos: CH3OH + PCl5 → CH3Cl + POCl3 + H2O 4H 1C 1O

5H 1C 2O

no balanceada balanceada no balanceada

1P 5Cl

1P 4Cl

balanceada no balanceada

Necesitamos mas cloro en la derecha: CH3OH + PCl5 → 2CH3Cl + POCl3 + H2O

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Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH3OH 2CH3OH + PCl5 → 2CH3Cl + POCl3 + H2O ¡Listo, ya está balanceada! Tipos de reacciones químicas Tipos:

Ejemplo

Adición

CH2=CH2 + Br2 → BrCH2CH2Br

Desplazamiento

H3O+ + OH- → 2H2O

Descomposición

2H2O2 → 2H2O + O2

Iónicas

H+ + Cl-+ Na++ OH- → H2O + Na++ Cl-

Metatesis

2HCl + Na2S → H2S(g) + 2NaCl

Precipitación

AgNO3 + NaCl → AgCl(s) + NaNO3

Redox

SO2 + H2O → H2SO3

Dismutación

12OH- + 6Br2 → BrO3- + 10Br- + 6H2O

Substitución

CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

Reacciones de descomposición Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no redox. 2H2O2 → 2H2O + O2 Reacciones de adición Dos o más reactivos se combinan para formar un producto. CH2=CH2 + Br2 → BrCH2CH2Br Reacciones de desplazamiento Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en un compuesto. H3O+ + OH- → 2H2O Reacciones de metátesis Aquellas reacciones donde dos reactivos se intercambian 2HCl + Na2S → H2S + 2NaCl Reacciones de precipitación Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble.

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Fundamentos de Química General AgNO3 + NaCl →AgCl↓ + NaNO3

Reacciones de dismutación Aquellas reacciones donde de los reactivos genera compuestos donde un elemento tiene dos estados de oxidación. 12OH- + 6Br2 → BrO-3+ 10Br- + 6H2O Reacciones de substitución Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo. CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl Reacciones Redox o de óxido reducción Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian electrones SO2 + H2O → H2SO3 Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox Baterías y pilas (de auto, NiCd, alcalinas) Corrosión y enmohecimiento de metales Muchas de las reacciones metabólicas

Estequiometría

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Estequiometría

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. Invoca la relación que debe haber entre la mol y las reacciones químicas. Definición Información cuantitativa de las ecuaciones balanceadas

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Los coeficientes de una ecuación balanceada, pueden interpretarse como el número relativo de moléculas que participan en una reacción, y como el número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación balanceada siguiente: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 una mol de O2. Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: Reaccionan : 2 moles de H2 1 mol de O2 y se Forman : 2 moles de H2O son cantidades estequiométricamente equivalentes. Esto se representa así: 2 mol H2 reaccionan con 1 mol O2 y forman o producen 2 mol H2O 2 mol H2 .......con 1 mol O2 y 2 mol H2 ...............2 mol H2O ó

1 mol O2 ...............2 mol H2O

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones balanceadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Por ejemplo si nos preguntamos ¿Cuántos moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1.57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

 2moles H2O   = 314 . moles O2 ) ⋅  . moles H2O ( 157  1mol H2  El cociente:

 2moles H2O     1mol H2  es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación balanceada de esta reacción. Ejemplo: Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación balanceada es:

2C4H10(l) +13O2(g)

8CO2(g) +10H2O(l)

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1.00 gramo de C4H10.

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Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:

 1mol C4 H10   = 172 . × 10 − 2 molesC4 H10 4 10 

( 10. gC H ) ⋅  58.0gC H 4

10

de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:

 8moles CO2     2moles C4 H10  por lo tanto:

 8molesCO2    ⋅ 172 . × 10− 2 molesC4 H10 = 688 . × 10− 2 molesCO2  2molesC4 H10  Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir las moles de CO2 en gramos (usando la Masa Molar del CO2):

 44.0gCO2  . × 10 moles CO2 ) ⋅  . gCO2  = 303 ( 688  1mol CO2  −2

Entonces la secuencia de pasos para resolver este tipo de problemas puede esquematizarse así:

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc. Las etapas esenciales Balancear la ecuación química Calcular la Masa Molar de cada compuesto Convertir las masas a moles Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios Reconvertir los moles a masas ó número de partículas si se requiere Cálculos de moles La ecuación balanceada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción

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Fundamentos de Química General 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O

de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos. Conversión de moles a gramos: Ej: N2 ¿Cuántos moles hay en 14g? PM = 14.01*2 = 28.02g/mol,

1 4g = 0.5 0moles = 2 8.0 2 g/mol/

N2 Cálculos de masa

Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas Las Masas molares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares Los pasos son: Balancear la ecuación química Convertir los valores de masa a valores molares Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para determinar las proporciones de reactivos y productos Reconvertir los valores de moles a masa. Para la reacción: Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. 2HCl(aq) + Ca0(s) → CaCl2(aq) + H2(g) Notese que por cada Ca producimos 1 H2 1°

Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.

gramos de Ca 1000 . g moles de Ca = = g peso formula Ca 4008 . mole = 025 . moles de Ca

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Prof:Adriana Toro R 2°

Fundamentos de Química General 10g de Ca son 0.25 moles, como tenemos 0.25 moles de Ca, únicamente se producirán 0.25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?

g de H2 = moles producidos × peso molecular de H2 g = 025 . mol × 2016 . = 0504 . g mol ¿Cuántos g de CaCl2 se hicieron? También serán 0.25 moles. Y entonces:

g de CaCl2 = moles producidos × peso molecular de CaCl2 g = 025 . mol × 11098 . = 2775 . g mol Reactivo limitante En la reacción anterior, se nos acabó el Ca porque el HCl estaba en exceso. De esta manera, la reacción se detuvo cuando al acabarse el Ca. Cuando un reactivo detiene la reacción porque este se acaba, se le llama reactivo limitante. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química balanceada. Ejemplo:

∆

2H2 + O2 2H2O ¿Cuál es el reactivo limitante si tienes 5 g de hidrógeno y 10 g de oxígeno? Se necesitan 2 moles de H2 por cada mol de O2

50 .g = 25 . moles g 2016 . mol 100 .g moles de O2 = = 03 . moles g 320 . mol moles de H2 =

Para la reacción: 2H2 + O2 → 2H2O Necesitas 2 moles de H2 por cada mol de O2 Pero tienes 2.5 moles de H2 y sólo 0.3 moles de O2. La proporción requerida es de 2 : 1 Pero la proporción que tienes es de 2.5 : 0.3 o de 8.3 : 1

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Fundamentos de Química General Es claro que el reactivo en exceso es el H2 y el limitante es el O2

Supónganse que un día invitan a su casa a comer a un grupo de amigos y planean prepararles un arroz . El arroz, lo preparan como siempre se ha hecho en su casa, es decir por cada taza de arroz agregan dos tazas de agua. Esta receta la han seguido siempre por que si no el arroz saldrá o bien como engrudo o bien como medio crudo. Si tienen exactamente cuatro tazas de arroz, entonces añadirán ocho tazas de agua ni una más ni una menos. Esto es una situación similar a las que presentan las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se termina antes que los otros. Por ejemplo, si en la reacción de formación de agua, pusiéramos a reaccionar 10 moléculas de hidrógeno y 7 de oxígeno, formaríamos únicamente 10 moléculas de agua, porque ya vimos que la ecuación balanceada dice que: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) cada dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno y forman dos de agua, es decir, que nos sobrarían 2 moléculas de oxígeno. 10H2(g) + 7O2(g) → 10H2O(l)+ 2O2(g) Como ya dijimos que trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 10 moles de H2 con 7 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 9 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es:

 1mol O2    ⋅ ( 10moles H2 ) = 5moles O2  2moles H2  Es decir, que después que todo el hidrógeno se ha consumido, sobrarán dos moles de O2. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. En el ejemplo de arriba, el H2 es el reactivo limitante, y dado que la estequiometría es 2H2........2H2O (o sea H2.......H2O), limita la cantidad de producto formado (H2O) a 10 moles. En realidad pusimos a reaccionar suficiente oxígeno (O2) para formar 14 moles de H2O (O2 ........... 2H2O). Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante (conociendo la cantidad inicial de cada reactivo), consiste en calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción, suponiendo que de cada uno hay una cantidad ilimitada. De manera que el reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

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Ejemplo: para la siguiente reacción:

2Na3PO4(aq)+3Ba(NO3)2(aq)

Ba3(PO4)2(s)+6NaNO3(aq)

y supongamos que tengo una disolución que tiene 3.50 gramos de Na 3PO4 y la mezclamos con otra disolución que tiene 6.40 gramos de Ba(NO 3)2. ¿Cuántos gramos de Ba3(PO4)2 pueden formarse? 1)

Antes que nada tenemos que convertir los gramos de reactivos en moles:

 1mol  . g Na PO ) ⋅  ( 350  = 0.0213moles Na PO . g  16394 3

(

4

3

4

)

 1mol  6.40g Ba( NO3 ) 2 ⋅   = 0.245moles Ba( NO3 ) 2 . g  26134 2)

Ahora debemos definir las proporciones estequiométricas entre los reactivos y el producto que nos interesa (Ba3(PO4)2): 2Na3PO4 ............ Ba3(PO4)2 3Ba(NO3)2 ............. Ba3(PO4)2

3)

Ahora podemos determinar las moles de producto formado si cada reactivo se consumiera por completo durante la reacción:

 Ba3 ( PO4 )  ( 0.0213moles Na3PO4 ) ⋅  2Na PO 2  = 0.0107moles Ba3 ( PO4 ) 2 3 4  

( 0.0245moles Ba( NO ) ) 3 2

4)

 Ba3 ( PO4 )  2  ⋅  = 0.0082moles Ba( NO3 ) 2  3 Ba NO ( 3) 2  

El reactivo limitante es entonces el Ba(NO3)2 y podremos obtener únicamente 0.0082 moles del producto Ba3(PO4)2.

5)

0.0082 moles del Ba3(PO4)2 serán:

( 0.0082moles Ba ( PO ) ) 3

4 2

  60193 . g   = 4.94 g Ba ( PO ) ⋅ 3 4 2  m ol Ba PO ( )  3 4 2

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Fundamentos de Química General Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico por las siguientes razones: 

es posible que no todos los productos reaccionen



es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado



la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible (como cuando le quieren sacar toda la mermelada del frasco)

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

 rendimientodela reaccion %de rendimiento =   × 100  rendimientoteorico  Ejemplo: si recordamos en el ejemplo anterior, calculamos se podían obtener 4.94 gramos de Ba3(PO4)2. Este es el rendimiento teórico. Pero supongamos que únicamente obtuvimos de la misma reacción 4.02 gramos ¿Cuál será el rendimiento porcentual de dicha reacción?:

 4.02 g    × 100 = 81%  4.94 g 

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