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QUIMICA
Ingreso 2014
Carreras:
- Licenciatura en Química
- Profesorado en Química
- Analista Químico
1. SIMBOLOS y FORMULAS
Los símbolos de los elementos son signos abreviados que usan los científicos y deben
entrar a formar parte del vocabulario del estudiante de química.
Un símbolo encierra una gran cantidad de Información, identifica un elemento y también
puede representar al átomo de un elemento cuando se emplea en la fórmula de un compuesto.
La fórmula del metanol es CH4O; esto significa que es un compuesto de carbono, hidrógeno y
oxígeno y que la proporción de sus átomos es 1 :4: l. La proporción de los átomos de hierro y
cloro en FeCl3 es 1:3.
Los elementos se ubican en la tabla periódica ordenados según su número atómico
(número de protones que hay en el núcleo).
51
Número atómico
Te
Símbolo
1
Grupo
1
2
Metales y No-metales
8
3 4 5 6 7
Período
3 4 5 6 7 8 8 8 1 2
Metales
Metaloides
No-metales
2. COMPUESTOS INORGÁNICOS
Número de Oxidación
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones de un
elemento que participan en la formación de uniones químicas con otro u otros elementos. Este
número además, se acompaña por signos (+) y (-), relacionados con las electronegatividades
(tendencia que poseen los átomos para atraer los electrones) relativas de los elementos
combinados.
Principio de electroneutralidad
El principio básico de aplicación en el manejo del concepto de número de oxidación es la
electroneutralidad de la materia. Es decir que, en cualquier compuesto (iónico o covalente)
la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos combinados es
cero.
En general, los metales tienen número de oxidación positivos y los no metales tienen
número de oxidación negativos cuando están combinados directamente. En los compuestos
formados por no metales, al más electronegativo se le asigna el número de oxidación
negativo.
Para asignar números de oxidación a los elementos, se aplican una serie de reglas:
1)- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos unidos en un
compuesto es cero.
2)- El número de oxidación de un elemento no combinado es cero.
3)- El número de oxidación de un ión (mono ó poliatómico) es igual a su carga.
4)- El H en la mayoría de sus combinaciones tiene número de oxidación +1, con excepción
de los hidruros metálicos en donde tiene número de oxidación -1.
5)- El O en la mayoría de sus combinaciones tiene número de oxidación -2, con excepción
de los peróxidos en donde tiene -1.
6)- Los metales representativos de los grupos I, II y III, tienen número de oxidación +1,
+2 y +3 respectivamente.
2
7)- Los halógenos combinados directamente con metales tienen número de oxidación -1.
En los compuestos con otros no metales o entre sí, puede tener +1, +3, +5 ó +7.
3. FORMACIÓN DE COMPUESTOS
Metales + hidrógeno
→
Hidruros Metálicos
Se escribe primero el metal y luego el hidrógeno.
Se nombran como hidruro del metal correspondiente.
Ej.
LiH
MgH2
hidruro de litio
hidruro de magnesio
No metales + hidrógeno
→ Hidruro no metálico
Se escribe primero el hidrógeno y luego el no metal.
Se nombra el no metal con la terminación -uro de hidrógeno
Ej.
HF fluoruro de hidrógeno
H2S sulfuro de hidrógeno (principal componente de huevo podrido y bombas de olor)
Metales + oxígeno → Óxidos básicos
Se escribe primero el metal y luego el oxígeno colocando como subíndice de oxígeno
el número de oxidación del metal y para el metal corresponde el número de oxidación del
oxígeno. Reducir a su mínima expresión. Este mecanismo se aplica para la formación de
cualquier compuesto binario.
Ej.
Na + O2 → Na2O
óxido de sodio
Se nombra como óxido del metal correspondiente. Si el metal tiene más de un número
de oxidación se coloca entre paréntesis el número romano correspondiente al estado de
oxidación.
La nomenclatura vieja coloca la terminación -OSO para el menor estado de oxidación
y la terminación -ICO para el mayor estado de oxidación.
Hg2O
óxido de mercurio (I)
- óxido mercurioso
HgO
óxido de mercurio (II) óxido mercúrico
Oxidos básicos + H2O → Hidróxidos
Se escribe primero el metal y luego el ión hidróxido.
Se nombran como hidróxido del metal correspondiente.
Ej.
Na2O + H2O → 2 NaOH
FeO + H2O → Fe(OH)2
Hidróxido de sodio (soda caústica)
Hidróxido de hierro (II) - Hidróxido ferroso
3
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
oxidrilo (OH-), de allí el nombre de hidróxidos (compuestos que ionizan liberando
oxhidrilos).
NaOH(s) + H2O Æ Na+(ac) + OH-(ac)
No metales + oxígeno → Óxidos ácidos
Se escriben primero el no metal y luego el oxígeno.
Se nombran como óxido del no metal correspondiente. Si el no metal tiene más de un
número de oxidación se coloca entre paréntesis el número romano correspondiente al estado
de oxidación.
Ej.
Cl2O Anhídrido hipocloroso – Monóxido de dicloro – Oxido de cloro (I)
P2O3 Anhídrido fosforoso – Trióxido de difósforo - Oxido de fósforo (III)
P2O5 Anhídrido fosforico – Pentóxido de difósforo - Oxido de fósforo (V)
Óxidos ácidos + H2O → Ácidos
Se escribe primero el hidrógeno seguido del no metal y por último el oxígeno.
Se nombran como ácido del óxido correspondiente.
Ej.
SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
ácido sulfuroso
ácido sulfúrico
Si el número de oxidación del no metal es impar, la molécula del compuesto tendrá un
solo átomo de hidrógeno y si es par tendrá dos átomos de hidrógeno.
En el caso de los halógenos Cl, Br, I que presentan números de oxidación +1, +3, +5,
+7 se obtendrán los siguientes ácidos:
HClO
ácido hipocloroso
HClO2
ácido cloroso
HClO3
ácido clórico
HClO4
ácido perclórico
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del hidrógeno
(llamado protón, H+) y el ión negativo del resto de la molécula, de allí el nombre de ácidos
(compuestos que ionizan liberando protones).
HClO(ac) + H2O Æ H+ (ac) + ClO-(ac)
Hidróxidos + ácidos → Sal + H2O
Se escribe primero el metal y luego el anión correspondiente al ácido.
Se nombra cambiando la terminación del ácido -ico por -ato y -oso por -ito.
Ej.
2 NaOH
hidróxido de sodio
+
H2SO4
+ ácido sulfúrico
→
→
NaOH
+
HClO
hidróxido de sodio + ácido hipocloroso
Na2SO4 + 2 H2O
sulfato de sodio
→
NaClO + H2O
→ hipoclorito de sodio (lavandina)
4
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
negativo del resto de la molécula,
Na2SO4 (s) + H2O Æ 2 Na+ (ac) + SO4-2 (ac)
Hidrácidos:
Recordando que
No metales + hidrógeno → Hidruro no metálico
Los hidruros no metalicos al disolverse en agua forman los hidrácidos, los cuales se
encuentran ionizados de la siguiente forma: el ión positivo del hidrógeno y el ión negativo del
resto de la molécula, de allí el nombre de hidrácidos (compuestos que ionizan liberando
protones).
HCl(ac) + H2O Æ H+(ac) + Cl-(ac)
Hidrácidos + hidróxidos →
Sal + H2O
Se escribe primero el metal proveniente del hidróxido y luego el no metal proveniente
del hidrácido.
Se nombra el no metal con la terminación -uro del metal correspondiente.
Ej.
NaCl
KI
cloruro de sodio (sal de mesa)
ioduro de potasio
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión positivo del metal y el ión
negativo del halogenuro,
KCl (S) + H2O Æ K+(ac) + Cl-(ac)
Es interesante notar que, ácidos como el SH2 o el S04H2, tienen más de un H en condiciones
de ser reemplazados por iones metálicos o hidróxidos como el Ca(OH)2 o el Al(OH)3 tienen
más de un OH. En ocasiones1 pueden reemplazarse todos los H u OH y en ocasiones
solamente uno o dos. En este último caso, las sales formadas se denominan ácidas o básicas
debido a que todavía existe un H o un OH reemplazable en el ácido o hidróxido original. Por
ejemplo:
SO4H2 +
Acido sulfúrico
2 ClH +
LiOH
LiSO4H
Hidróxido de litio
Sulfato ácido de litio
2 Ca(OH)2
+
2 Ca(OH)Cl +
H2O
2H2O
5
Acido clorhídrico
Hidróxido de cálcio
Cloruro básico de calcio
4. ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es la parte de la química que se ocupa de las relaciones
cuantitativas entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Ya hemos visto que las fórmulas de los compuestos tienen un significado cualitativo y
cuantitativo, lo mismo sucede cuando se representan mediante una ecuación química las
transformaciones que se producen entre unos compuestos para obtener otros distintos.
Además, es importante destacar que las reacciones se deben presentar ajustadas, lo
que supone una información acerca de las cantidades que intervienen en ellas, siendo éstas
iguales en ambos miembros, aunque los compuestos sean distintos (principio de conservación
de la masa).
Las ecuaciones químicas representan tanto la relación que se establece entre átomos
como entre moles.
Una vez establecida la ecuación química de una reacción, se puede seguir un modelo
simple para la solución de todos los problemas estequiométricos, que consiste en tres pasos:
1.- Convertir la cantidad de sustancia “dato” a moles.
2.- Calcular a partir de los moles de la sustancia “dato” los moles de la sustancia “incógnita”
3.- Convertir los moles de la sustancia “incognita” a las unidades de cantidad requeridas.
Para poder llevar a cabo estos pasos, vamos a recordar algunos conceptos muy
importantes que deben ser tenidos en cuenta:
MASA ATÓMICA
La masa atómica (también conocida como peso atómico) es la masa de un átomo en
unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como la masa
exactamente igual a la doceava parte de la masa del isótopo más abundante del átomo de
carbono (12 C).
En química, interesa conocer únicamente el peso atómico medio de los átomos que
refleja la abundancia relativa de los distintos isótopos. Por ejemplo, en el caso del carbono,
una muestra natural tomada al azar contiene 98,892 % de 12 C 1,108 % de 13 C. La masa media
experimental se llama peso atómico relativo, o simplemente peso atómico.
ATOMO-GRAMO Y NÚMERO DE AVOGADRO
El átomo gramo de un elemento es la cantidad de gramos de ese elemento
numéricamente igual a su peso atómico. Se representa por At-g
Un átomo-gramo de cualquier elemento contiene 6,023 x 1023 átomos de ese elemento.
En la actualidad se usa un término equivalente al at-gr, el mol, que es la unidad básica
de cantidad de sustancia en el sistema internacional, SI.
El número 6,023 x 1023 , que representa la cantidad de unidades que hay en un mol de
sustancia , se llama número de Avogadro, y se le designa por el símbolo N.
Ejemplo: ¿Cuántos átomos de Azufre hay en una muestra de 10 gr de este elemento?
Dato: Peso atómico del azufre : 32
6
Solución: Un átomo de azufre pesa 32 uma, por lo tanto un átomo-gramo de azufre pesa 32
gr., luego 10 gr. de S son:
32 gr S ----------- 1 mol de átomos S
10 gr S ----------- x = 0,312 moles de átomos de S
Como 1 mol de átomos de azufre tiene 6,02x 1023 átomos de S, 0,312 mol de átomos de S
contienen:
1 mol átomos S ---------- 6,02x 1023 átomos de S
0,312 átomos S ---------- x = 1,88 x 1023 átomos de S
ELEMENTOS
1 at-gramo ' Peso-atómico-gramo ' 1 mol de átomos ' 6,02 x 1023 átomos
MOL Y PESO MOLECULAR
Se ha definido el mol como 6,02x 1023 unidades fundamentales. En cualquier
situación, el mol representa este número fijo, así como una docena es siempre 12.
Sin embargo, el peso de un mol depende del peso de las entidades individuales que se
estén considerando. En este sentido se habla de un mol de átomos de H, de un mol de
moléculas de H2 , o de un mol de iones H+ cuando se trata de 6,02x 1023 unidades de las
sustancias citadas.
Ejemplos: un mol de átomos de H contiene 6,02x 1023 átomos de H, su peso es de 1,008 g
un mol de átomos de O contiene 6,02x 1023 átomos de O, su peso es de 16,00 g
un mol de átomos de Cu contiene 6,02x 1023 átomos de Cu, su peso es de 63,54 g
El peso de un mol de moléculas también se puede obtener de los pesos atómicos. Así, un
mol de moléculas de CO contiene un mol de átomos de C y un mol de átomos de O. El peso
de un mol de CO será:
Peso de un mol de C + peso de un mol de O = peso de un mol de CO
12,01 g + 16 g = 28,01 g
La molécula-gramo de un compuesto es la cantidad de gramos de ese compuesto
numéricamente igual a su peso molecular.
COMPUESTOS
1 molécula-gramo ' 1 peso molecular gramo
' 1 mol de moléculas ' 6,02 x 1023 moléculas
COMPOSICION PORCENTUAL EN MASA
Masa del elemento en la muestra
% masa del elemento = ------------------------------------------- X 100
7
Masa total de la muestra
Masas molares de los elementos
números
FORMULA EMPIRICA muestra los
relativos de átomos de cada elemento
presentes en el compuesto CH2O
Masa molar del compuesto
FORMULA MOLECULAR expresa los
números reales de los átomos de cada
elemento en una molécula
CH2O formaldehido
C2H4O2 acido acético
C3H603 acido láctico
C6H12O6 glucosa
Ejemplo:
Determinar la formula molecular de la vitamina C sabiendo la composición de una muestra
(40% C, 4.58% H y 54.5% O) y la masa molar (176.12 g/mol)
1- Con la composición porcentual en masa calcular los gramos de cada átomo en una
muestra de 100 g totales y dividir cada valor por el peso atómico correspondiente.
2- Dividir todos los valores por el menor de ellos.
3- Si queda algún número con decimales, multiplicar a todos por un mismo coeficiente
para que queden números enteros y escribir la Fórmula empírica.
4- Dividir el peso molecular por el peso molar de la fórmula empírica. Redondear a un
número entero n.
5- Escribir la Fórmula molecular multiplicando cada subíndice de la formula empírica
por n.
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