Química inorgánica

QUÍMICA INORGÁNICA

JOSÉ ALFREDO JIMÉNEZ LOZANO

MARIBEL JIMÉNEZ LOZANO

DOCENTE: CASTRO PACHECO, MANUELA CECILIA

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR

FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y DE LA EDUCACION

LICENCIATURA EN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL

VALLEDUPAR

2013

2

Introducción

La química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación,

composición, estructura y reacciones químicas de los elementos y

compuestos (por ejemplo, ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no

poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de

la química orgánica. Se suele clasificar los compuestos inorgánicos según su

función en ácidos, bases, óxidos y sales.

Objetivo

Mostrar de una manera

didáctica los contenidos de

la química inorgánica para

una mayor atención que

conlleve a un mejor

aprendizaje

3

TABLA DE CONTENIDO CAPITULO I:

1. tabla periódica

2. configuración electrónica

2.1 distribución de electrones por niveles

2.2 distribución de electrones por subniveles

3. historia de la bomba atómica

CAPITULO II:

1. nomenclatura

1.1 nomenclatura del hidrogeno

1.2 nomenclatura del oxígeno

2. reacciones

CAPITULO III

1. balanceo de ecuaciones químicas.

2. estequiometria

4

Capítulo I

1. tabla periódica

Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a

la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los

elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo

al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física

y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo

que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de

ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural,

fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las

diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron

adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días.

.

Tabla periódica dinámica: http://www.ptable.com/?lang=es#Writeup/Wikipedia

5

2. configuración electrónica

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

2.1. Distribución de electrones por niveles

Niveles:

K=2 L=8 M=18 N=32 O=50 P=72

EL MODELO ATÓMICO DE BOHR: Para solucionar los problemas

planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados era

6

1. El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo.

2. La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.

Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos. De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:

En la primera capa (K) se sitúan, como máximo, 2 electrones. En la segunda capa (L) se sitúan, como máximo, 8 electrones. En la tercera capa (M) se sitúan, como máximo, 18 electrones. En la cuarta capa(N) se sitúan, como máximo, 32 electrones. En la quinta capa(O) se sitúan, como máximo, 50 electrones. En la sexta capa (P) se sitúan, como máximo, 72 electrones. En la última capa (Q) se sitúan, como máximo, 98 electrones.

EJEMPLO Realizar la estructura atómica según Bohr para Z = 50

Z = 50 El átomo tiene una z = 50, por la cantidad de orbitales podemos deducir en qué periodo de tabla periódica se encuentra: Como usamos K L M y termino en N que es el cuarto nivel hace relación al periodo 5 y el elemento es el estaño

7

3. distribución de electrones por subniveles

Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La

configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:

Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:

s p d f

n = 1 1s

n = 2 2s 2p

n = 3 3s 3p 3d

n = 4 4s 4p 4d 4f

n = 5 5s 5p 5d 5f

n = 6 6s 6p 6d

n = 7 7s 7p

8

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma

diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau,

del alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante del

concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como:

Sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden

creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los

de mayor energía.

Ejemplo:

33As = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p3

Br GRUPO VII

Z=35

1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

104p

5

PERIODO IV

9

Ca GRUPO II

Z=20

1s22s

22p

63s

23p

64s

2

PERIODO IV

4. historia de la bomba atómica

Es un dispositivo que obtiene una gran cantidad de energía explosiva con reacciones nucleares. Su funcionamiento se basa en provocar una reacción nuclear en cadena descontrolada. Se encuentra entre las denominadas armas de destrucción masiva y su explosión produce una distintiva nube en forma de hongo. La bomba atómica fue desarrollada por Estados Unidos durante la Segunda Guerra Mundial gracias al Proyecto Manhattan, y es el único país que ha hecho uso de ella en combate (en 1945, contra las ciudades japonesas de Hiroshima y Nagasaki).

10

CAPITULO II:

1. nomenclatura

La nomenclatura química (del latín nomenclatūra) es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés International Union of Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

Clases de nomenclatura

Nomenclatura sistemática

También llamada racional o estequiométrica. Se basa en nombrar a las sustancias

usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de

los elementos presentes en cada molécula.La forma de nombrar los compuestos

en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.

Prefijos griegos numero de átomos

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

oct- 8

non- nona- eneá- 9

deca- 10

Por ejemplo, CrBr3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y

triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc.

11

Por ejemplo la fluorapatita Ca5F (PO4)3 = fluoruro tris (fosfato) de calcio, ya que si

se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]5-, en

cuyo caso sería:

Ca5F (P3O10)3

Sistema Stock

También llamada IUPAC. Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los

compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia

atómica del elemento con “nombre específico”. La valencia (o número de

oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego

en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y

un número negativo cuando tiende a ganar electrones. De forma general, bajo

este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera:

nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia

Ejemplo: Fe2+3S3-2, sulfuro de hierro (III)

NOMENCLATURA TRADICIONAL, CLÁSICA O FUNCIONAL

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre

específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del

elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el

sufijo –ico.

K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

…….oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la

valencia +2, óxido ferroso

…….ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con

valencia +3, óxido férrico2

12

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

Hipo……oso (para la menor valencia)

…….oso (para la valencia intermedia)

……ico (para la mayor valencia)

Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos.

Hipo…….oso (para las valencias 1 y 2)

….....oso (para la valencias 3 y 4)

…………ico (para la valencias 5 y 6)

Per……..ico (para la valencia 7):

Ejemplo: Mn2+7O7-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de

tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).

1.1 nomenclatura del hidrogeno

1) combinación: Ax + By Ay + Bx

2) valencia:

el hidrogeno trabaja con menos 1, en los grupos I A - V A.

H-1 I – V

el hidrogeno trabaja con más 1, en los grupos VI A - VII A. VI

H+1

VII

13

3) valencias con las que trabaja los grupos A de la tabla periódica

I II III IV V VI VII VIII

1 2 3 4 3 2 1 0

4) como se nombra.

cuando el hidrogeno trabaja en los grupos del I A – IV A. se nombran: hidruro de elemento

cuando el hidrogeno trabaja en el grupo V A. reciben nombres especiales. cuando el hidrogeno trabaja en los grupos VI A – VII A. se nombran:

Acido elemento hídrico H I – V = va de ultimo

5) posición

H VI – VII = va de primero

Ejemplos:

GRUPO I A

Li+1

+H-1

LiH HIDRURO DE LITIO

NA+1

+H-1

NAH HIDRURO DE SODIO

K+1

+H-1

KH HIDRURO DE POTASIO

RB+1

+H-1

RBH HIDRURO DE RUBIDIO

CS+1

+H-1

CSH HIDRURO DE CESIO

FR+1

+H-1

NAH HIDRURO DE FRANCIO

14

GRUPO II A

Be+2

+H-1

BeH2 HIDRURO DE BERILIO

Mg+2

+H-1

MgH2 HIDRURO DE MAGNESIO

CA+2

+H-1

CAH2 HIDRURO DE CALCIO

SR+2

+H-1

SRH2 HIDRURO DE ESTRONCIO

BA+2

+H-1

BAH2 HIDRURO DE BARIO

RA+2

+H-1

RAH2 HIDRURO DE RADIO

GRUPO III A

B+3

+H-1

BH3 HIDRURO DE BORO

Al+3

+H-1

AlH3 HIDRURO DE ALUMINIO

GA+3

+H-1

GAH3 HIDRURO DE GALIO

IN+3

+H-1

INH3 HIDRURO DE INDIO

TL+3

+H-1

TLH3 HIDRURO DE TALIO

GRUPO IVA

C+4

+H-1

CH4 HIDRURO DE CARBONO

SI+4

+H-1

SIH4 HIDRURO DE SILICIO

GE+4

+H-1

GEH4 HIDRURO DE GERMANIO

15

SN+4

+H-1

SNH4 HIDRURO DE ESTAÑO

Pb+4

+H-1

PbH4 HIDRURO DE PLOMO

GRUPO V A

N+3

+H-1

NH3 AMONIACO

P+3

+H-1

PH3 FOSFAMINA

AS+3

+H-1

ASH3 ARSENAMINA

SB+3

+H-1

PH3 ESTIBAMINA

BI+3

+H-1

BIH3 BISMUTINA

GRUPO VI A

O-2

+H+1

H2O AGUA

S-2

+H+1

H2S ACIDO SULFHIDRICO

SE-2

+H+1

H2SE ACIDO SULENHIDRICO

TE-2

+H+1

H2TE ACIDO TELURHIDRICO

PO-2

+H+1

H2PO ACIDO POLONHIDRICO

GRUPO VII A

Cl+H HCl ACIDO CLORHIDRICO

H+Br HBr ACIDO BROMHIDRICO

16

I+H HI ACIDO YOHIDRICO

AT+H HAT ACIDO ASTAHIDRICO

1.2 nomenclatura del oxígeno

1) combinación: Ax + By Ay + Bx

2) valencia: O-2

3) valencias con las que trabaja los grupos A de la tabla periódica

I II III IV V VI VII

1 2 3 4 5 6 7

2 3 4 5

1 2 3

1

4) como se nombra.

O + I A– III A oxido de elemento

cuando el oxígeno trabaja con dos valencia ( grupo IV A)

Menor = oxido elemento oso O + 2

Mayor = oxido elemento ico

17

cuando el oxígeno trabaja con tres valencia ( grupos V A – VI A)

Mas menor = oxido hipo oso

O + 3 menor = oxido oso

Mayor = oxido ico

cuando el oxígeno trabaja con cuatro valencia ( grupo VII A) Mas menor = oxido hipo oso O + 4 menor = oxido oso

Mayor = oxido ico

Mas mayor = oxido per ico

5) posición

El oxígeno siempre va de último.

Ejemplos:

GRUPO I A

LI+1

+O-2

LI2O OXIDO DE LITIO

Na+1

+O-2

Na2O OXIDO DE SODIO

K+1

+O-2

K2O OXIDO DE POTASIO

Rb+1

+O-2

Rb2O OXIDO DE RUBIDIO

CS+1

+O-2

CS2O OXIDO DE CESIO

18

FR+1

+O-2

FR2O OXIDO DE FRANCIO

GRUPO II A

BE+2

+O-2

BE2O2 BEO OXIDO DE BEILIO

MG+2

+O-2

MG2O2 MGO OXIDO DE MAGNESIO

CA+2

+O-2

CA2O2 CAO OXIDO DE CALCIO

SR+2

+O-2

SR2O2 SRO OXIDO DE SR

Ba+2

+O-2

Ba2O2 BaO OXIDO DE BARIO

Ra+2

+O-2

Ra2O2 RaO OXIDO DE RADIO

GRUPO III A

B+3

+O-2

B2O3 OXIDO DE BORO

AL+3

+O-2

AL2O3 OXIDO DE ALUMINIO

GA+3

+O-2

GA2O3 OXIDO DE GALIO

In+3

+O-2

In2O3 OXIDO DE INDIO

Tl+3

+O-2

Tl2O3 OXIDO DE TALIO

GRUPO IV A

C+2

+O-2

C2O2 CO OXIDO CARBONOSO

C+4

+O-2

C2O4 CO2 OXIDO CARBONICO

19

Si+2

+O-2

Si2O2 SiO OXIDO SILICIOSO

Si+4

+O-2

Si2O4 SiO2 OXIDO SILICICO

GE+2

+O-2

GE2O2 GEO OXIDO GERMANIOSO

GE+4

+O-2

GE2O4 GEO2 OXIDO GERMANICO

GRUPO V A

N+1

+O-2

N2O OXIDO HIPONITROSO

N+3

+O-2

N2O3 OXIDO NITROSO

N+5

+O-2

N2O5 OXIDO NITRICO

P+1

+O-2

P2O OXIDO HIPOFOSFOROSO

P+3

+O-2

P2O3 OXIDO FOSFOROSO

P+5

+O-2

P2O5 OXIDO FOSFORICO

AS+1

+O-2

AS2O OXIDO HIPOARSENOSO

AS+3

+O-2

AS2O3 OXIDO ARSENOSO

AS+5

+O-2

AS2O5 OXIDO ARSENICO

GRUPO VI A

S+2

+O-2

S2O2 SO OXIDO HIPOSULFUROSO

S+4

+O-2

S2O4 SO2 OXIDO SULFUROSO

20

S+6

+O-2Se 2O6 SO3 OXIDO SULFURICO

Se+2

+O-2

Se2O2 SeO OXIDO HIPOSELENIOSO

Se+4

+O-2

Se2O4 SeO2 OXIDO SELENIOSO

Se+6

+O-2 Se2O6 SeO3 OXIDO SELENICO

Te+2

+O-2

Te2O2 TeO OXIDO HIPOTELURIOSO

Te+4

+O-2

Te2O4 TeO2 OXIDO TELURIOSO

Te+6

+O-2 Te2O6 TeO3 OXIDO TELURICO

GRUPO VII A

CL+1

+O-2

CL2O OXIDO HIPOCLOROSO

CL+3

+O-2

CL2O3 OXIDO CLORSO

CL+5

+O-2

CL2O5 OXIDO CLORICO

CL+7

+O-2

CL2O7 OXIDO PECLORICO

BR+1

+O-2

BR2O OXIDO HIPOBROMOSO

BR+3

+O-2

BR2O3 OXIDO BROMOSO

BR+5

+O-2

BR2O5 OXIDO BROMICO

BR+7

+O-2

BR2O7 OXIDO PERBROMICO

I+1

+O-2

I2O OXIDO HIPOYODOSO

21

I+3

+O-2

I2O3 OXIDO YODOSO

I+5

+O-2

I2O5 OXIDO YODICO

I+7

+O-2

I2O7 OXIDO PERYODICO

Reacciones

BASES Las bases o hidróxidos son sustancias que adquieren protones de otras

sustancias. Las bases son combinaciones binarias de un metal con el grupo

hidroxilo (OH). Las bases resultan de la reacción de los óxidos de metales con el

agua.

I GRUPO

Li2O+H2O LiOH HIDROXIDO DE LITIO

Na2O+H2O NaOH HIDROXIDO DE SODIO

K2O+H2O KOH HIDROXIDO DE POTASIO

RB2O+H2O RBOH HIDROXIDO DE RUBIDIO

CS2O+H2O CSOH HIDROXIDO DE CESIO

FR2O+H2O FROH HIDROXIDO DE FRANCIO

II GRUPO

BeO+H2O Be(O-2

H+1

)2 HIDROXIDO DE BERILIO

MgO+H2O Mg (OH)2 HIDROXIDO DE MAGNESIO

22

CAO+H2O CA(O-2

H+1

)2 HIDROXIDO DE BERILIO

SRO+H2O SR (OH)2 HIDROXIDO DE ESTRONCIO

BAO+H2O BA (OH)2 HIDROXIDO DE BARIO

RAO+H2O RA (OH)2 HIDROXIDO DE RADIO

III GRUPO

B2O3+H2O B (OH)3 HIDROXIDO DE BORO

AL2O3+H2O AL (O-2

H+1

)3 HIDROXIDO DE ALUM

Ga2O3+H2O Ga (OH)3 HIDROXIDO DE GALIO

IN2O3+H2O IN (OH)3 HIDROXIDO DE INDIO

Tl2O3+H2O Tl(O-2

H+1

)3 HIDROXIDO DE TALIO

ÁCIDOS Un ácido es una sustancia que cede protones de H+ a otras sustancias

Nomenclatura:

ÁCIDOS BINARIOS: conocidos como hidrácidos, son combinaciones de

hidrogeno con un no metal. Se nombran con la palabra genera del ácido.

Ejemplos:

HF ácido fluorhídrico HCl ácido clorhídrico HBr ácido bromhídrico

23

OXÁCIDOS: son sustancias que resultan de la combinación de los óxidos

ácidos con agua.

Ejemplos:

CO + H2O H2CO2 ACIDO CARBONOSO CO2 + H2O H2CO3 ACIDO CARBONICO

SIO + H2O H2SIO2 ACIDO SILINOSO SIO2 + H2O H2CO3 ACIDO SILINICO

GEO + H2O H2GEO2 ACIDO GERMANIOSO GEO2 + H2O H2GEO3 ACIDO GERMANICO

SO2 + H2O H2SO3 ACIDO SULFUROSO SO3 + H2O H2SO4 ACIDO SULFURICO

SeO + H2O H2SeO2 ACIDO HIPOSELENIOSO

SeO2 + H2O H2SeO3 ACIDO SELENIOSO SeO3 + H2O H2SeO4 ACIDO SELENICO

TeO + H2O H2TeO2 ACIDO HIPOTELURIOSO

TeO2 + H2O H2TeO3 ACIDO TELURIOSO TeO3 + H2O H2TeO4 ACIDO TELURICO

NO2+H2O H2NO3 ACIDO HIPONITROSO

N2O3+H2O H2N2O4 HNO2 ACIDO NITROSO

N2O5+H2O H2N206 HNO3 ACIDO NITRICO

24

P2O+H2O

H2P2O2 HPO ACIDO HIPOFOSFOROSO

P2O3+H2O H2P2O4 HPO2 ACIDO FOSFOROSO

P2O5+H2O H2P206 HPO3 ACIDO NITRICO

BR2O+H2O H2BR2O2 HBRO ACIDO HIPOBROMOSO

BR2O3+H2O H2BR2O4 HBRO2 ACIDO BROMOSO

BR2O5+H2O H2BR2O6 HBRO3 ACIDO BROMICO

BR2O7+H2O H2BR2O8 HBRO4 ACIDO PERBROMICO

I2O+H2O H2I2O2 HIO ACIDO HIPERYODOSO

I2O3+H2O H2I2O4 HIO2 ACIDO YODOSO

I2O5+H2O H2I2O6 HIO3 ACIDO YODICO

I2O7+H2O H2I2O8 HIO4 ACIDO PERYODICO

SALES

Las sales resultan de la reacción entre los ácidos y bases con la formación de

agua

NaOH + HCl H2O + NaCl cloruro de sodio

2KOH + H2SO4 2H2O + K2SO4 Sulfato de potasio

El nombre genérico de las sales conservan la raíz de su nombre del ácido que les

dio origen solo cambian las terminaciones así:

1. Acido terminado en hídrico da sal terminada en uro.

2. Acido terminado en oso da sal terminada en ito.

25

3. Acido terminado en ico da sal terminada en ato.

H2CO2 Na2CO2 CARBONITO DE SODIO

H2CO2 Na2HCO2 CARBONITO ACIDO DE SODIO

H2CO3 Na2CO3 CARBONATO DE SODIO

H2CO3

Na2HCO3 CARBONATO ACIDO DE SODIO

CAPITULO III

1. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere. Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H2 + O2 H2O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

2 H2 + O2 2 H2O

Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: Tanteo, Algebraico

y Redox.

26

Tanteo Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.

Ejemplo:

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo:

K + H2O KOH + H2

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H2O KOH + H2

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H2O 2 KOH + H2

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

27

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

Ecuación balanceada

Algebraico Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear:

FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes:

1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A

B

C

D

FeS + O2 à Fe2O3 + SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .

El símbolo produce ( ) equivale al signo igual a (=).

Fe A = 2C

S A = D

O 2B = 3C + 2D

28

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2, de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A B C D

FeS + O2 à Fe2O3 + SO2

Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D S A = D A= 2C D = 4 2B = (3)(2) + (2)(4) O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14

A = 4 B = 14/2 B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A B C D

4 FeS + 7 O2 2Fe2O3 + 4SO2

Ecuación Balanceada

BALANCEO REDOX

las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos

como ejemplo la siguiente reacción) son:

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

1. escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

29

K+1

2Cr+6

2O-2

7 + H+1

2O-2

+ S0 S

+4O

-22 + K

+1O

-2H

+1 + Cr

+32O

-23

2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de

las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la

semirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es

necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y

uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser

así se colocan coeficientes para balancear las semirreacciones) y

finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de

+6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el

azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).

+6 e

Cr

+62 Cr

+32 Reducción

- 4e

S

0 S

+4 Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las semirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la semirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

+6 e

2 [ Cr

+62 Cr

+32 ]

- 4e

3 [ S

0 S

+4 ]

+12 e

30

2 Cr+6

2 2Cr+3

2

- 12e

3 S0 3 S

+4

4. Hacer una sumatoria de las semirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0 + 2Cr

+62 3 S

+4 + 2Cr

+32

2K2Cr2O7 + H2O + 3S 3SO2 + KOH + 2Cr2O3

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3

Ecuación Balanceada

EJEMPLO:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

31

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

32

6.- Cruzar los resultados

7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

33

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)

Ejemplos

-5H+1

N+1

O-2

+3P0+2H2

+1O

-23H3

-1P

+5O4

-2+5N

+2O

-2

3e-*1 5e-*1 P=3-3

3 5 N=5-5

H=9-9

O=17-17

34

-Zn0+2H

+1Cl

-1Zn

+2Cl2

-1+H2

0

2e-*1 1e-*1 N=2-2

3e- 1e- S=3-3

H=8-8

O=6-6

-H+1

I+5

O3-2

+5H+1

I-1

3I0+3H2

+1O

-2

5e-*1 1e-*1| I= 6-6

5e- 1e- H= 6-6

O= 3-3

-2H+1

N+5

O3-2

+3H2+1

S-2

2N+2

O-2

+ 3S0 + 4H2

+1O

-2

3e-*1 2e-*1 N= 2-2

3e- 2e- S= 3-3

H= 8-8

O= 6-6

35

2. Estequiometria

Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Estas relaciones pueden ser:

mol-mol mol-gramos gramos-gramos mol-volumen volumen-gramos volumen-volumen Las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos. Cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a cabo, debe hacerse en base a una ecuación química balanceada, para asegurar que el resultado sea correcto. La parte central de un problema estequiométrico es el factor Molar cuya fórmula es:

Los datos para calcular el factor molar se obtienen de los coeficientes en la ecuación balanceada. La sustancia deseada es la que se presenta como la incógnita y que puede ser en moles, gramos o litros; la sustancia de partida se presenta como dato y puede ser en: moles, gramos o litros. Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes] para indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión. Para hacer cálculos estequiométricos se deben tener en cuenta las leyes ponderales.

36

leyes ponderales son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en cuantos a pesos que se combinan en las reacciones. esas leyes son:

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).

Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado por LANDOLTen 1893-1908, no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

37

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.

La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de

números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

38

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos.

Soluciones (o disoluciones) químicas

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante. Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

39

Características de las soluciones (o disoluciones):

I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración.

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

40

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

41

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%?

Resolvamos:

El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V.

Datos que conocemos: V = volumen, C= concentración

V1 = 1 litro

C1 = 37%

37% P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente).

C2 = 4%

V2 = ¿?

Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V1 • C1 = V2 • C2

Puede expresarse en: % P/V

Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:

42

Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:

V2 – V1 = Volumen de agua agregado

9,25 – 1 = 8,25 litros

Respuesta: Se deben agregar 8,25 litros de agua

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

a) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

43

Ejercicio:

Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?

Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.

Solvente: agua (H2O)

Soluto: sal (NaCl)

Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.

Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.

Para el agua, se conoce su masa molar = M (H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:

44

Para la sal (NaCl) su masa molar = M (NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:

Fracción molar del solvente = Xsolvente

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= Xsoluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

45

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

b) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.

Ejercicio:

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?

Datos conocidos: metanol 64 g

Masa molar del metanol: 32 g/mol

Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)

Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.

Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)

Aplicamos la fórmula:

Respuesta: 4 molar

c) Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

46

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

Solubilidad

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución saturada.

Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada.

En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución química.

47

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). De disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada.

Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión.

Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión.

Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de

48

disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

Unidades de medida

Puesto que la solubilidad es la máxima concentración que puede alcanzar un soluto, se medirá en las mismas unidades que la concentración.

Es habitual medirla en gramos de soluto por litro de disolución (g/l) o en gramos de soluto por cada 100 cc de disolución (%).

Aunque la unidad de medida se parezca a la de la densidad, no es una medida de densidad. En la densidad, masa y volumen se refieren al mismo cuerpo. En la solubilidad, la masa es de soluto y el volumen es de la disolución, de la mezcla de soluto y disolvente.

LEY GENERAL DEL GAS IDEAL

Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que:

Propiedades que se mantienen constantes Ley Expresión

moles, n temperatura, T Boyle P.V = constante

moles, n presión, P Charles V / T = constante

presión, P temperatura, T Avogadro V / n = constante

Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación general de los gases ideales:

P V = n R T Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se

49

trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando, así tenemos:

Valor

de R

Unidades

0,082

8,314

1,987

50

Bibliografía

Pascual m. juan manual, diccionario hola ciencias. Susaeta ediciones Medellín,

1993

Lecuona Ruiz, Julián. ¡HOLA CIENCIA! 9°. SUSAETA EDICIONES, MEDELLIN.

Fuentes Internet:

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap4/estequi1/esteq1-index.htm