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Clase Nº3

Clase Nº3. Átomos, moléculas y iones. Compuestos iónicos. Tópicos de nomenclatura inorgánica. Estequiometría . Masa atómica, masa molar y número de avogadro. Concepto de mol. Ecuaciones y reacciones químicas. Composicion porcentual de los compuestos. Moléculas y Fórmulas Químicas.

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  1. Clase Nº3 Átomos, moléculas y iones Compuestos iónicos Tópicos de nomenclatura inorgánica Estequiometría Masa atómica, masa molar y número de avogadro. Concepto de mol Ecuaciones y reacciones químicas Composicion porcentual de los compuestos.

  2. Moléculas y Fórmulas Químicas Una molécula es un conjunto de dos o mas átomos estrechamente unidos. H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 elementos moleculares (moléculas diatómicas) H2O , H2O2 , CH4 , CO2 , CO compuestos moleculares Las fórmulas moleculares son fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el numero real de cada uno en la molécula Las fórmulas empíricas son fórmulas que indican solo los tipos de átomos que forman el compuesto y no la cantidad de átomos que la componen. F. Molecular F. Empírica H2O2 HO C2H4 CH2 C6H12O6 CH2O La fórmula estructural muestra los átomos se encuentran unidos a través de líneas, representando los átomos de cada elemento con su símbolo químico.

  3. Tipos estándares de formulas y modelos Metano Hidrógeno Agua Amoniaco Formula molecular Formula estructural Modelo de barras y esferas Modelo espacial

  4. Los Compuestos Iónicos son compuestos que contienen iones con carga positiva (cationes) y con carga negativa (aniones), Generalmente, se forman por la transferencia electrónica desde los metales a los no-metales. En la forma molecular se coloca primero el metal y luego el no-metal Ejemplo: KCl - Na2O - CaCl2 Los compuestos moleculares sólo contienen elementos no-metales Ejemplo: CH4 - CCl4 - HCCl3 - SO2

  5. Los compuestos químicos son eléctricamente neutros. Los iones de un compuesto iónico siempre se encuentran en una proporción tal que la carga positiva total es igual a la carga negativa total. Ejemplo: NaCl, BaBr2, AlI3 , FeS Cuando las cargas de los cationes y aniones sean desiguales estos se combinan según la fórmula Catión - Anión Compuesto Iónico Mm+Nn- MnNm Ejemplo: Zn2+ SO42- ZnSO4 sulfato de zinc Na+ PO43- Na3PO4 fosfato de sodio Cu2+ NO3- Cu(NO3)2 nitrato de cobre (II) Fe2+ Cl- FeCl2 cloruro de hierro (II) Fe3+ Cl- FeCl3 cloruro de hierro (III)

  6. Tópicos de Nomenclatura Inorgánica

  7. Nombres y Fórmulas de compuestos iónicos • Iones Positivos (Cationes) • Son iones que se forman a partir de átomos metálicos y mantienen el nombre del metal. • Na+ ion sodio ; Zn2+ ion cinc ; Al3+ ion aluminio • Si un metal forma cationes con diferente carga, la carga positiva se indica con números romanos entre paréntesis • Fe2+ ion hierro (II) Cu+ ion cobre (I) • Fe3+ ion hierro (III) Cu2+ ion cobre (II) • Nomenclatura antigua que aun se utiliza son las terminaciones –oso e –ico • Fe2+ ion ferroso Cu+ ion cuproso • Fe3+ ion férrico Cu2+ ion cúprico

  8. Los cationes formados a partir de átomos no-metálicos terminan en–io • NH4+ ion amonio H3O+ ion hidronio • Los cationes mas comunes son:

  9. 2. Iones negativos Aniones Los Iones negativos monoatómicos y poliatómicos llevan nombres terminados en-uro.Los iones de oxígeno terminan en–ido H- ion hidruro N3- ion nitruroCl- ion cloruroO2- ion óxido OH- ion hidróxidoCN- ion cianuroO22- ion peróxido Los anionespoliatómicosque contienen oxigeno (oxianión) terminan en–atoo–ito NO3- nitratoSO42- sulfato NO2- nitritoSO32- sulfito Losoxianionesque contienen halógenos se utilizan los prefijosper-ehipo-además de las terminaciones–atoe–ito ClO4-percloratoClO2- clorito ClO3- cloratoClO-hipoclorito

  10. Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se nombran con el prefijoácidoodiácido. CO32-carbonatoHCO3-ion carbonatoácido PO43-fosfato H2PO4-ion fosfatodiácido

  11. Números de Oxidación o Estados de Oxidación(EO) Es la carga eléctrica neta que presenta el átomo en una molécula o ión. Las siguientes reglas ayudan a asignar el EO de los elementos. 1.- Sus valores pueden ser positivos o negativos. 2.- Un elemento puede tener uno ó más EO. Todos los Metales alcalinos (Grupo IA) tienen EO + 1. Todos los metales Alcalinos Térreos (Grupo II A) tienen EO + 2. El aluminio siempre tiene EO + 3 en todos sus compuestos. 3.- En los elementos libres (que no están combinados) el EO es cero. 4.- En una molécula neutra, la suma de los EO de todos los átomos debe ser cero. 5.- Para los iones formados por un sólo átomo el EO es igual a la carga del ión. (Para Li+ su EO es +1 y O2- su EO –2) 6.- En un ión poliatómico la suma de los EO de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio NH4+; N (-3), H (+1). La suma de los EO es –3 + 4 (+1)= +1, que es la carga neta del ión. 7.- El EO del oxigeno en la mayoría de sus componentes es –2 excepto en los peróxido donde actúa con su EO-1 8.- El EO del hidrógeno en la mayoría de sus compuestos es +1 excepto cuando esta formando hidruros (unido a un metal) donde actúa con su EO-1

  12. Estados de Oxidacion (EO) EO Cl ? HClO ; HClO2 HClO3 ; HClO4 HCl

  13. Aniones simples Oxianiones Oxiácidos Ácido _____hídrico (Ácido clorhídrico,HCl) ________uro (cloruro, Cl-) + H+ + átomo O - átomo O - átomo O per_______ato (perclorato, ClO4-) ________ato (clorato, ClO3-) ________ito (clorito, ClO2-) hipo_____ito (hipoclorito, ClO-) + H+ + H+ + H+ + H+ Ácido _____ico Ácido clorico, HClO3, Ácido perclorico, HClO4 Ácido _____oso Ácido cloroso, HClO2, Ácido hipocloroso, HClO, Si el atomo tiene tres valencias en el nombre no se considera la terminación per ato o ico

  14. Compuestos Ionicos Se nombran: “anión de catión” BaBr2 bromuro de bario Al(NO3)2 nitrato de aluminio Cu(ClO4)2 perclorato de cobre (II)

  15. Estequiometría

  16. Se ha visto que las unidades de masa atómica (uma) constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero dado que las masas de los átomos son tan pequeñas. Por ejemplo, la masa de un átomo de 12C es 1,993 x 10-23g Relaciones de masa en las reacciones químicas No es posible diseñar balanza alguna que pueda medirlas en unidades convencionales Las muestras materiales manejadas en el mundo real contienen una enorme cantidad de átomos Por estas razones se inventó una unidad para manejar una gran cantidad de átomos

  17. La unidad SI definida para dicho propósito es elmol El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12,00 g de 12C 1mol = 6,022045x1023 partículas Número de Avogadro Entonces,un molde átomos de carbono 12 tiene exactamente una masa de12 gy contiene6,02x1023 átomos. Esta cantidad se llamamasa molardel carbono 12, que numéricamente es igual a su masa atómicaexpresada en uma.

  18. 1 átomo 12C 12,00 g 1,66 x 10-24 g = 12,00 uma 6,022 x 1023 átomos 12C 1 uma Análogamente, para Na: masa atómica =22,99 uma; luego masa molar = 22,99 g Cu:masa atómica = 63,55 uma; entonces masa molar = 63,55 g Por consiguiente, para cualquier elemento: masa atómica (uma) = masa molar (gramos) Relación entre uma y gramo Se obtiene de la siguiente manera: x 1uma = 1,66 x 10-24 g 1 g = 6,022 x 1023 uma

  19. 1 mol K 6,022 x 1023 átomos K x x 1 mol K 39,10 g K Ejemplo. Calcular el número de átomos que hay en 0,551 g de potasio (K) Se sabe que: 1 mol átomos de K = 39,10 g de K 1 mol de K = 6,022 x 1023 átomos de K Entonces, el Nº de átomos de potasio es: 0,551g K Nº de átomo de K=8,49 x 1021 átomos K

  20. 32,07 uma 1 S 2 O + (2 x 16,00 uma) SO2 SO2 64,07 uma = masa molecular Masa molecular, también llamadopeso molecular Recordar que una molécula es un agregado de dos o más átomos, que las moléculas (de elementos y de compuestos) se representan por fórmulas químicas y que para las moléculas de los compuestos su usan tanto formulas moleculares como empíricas. Entonces, se define comomasa moleculara la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Ejemplo,

  21. Masa molar de un compuesto Es lamasa en gramos de un mol de compuesto y numéricamentees igual a su masa molecular (en uma). En el ejemplo anterior se calculó que la masa molecular del SO2 es de 64,07 uma. Por consiguiente, su masa molar es 64,07 g Análogamente, dado que la masa molecular del agua es 18,02 uma, su masa molar es de 18,02 g.

  22. 8 mol átms H 6,022 x 1023 átms H 1 mol C3H8O = x x x 1 mol C3H8O 1 mol átms H 60 g C3H8O Ejemplo Calcular el N° de átomos de H que hay en 72,5 g de C3H8O Se sabe que: 1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O 1 mol moléculas C3H8O= 8 átomos H 1 mol H = 6,022 x 1023 átomos H - Con esto se obtiene que el Nº de átomos de H estará dado por: 72,5 g C3H8O Nº de átomos de H = 5,82 x 1024 átomos H

  23. Ecuaciones químicas La forma convencional para representar las reacciones químicas. Esto es, los cambios químicos. Sustancias que cambian Sustancias que se forman Reactivos Productos Ejemplo 2 H2 + O2 → H2O 2 Deben balancearse utilizando coeficientes, de modo que:“ el Nº de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos sea el mismo”.Así, se cumple con laley de conservación de la masa

  24. Lectura de una ecuación química: Ejemplos: 2H2+ O2 →2H2O 2 moléculas H2 + 1 molécula O2 → 2 moléculas H20 2 moles H2 + 1 mol O2 → 2 moles H2O 2 (2,02 g)=4,04 g H2 + 32,0 g O2 → 2 (18,02)=36,04 g H2O 2 Mg + O2→ 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O2 → 2 moléculas MgO 2 moles Mg + 1 mol O2→2 moles MgO 48,6 gramos Mg + 32,0 gramos O2 →80,6 g MgO

  25. A menudo se indica también elestado físico(solido, líquido ogaseoso) de los reactivos y productos. Ejemplo 2P+ 3Cl2→ 2PCl3 (s) (g) (l) Si las especies de la reacción están disueltas en agua. Es decir, enambiente acuoso KBr + AgNO3 → KNO3 + AgBr (ac) (ac) (ac) (s) Todas las ecuaciones químicas deben cumplir con la ley de conservación de la masa

  26. Balanceo de ecuaciones químicas Se deben seguir los siguiente pasos: 1º- Se identifica a todos los reactivos y producto con sus respetivas formulas correctas. Ejemplo: Para la reacción entre etano (C2H6) y oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), se escribe: C2H6 + O2 → CO2 + H2O 2º-Se identifican los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igualnúmeros de átomos. Las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente

  27. 3º-Se identifican los elementos que están una sola vez en cada lado de la ecuación con distintosnúmeros de átomos; procediéndose a balancearlos en primer lugar. C2H6 + O2 → CO2 + H2O Es el caso delHy elCen el ejemplo. - Para balancear elHse coloca un3delante delH2O C2H6 + O2 → CO2 + H2O 2 3 - ElCse balancea colocando un2delante delCO2 En ningún caso se modifican los subíndices de las fórmulas !!!!!!!

  28. 4º.- Se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación. C2H6 + O2 → 2CO2 + 3H2O 7/2 Es el caso del O que aparece en dos productos Para balancear elOla única manera es colocar7/2delante del reactivoO2,ya que al lado de los productos hay 7 átomosOy 2 al lado de los reactivos Se ve que“los coeficientes estequiométricos son números racionales”;siendo preferibles expresarlos como números enteros. Para el efecto, se multiplica toda la ecuación por 2 C2H6 + 7/2 O2 → 2CO2 + 3H2O x 2 Así, finalmente queda como: 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O

  29. 5º.- Finalmente se verifica el número de átomos de cada elemento sea el mismo a ambos lados de la ecuación balanceada (2 x 2)= 4C 4 C (2 x 6)= 12 H (6 x 2) = 12 H (7 x 2) = 14 O (4 x 2)+ ( 6x 2)= 14 O 2C2H6 + 7 O2 → 4CO2 + 6H2O La ecuación cumple con la ley de conservación de la masa !!!!!!!!!

  30. Puede darse casos en que aparezcan elementos una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos. Por ejemplo en: KClO3 (s)→ KCl(s) + O2 (g) Es el caso del K y del Cl En estos casos se identifica primero a estos elementos para asignarle el mismo coeficientea las fórmulas que los contengan En el ejemplo KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente . El paso siguiente es igualar el número de átomos deO 2 KClO3 → KCl + O2 2 3 Ecuación balanceada !!!!!!!!!!

  31. Tipos de reacciones reacciones de combustión 2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O En éstas siempre interviene el oxígeno como reactivo para dar los productos CO2 y H2O. Otro ejemplo típico es: C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l) reacciones de descomposición En éstas hay siempremásproductos que reactantes. Ejemplos: PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

  32. Un tercer tipo de reacciones son las de reacciones de metátesis (intercambio). Se dan generalmente entre compuestos iónicos e involucran el intercambio de aniones y cationes, formándose un producto que precipita Ejemplo:. Se intercambian : AgNO3 (ac) +NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3 (ac) Se intercambian Precipita

  33. Además de las reacciones anteriores, existen lasreacciones de combinación.También llamadas desíntesis o deunión directa. En estas hay siempremenosproductos que reactantes. Ejemplos: Entre elementos C(s) + O2(g) → CO2(g) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) Entre compuestos CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

  34. Atomos del elemento x PesoAtomico del elemento Peso de la fórmula del compuesto Composición porcentual en masa de los compuestos Como se ha visto, lafórmulade un compuesto indicasucomposición. La composición se puede expresar convenientemente como elporcentaje en masade cada elemento presente en el compuesto. Así, % elemento = x 100%

  35. 2 x (1,008 g) 2x (16,00 g) %H = %O = x 100% = 94,06% x 100% = 5,926% 34,02 g 34,02 g Ejemplo: La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, (H2O2),indica que en un mol de este compuesto hay2 átomos de H y 2 átomos de O. Además, se sabe que . masa molar H2 = 1,008 g masa molar H2O2 = 34,02 g masa molar O2 = 16,00 g Entonces la composición porcentual se calcula como sigue Sumando Total 99,99%  100%

  36. 2x (12,01 g) 1x (16.00 g) 6x (1,008 g) %H = %C= %O = x 100% = 52,14% x 100% = 13,13% x 100% = 34,73% 46.07 g 46,07 g 46,07 g C2H6O Otro ejemplo. El etanol es un compuesto presente en las bebidas alcohólicas De acuerdo a su fórmula su masa molar es 46,07 g Entonces, Total = 100%

  37. La formula empírica de un compuesto se puede determinar mediante la composición porcentual Ej. La composición porcentual del ácido ascórbico (vitamina C ) es de 40,92 % de C y 4, 58%de H y 54, 50 % de O. Determinar la fórmula empírica de esta vitamina La información indica que en 100 g del ácido hay 40,92 g de C; 4,58 g de H y 54,50 g de O. De modo que el N° de moles de cada elemento será: n de C = 40,92 g C x (1 mol C / 12,01 g C) = 3, 407 mol C n de H = 4, 58 g H x ( 1mol H / 1,008 g H) = 4,54 mol H n de O = 54,50 g O x ( 1mol O) / 16,00 g O) = 3,406 mol O Con estos resultados se llega a la fórmula empírica C3,047H4,54O3,406.

  38. Como las formulas se escriben con númerosenteros,no esposible tener 3,407; 4,54 y 3,406 átomos de C, H y O, respectivamente. Algunos de estos subíndices se pueden transformar enenteros dividiéndolos por el más pequeño.Así, C:(3,407/ 3,406) =1; H:(4,54 / 3,406) =1,33y O:(3,406 /3,406 = 1 Con esto la fórmula empírica sería: CH1,33O Se hacepor ensayo y error Aún es necesario convertir este en un N° entero. 1,33 x 2 = 2,66 1,33 x3 =3, 99 = 4 Así, finalmente laformula empíricaes: (CH1,33O) x 3 = C3H4O3

  39. FIN

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