Clase Nº3

Compuestos iónicos

Tópicos de nomenclatura inorgánica

Estequiometría

Átomos, moléculas y iones

Masa atómica, masa molar y número de avogadro. Concepto demol

Ecuaciones y reacciones químicas

Composicion porcentual de los compuestos.

Moléculas y Fórmulas QuímicasUna 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 moléculaLas 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. EmpíricaH2O2 HOC2H4 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.

H

O O

H

H

C C

HH

H

C

H

H H

H

C

H

HH

H

Tipos estándares de formulas y modelos

Formula molecular

Hidrógeno Agua Amoniaco Metano

Formula estructural

Modelo de barras y esferas

Modelo espacial

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

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- Mn Nm

Ejemplo: Zn2+ SO4

2- ZnSO4 sulfato de zinc Na+ PO4

3- Na3PO4 fosfato de sodio Cu2+ NO3

- Cu(NO3)2 nitrato de cobre (II)

Fe2+ Cl- FeCl2 cloruro de hierro (II) Fe3+ Cl- FeCl3cloruro de hierro (III)

Tópicos de Nomenclatura Inorgánica

1. 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 cuprosoFe3+ ion férrico Cu2+ ion cúprico

Nombres y Fórmulas de compuestos iónicos

Los cationes formados a partir de átomos no-metálicos terminan en –ioNH4

+ ion amonio H3O+ ion hidronioLos cationes mas comunes son:

H+ Ion hidrogeno (Protón)Na+ Ion sodio K+ Ion potasioCs+ Ion cesio

NH4+ Ion amonio

Cu+ Ion cobre (I) o cuprosoAg+ Ion plataAu+ Ion oro (I) o auroso

Mg2+ Ion magnesioCa2+ Ion calcio Cd2+ Ion cadmio Zn2+ Ion cinc Ba2+ Ion bario

Ni2+ Ion níquel (II) o niquelosoFe2+ Ion fierro (II) o ferrosoPb2+ Ion plomo (II) o plumbosoCu2+ Ion cobre (II) o cúprico Co2+ Ion cobalto (II) o cobaltoso

Fe3+ Ion fierro (III) o férricoAl3+ Ion aluminioCo3+ Ion cobalto (III) o cobalticoNi3+ Ion níquel (III) o niquélico

Ru3+ Ion rutenio (III)Au3+ Ion oro (III) o aurico

Los Iones negativos monoatómicos y poliatómicos llevan nombres terminados en -uro. Los iones de oxígeno terminan en –ido

H- ion hidruro N3- ion nitruro Cl- ion cloruro O2- ion óxido OH- ion hidróxido CN- ion cianuro O2

2- ion peróxido

Los aniones poliatómicos que contienen oxigeno (oxianión) terminan en –ato o –ito

NO3- nitrato SO4

2- sulfatoNO2

- nitrito SO32- sulfito

Los oxianiones que contienen halógenos se utilizan los prefijos per- e hipo- además de las terminaciones –ato e –ito

ClO4- perclorato ClO2

- cloritoClO3

- clorato ClO- hipoclorito

2. Iones negativos Aniones

Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se nombran con el prefijo ácido o diácido.

CO32- carbonato HCO3

- ion carbonato ácidoPO4

3- fosfato H2PO4- ion fosfato diácido

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 serigual 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

Estados de Oxidacion (EO)

EO Cl ?

HClO ; HClO2

HClO3 ; HClO4

HCl

Aniones simples

Oxianiones

Oxiácidos

________ato(clorato, ClO3

-) ________ito

(clorito, ClO2-)

hipo_____ito(hipoclorito, ClO-)

per_______ato(perclorato, ClO4

-)

+ átomo O - átomo O - átomo O

________uro(cloruro, Cl-)

+ H+Ácido _____hídrico

(Ácido clorhídrico,HCl)

Ácido _____icoÁcido clorico, HClO3,

Ácido perclorico, HClO4

Ácido _____osoÁcido cloroso, HClO2,

Ácido hipocloroso, HClO,

+ H+ + H++ H+ + H+

Si el atomo tiene tres valencias en el nombre no se considera la terminación per ato o ico

Compuestos IonicosSe nombran: “anión de catión”

BaBr2 bromuro de barioAl(NO3)2 nitrato de aluminioCu(ClO4)2 perclorato de cobre (II)

Compuestos Iónico

MgH2 Hidruro de Magnesio

FeF2 Fluoruro de hierro (II)

FeCl3 Cloruro de hierro (III)

Mn2O3 Oxido de manganeso(III)

Compuesto Molecular (No-Metales)H2S Sulfuro de hidrogeno o ácido sulfhídricoNF3 Trifluoruro de nitrógenoN2O Monóxido de dinitrógenoSO2 Dióxido de azufre

Estequiometría

Relaciones de masa en las reacciones químicasSe 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 10-23 g

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

La unidad SI definida para dicho propósito es el mol 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 mol de átomos de carbono 12 tiene exactamente una masa de 12 g y contiene 6,02x1023 átomos.

Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12, que numéricamente es igual a su masa atómica expresada en uma.

Análogamente, para

Por consiguiente, para cualquier elemento: masa atómica (uma) = masa molar (gramos)

Na: masa atómica =22,99 uma; luego masa molar = 22,99 g

Cu: masa atómica = 63,55 uma; entonces masa molar = 63,55 g

Relación entre uma y gramo

1 átomo 12C12,00 uma

12,00 g6,022 x 1023 átomos 12Cx =

1,66 x 10-24 g1 uma

1 uma = 1,66 x 10-24 g 1 g = 6,022 x 1023 uma

Se obtiene de la siguiente manera:

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:

0,551 g K1 mol K

39,10 g Kx x 6,022 x 1023 átomos K

1 mol K

Nº de átomo de K=8,49 x 1021 átomos K

Masa molecular, también llamado peso molecularRecordar 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 como masa molecular a la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Ejemplo,

SO2

2 O + (2 x 16,00 uma)

1 S 32,07 uma

SO2 64,07 uma = masa molecular

Masa molar de un compuestoEs la masa en gramos de un mol de compuesto y

numéricamente es 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.

Ejemplo Calcular el N° de átomos de H que hay en 72,5 g de C3H8O

1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O

-

1 mol moléculas C3H8O = 8 átomos H

Se sabe que:

72,5 g C3H8O

Con esto se obtiene que el Nº de átomos de H estará dado por:

1 mol C3H8O60 g C3H8O

x8 mol átms H1 mol C3H8O

x6,022 x 1023 átms H

1 mol átms H x =

Nº de átomos de H = 5,82 x 1024 átomos H

1 mol H = 6,022 x 1023 átomos H

Ecuaciones químicas

La forma convencional para representar las reacciones químicas.Esto es, los cambios químicos.

Sustancias que cambian

Reactivos

Sustancias que se forman

ProductosEjemplo

H2 + O2 → H2ODeben 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 la ley de conservación de la masa

2 2

Lectura de una ecuación química: Ejemplos: 2H2 + O2 → 2H2O

2 (2,02 g)=4,04 g H2 + 32,0 g O2 → 2 (18,02)=36,04 g H2O

2 moléculas H2 + 1 molécula O2 → 2 moléculas H20

2 moles H2 + 1 mol O2 → 2 moles H2O

2 Mg + O2 → 2 MgO2 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

A menudo se indica también el estado físico (solido, líquido o gaseoso) de los reactivos y productos. Ejemplo

2P + 3Cl2 → 2PCl3(s) (g) (l)

Si las especies de la reacción están disueltas en agua. Es decir, en ambiente acuoso

KBr + AgNO3 → KNO3 + AgBr

Todas las ecuaciones químicas deben cumplir con la ley de conservación de la masa

(ac) (ac) (s)(ac)

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 igual números de átomos. Las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente

3º- Se identifican los elementos que están una sola vez en cada lado de la ecuación con distintos números de átomos; procediéndose a balancearlos en primer lugar.

Es el caso del H y el C en el ejemplo.

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

- Para balancear el H se coloca un 3 delante del H2O

3

- El C se balancea colocando un 2 delante del CO2

2

En ningún caso se modifican los subíndices de las fórmulas !!!!!!!

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

4º.- Se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.

Es el caso del O que aparece en dos productosC2H6 + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Para balancear el O la única manera es colocar 7/2 delante del reactivo O2, ya que al lado de los productos hay 7 átomos O y 2 al lado de los reactivos

7/2

Se ve que “los coeficientes estequiométricos son números racionales”;siendo preferibles expresarlos como números enteros.

C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O x 2Así, finalmente queda como:

2C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O

Para el efecto, se multiplica toda la ecuación por 2

2C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O

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

La ecuación cumple con la ley de conservación de la masa !!!!!!!!!

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)

En estos casos se identifica primero a estos elementos para asignarle el mismo coeficiente a 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 de O

KClO3 → KCl + O232

Ecuación balanceada !!!!!!!!!!

2

Es el caso del K y del Cl

Tipos de reacciones reacciones de combustión

En éstas siempre interviene el oxígeno como reactivo para darlos productos CO2 y H2O. Otro ejemplo típico es:

C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l)

reacciones de descomposición

En éstas hay siempre más productos que reactantes. Ejemplos:

PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g)

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

2C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O

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:.

:

AgNO3 (ac) + NaCl (ac) → AgCl(s) + NaNO3 (ac)

Se intercambian

Se intercambian

Precipita

Además de las reacciones anteriores, existen las reacciones de combinación. También llamadas de síntesis o de unión directa.

En estas hay siempre menos productos que reactantes.Ejemplos:

C(s) + O2(g) → CO2(g)N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

Entre elementos

Entre compuestos

La composición se puede expresar convenientemente como el porcentaje en masa de cada elemento presente en el compuesto. Así,

Composición porcentual en masa de los compuestos

Como se ha visto, la fórmula de un compuesto indica su composición.

Atomos del elemento x PesoAtomico del elementoPeso de la fórmula del compuesto

% elemento = x 100%

La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, (H2O2), indica que en un mol de este compuesto hay 2 átomos de H y 2 átomos de O. Además, se sabe que .

Ejemplo:

Entonces la composición porcentual se calcula como sigue

%H =2 x (1,008 g)

34,02 g x 100% = 5,926%

masa molar H2O2 = 34,02 g masa molar H2 = 1,008 g

masa molar O2 = 16,00 g

%O = 2 x (16,00 g)34,02 g x 100% = 94,06%

Sumando

Total 99,99% 100%

Otro ejemplo. El etanol es un compuesto presente en las bebidas alcohólicas

C2H6O

De acuerdo a su fórmula

Entonces,

%C =2 x (12,01 g)

46,07 gx 100% = 52,14%

%H = 6 x (1,008 g)46,07 g x 100% = 13,13%

%O = 1 x (16.00 g)46.07 g x 100% = 34,73%

Total = 100%

su masa molar es 46,07 g

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.

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

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:

Con estos resultados se llega a la fórmula empíricaC3,047H4,54 O3,406.

Determinar la fórmula empírica de esta vitamina

Como las formulas se escriben con números enteros, no es posible tener 3,407; 4,54 y 3,406 átomos de C, H y O, respectivamente.

Algunos de estos subíndices se pueden transformar en enteros dividiéndolos por el más pequeño. Así,

C:(3,407/ 3,406) = 1; H:(4,54 / 3,406) =1,33 y O:(3,406 /3,406 = 1

Con esto la fórmula empírica sería: CH1,33 O

Aún es necesario convertir este en un N° entero.

Se hace por ensayo y error1,33 x 2 = 2,66

1,33 x 3 = 3, 99 = 4 Así, finalmente la formula empírica es:

(CH1,33 O) x 3 = C3H4O3

FIN