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luis-fernando
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Si algo caracteriza a la Química actual es su fuerte dinamismo. Como consecuencia, los estudiantes se enfrentan a una situación de difícil pronóstico en cuanto a las tendencias que se producirán en el futuro. Pero hay algo seguro: deberán estar capacitados para absorber cualquier innovación y asumir con rapidez los constantes cambios. La enorme influencia de la Química Inorgánica en la tecnología moderna hace imprescindible conocer a los compuestos que caen en su ámbito de estudio. No a memorizar cosas sobre sellos, sino a conocerlos. Ello implica comprenderlos a la luz de las teorías actuales. Ese conocimiento sobre los compuestos es la llave para entender sus propiedades y sus reacciones y, con ello, su potencial práctico. Por ello, es obligatorio, tanto para quienes continúen profesionalmente por los caminos científico-filosóficos del conocimiento puro, como para quienes opten por la innovación industrial y el desarrollo de nuevos productos.
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QUIMICA
INORGÁNICA
Gladys Giselle Suarez Méndez
Luis Fernando Hernández Chico
En nomenclatura química, el conjunto de reglas pre-establecidas inter-
nacionalmente y que debieran asignar nombres unívocos a las sustan-
cias, es decir un solo nombre para una sustancia y una sola sustancia
para un nombre.
Principales funciones químicas inorgánicas
Óxidos básicos
Óxidos ácidos
Hidruros
Hidróxidos
Oxiácidos
Hidrácidos
Oxisales
Sales haloideas
La fórmula química es la representación convencional de los elementos
que forman un compuesto o molécula.
NOMENCLATURA
Principales nomenclaturas que se usan para nombrar los compuestos
químicos inorgánicos:
Hay tres tipos de nomenclatura: La Tradicional, la Stock (la más utilizada) y la
Sistemática o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Aspecto funda-
mental
Nomenclatura sis-
temática
Nomencla-
tura Stock
Nomenclatura Tra-
dicional
Nombre Óxido Óxido de... Óxido
Prefijo Mono 1 Hexa 6
Di 2 Hepta 7
Tri 3 Octa 8
Tetra 4 Nona 9
Pemta5 Deca 10
1-2 val. Hipo __ oso
3-4 val.
__ __ oso
5-6 val.
__ __ ico
7 o + val.
Per __ ico
Valencia del ele-
mento
Se enuncia el número
de átomos, mono, di,
tri…
(subíndice).
En números
romas y en-
tre parénte-
sis, se coloca
el número de
oxidación o
valencia.
Sufijos:
Oso: menor valencia
Ico: mayor valencia.
Ejemplos Monóxido de carbono,
pentóxido de diarsenico,
bióxido de plomo, dihi-
dróxido de mercurio.
Cloruro de
hierro (III),
óxido de cobre
(I), sulfato de
oro (III), hidró-
xido de plomo
(IV).
Anhídrido hipocloroso,
anhídrido cloroso, an-
hídrido clórico, anhídrido per-
clórico
OXIDOS
Un Óxido es un compuesto inorgánico que se forma al unir algún elemento químico
con Oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos.
Un Óxido es básico si el elemento químico que se junta con el Oxígeno (O) Y un me-
tal.
Un Óxido es Ácido si el elemento químico que se junta con el oxígeno es un no me-
tal.
Fórmula
Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura Stock
Nomenclatura
Sistemática
(Prefijos griegos)
N3 + O2
N2O3
Oxido Nitroso Óxido de Nitrógeno
(III) Trióxido dinitrógeno
Na1 + O2
Na2O
Oxido de sodio Monóxido disodio Oxido de Sodio (I)
Cr6 + O2
CrO3
Oxido Crómico Oxido de Cromo (VI) Trióxido de Cromo
ANHÍDRIDOS
Los Anhídridos también llamados óxidos no metálicos u óxidos ácidos son
compuestos que están formados en su estructura por un no metal y oxígeno.
Ejemplo: Cl2O7
El número de oxidación del oxígeno es -2 y el número de oxidación del cloro
es +7 recuerda que al cruzarlo quedan como subíndices y sin el signo .
OBTENCIÓN DE ANHÍDRIDOS
Los anhídridos se obtienen al combinar un no metal con el oxígeno
NO METAL + OXÍGENO ---------> ANHÍDRIDOS
Cl2+7 + O2
-2 ---------> Cl2 O7
Cl2+5 + O2
-2 ---------> Cl2 O5
S+6 + O2-2 ---------> SO3
S+4 + O2-2 ---------> SO2
Formula Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura
Sistemática
(Prefijos Griegos)
Nomenclatura de
Stock
I1 + O2
l2O
Anhídrido Hipo-
yodoso
Monóxido diyodo Anhidrido de yo-
do (I)
S4 + O2
SO2
Anhdrido sulfu-
roso
Tetroxido de
azufre
Anhidrido de
asufre (IV)
N5 + O2
N2O5
Anhidrido nitrico Pentaoxido de
nitrogeno
Anhidrido de ni-
trógeno (V)
Ejemplos de anhídridos:
HIDROXIDOS
Son compuestos ternarios que contienen un elemento metálico y tantas
agrupaciones OH (hidróxido) como el número de oxidación que manifieste el
metal. Con más propiedad se podrían definir como combinaciones entre ca-
tiones metálicos y aniones OH-.
¿Cómo se nombran?
Según la nomenclatura de Stock se nombran con las palabras “hidróxido de”
seguido del nombre del metal y entre paréntesis el número de oxidación, en
números romanos, en el caso de que tenga más de uno.
Hidróxido de METAL(N)
Si nos dan la Fórmula:
El número de oxidación del metal es igual al número de iones OH-.
Si nos dan el nombre
Formula Nomenclatura tra-
dicional
Nomenclatura de
stock
Pb2 + OH1
PbOH2
Hidróxido Plumbo-
so
Hidróxido de Plo-
mo (II)
Pd4 + OH1
Pd(OH)4
Hidróxido Paladico Hidróxido de Pala-
dio (IV)
Os8 + OH1
Os(OH)8
Hidróxido Peros-
mico
Hidróxido de osmio
(VIII)
Ejemplos de Hidróxidos:
HIDRUROS
Son combinaciones binarias del hidrógeno con los metales, en las que el H
tiene número de oxidación -1.
Los hidruros de los grupos 1 y 2 tienen un carácter iónico más acentuado
que los de los grupos 13 y 14, que se caracterizan por poseer un carácter
covalente importante. Pero a efectos de nomenclatura los nombraremos
igual, excepto el hidruro de boro que por su carácter no metálico lo nom-
braremos dentro de los compuestos de H + no metal.
¿Cómo se nombran?
Se nombran con las palabras “hidruro de” y el nombre del metal. El
número de hidrógenos coincide con el número de oxidación del metal.
Hidruro de METAL
Si nos dan la fórmula:
Se nombra con la palabra hidruro y el nombre del metal.
Si nos dan el nombre
Una sal ox(o)ácida, oxosal u oxisal es el resultado de la combinación de
un hidróxido con un ácido oxácido, aunque también se pueden formar de
una manera más simple por la combinación de un metal y un radical.
Fórmula
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura Stock
Mn(OH)2 + H2SO3 →
MnSO3+2H2O Sulfito de Manganeso Sulfito de Manganeso II
Co(OH)+2
+ H2SiO3-2
→
CoSiO3+H2O Silicato Cobaltoso Silicato de Cobalto II
ÁCIDOS
Un ácido es una sustancia que, en disolu-
ción, incrementa la concentración de iones de hidrógeno. En com-
binación con las bases, un ácido permite formar sales.
ÁCIDOS: OXIÁCIDOS.
Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtie-
nen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de
agua (H2O).
Su fórmula general es:
Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.
Ejemplos:
F2O + H2O = H2F2O2 = HFO
SO3 + H2O = H2SO4
Ejemplos ácidos: oxiácidos
Formula Nomenclatura tra-
dicional
Nomenclatura de
stock
I2O + H2O -> H2I2O2 -> HIO =
-Acido Hipoyodoso
-Acido de Yodo (I)
I2O5 + H2O -> H2I2O6 -> HIO3 =
-Acido Yódico
-Acido de Yodo (V)
I2O7 + H2O -> H2I2O8 -> HIO4 =
-Acido Peryodico
-Acido de Yodo (VII)
HIDRÁCIDOS
Son combinaciones del hidrógeno con los Calcógenos (grupo 16) y
los Halógenos (grupo 17).
El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, y son los únicos compuestos
binarios de hidrógeno donde el hidrógeno se formula a la izquierda.
¿Cómo se nombran?
Se nombra el no metal terminado en “-uro” seguido de “de” y la palabra
“hidrógeno”.
NOMETAL-uro de hidrógeno
Estos compuestos se denominan Hidrácidos por la propiedad de que al disolverlos
en agua dan disoluciones ácidas, es decir, ceden hidrógeno con facilidad. Se hace
notar esta circunstancia con el subíndice (aq) que indica disolución acuosa.
En este caso se nombra con la palabra "ácido" y el nombre del no metal termi-
nado en -hídrico.
Ácido NOMETAL-hídrico
Si nos dan la fórmula
En la fórmula: Se nombra el no metal terminado en “-uro”.
En la fórmula: Si están en disolución acuosa se nombra como "ácido" y el nombre
del no metal terminado en -hídrico.
Ejemplos de hidrácidos
Formula Nomenclatura tra-
dicional
Nomenclatura de
stock
HI + Ni(OH)2 -> NiI2 + H2O =
Yodruro Niqueloso
HI + Ni(OH)3 -> NiI3 + H2O =
Yodruro Niquelico
Hf + Al(OH)3 -> AlF3 + H2O =
Fluoruro de Aluminio
H2S + Mn(OH)7 -> Mn2S7 + H2O =
Sulfuro Permanganico
OXÍSALES
Son los derivados de sustituir todos los hidrógenos, o parte de ellos como
en las sales ácidas, de los oxácidos por cationes metálicos como el Na+, o
no metálicos como el NH4+ (amonio). Cuando se sustituyen todos los hidró-
genos se forman las sales neutras y cuando sólo se sustituye alguno de los
hidrógenos las sales ácidas.
¿Cómo se nombran?
Nomenclatura tradicional.
Para su formulación se siguen las mismas reglas que para los ácidos de los
que provienen pero cambiando las terminaciones y manteniendo los prefi-
jos. Para los números de oxidación bajos la terminación -OSO cambia por
la de -ITO, y para los números de oxidación altos la terminación -ICO
cambia por la de -ATO.
Número de oxidación Ácido anión
Más alto
Alto
Bajo
Más bajo
per- -ico
-ico
-oso
hipo- -oso
per- -ato
-ato
-ito
hipo- -ito
Si nos dan la fórmula
En la fórmula: Na2SO4
Si nos dan el nombre
En el nombre: Nitrato de calcio
Catión Anión Fórmula
Bromato de cal-cio
Ca+2
BrO3-
Ca(BrO3)2
Hipoclorito de sodio
Na+
ClO-
NaClO
Sulfato de alu-minio
Al+3
SO4-2
Al2(SO4)3
Fosfato de mag-nesio
Mg+2
PO4-3
Mg3(PO4)2
Nitrato de hierro(III)
Fe+3
NO3-
Fe(NO3)3
Ecuación Química
Reactivos Productos
Produce
Mas, reacciona, agrega, y Gas libera
Reversible Precipita
Se descompone y produce
(g) Gaseoso
(S) Solido
(l) Liquido
(ac) Solución acuosa disuelta en agua
SIMBOLOGIA
pt
Electricidad Catalizador
REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustan-
cias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al
inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan
de la transformación. En una ecuación química que describe una
reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos,
se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha, se
escriben los productos, igualmente simbolizados.
Ecuación Química: representa la transformación de sustancias.
Reactante(s) Producto(s)
REACCIONES DE SÍNTESIS O
COMPOSICIÓN
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, re-
sultando en un solo producto.
Ejemplo:
Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno.
Solución:
Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario corres-
pondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de
aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)
Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustan-
cias para formar un solo compuesto.
A + B à C
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos
o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor
o la electricidad.
Ejemplo:
Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de
mercurio (II).
Solución:
Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este
caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio
y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g)
REACCIONES DE DESCOM-
POSICIÓN O ANÁLISIS
Síntesis Química: Descomposición Química: la forma-
ción de dos o mas sustancias a partir de un solo compues-
to.
A á B+C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)
Ejemplo 1:
Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de co-
bre (II).
Solución:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reem-
plazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el
cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La
ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)
REACCIONES DE DESPLA-
ZAMIENTO O SUSTITUCIÓN
SENCILLA
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de
otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los meta-
les reemplazan metales) y los no metales reemplazan no metales.
Desplazamiento Químico: un elemento remplaza a
otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C á CB + A o AB + C á B
(Donde C es un elemento mas activo que un metal A o un
no metal B)
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes in-
tercambian átomos – el catión de uno se combina con el
anión del otro y viceversa.
AB + CD à AD + CB
REACCIONES DE DOBLE
DESPLAZAMIENTO O INTER-
CAMBIO
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión)
de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro
y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los
reactantes.
Solución:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando
cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata,
formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la
reacción es la siguiente:
AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (ac)
REACCIONES DE
NEUTRALIZACIÓN
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su
particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los
productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión
de la base y el anión del ácido.
Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de
sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.
La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)
Ejemplo 1:
Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glu-
cosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).
Solución:
En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxí-
geno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxi-
do de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
C6H12O6 + O2 à H2O + CO2
REACCIONES
DE COMBUSTIÓN
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un
compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con
el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como pro-
ductos de la reacción y liberando grandes cantidades de ener-
gía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida,
ya que la respiración celular es una de ellas.
Combustión: un hidrocarburo orgánico reaccio-
na con el oxígeno para producir agua y dióxido
de carbono.
hidrocarburo + O2 à H2O + CO2
Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción quími-
ca. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactan-
tes) y las sustancias que se originan (llamadas productos). La ecuación
química ayuda a visualizar los reactivos que son los que tendrán una reac-
ción química y el producto, que es la sustancia que se obtiene de este pro-
ceso. Además se puede ubicar los símbolos químicos de cada uno de
los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder ba-
lancearlos con mayor facilidad.
Balanceo por métodos como:
-Tanteo
-Redox
-Algebraico
Reactivos son aquellos componentes que reaccionan entre si para formar
los productos.
Por ejemplo en la siguiente reacción de neutralización:
H2SO4 + 2KOH ----------------> K2SO4 + 2H2O
Reactivos: Acido sulfúrico e hidróxido de potasio
Productos: sulfato de potasio y agua
ECUACIONES QUÍMICAS
BALANCEO POR TANTEO Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de
átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la fina-
lidad de cumplir la ley de conservación de la masa.
Ejemplo:
Al(OH)3 + H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O
Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2O
Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O
Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balan-
ceado automáticamente:
METODO DE REDOX
(REDUCCION –OXIDACIÓN) Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ga-
nancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía
(presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemen-
to se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.
Ejemplo:
1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.
2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.
3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxi-
da y uno se reduce).
4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo ele-
mento.
5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los sub-
índices correspondientes de cada elemento.
6.- Cruzar los resultados
7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspon-
diente.
8.-Completar el balanceo por tanteo.
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 mí-
nima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente ma-
nera:)
MÉTODO ALGEBRAICO
Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo,
sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El méto-
do algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes este-
queométricos.
a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e H2O
a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos a hallar.
Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada ele-
mento presentes en reactivos y productos.
Mn: a = c
O: 2 a = e
H: b = 2 e
Cl: b = 2 c + 2 d
Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por
ejemplo a.
Se tiene: 1 = a = c
2 . 1 = 2 = e e =2
2 . 2 = 4 = b b=4
ESTEQUIOMETRIA
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos
como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos
de 12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.
La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la deter-
minación de las masas de combinación de las substancias en una reac-
ción química, hace referencia al número relativo de átomos de varios
elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta
útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se
puede definir como la parte de la Química que trata sobre las relacio-
nes cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones
químicas.
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o tam-
bién conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de
una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de
la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las propor-
ciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos
que están implicados.
Por último se despeja d y se tiene:
b – 2c / 2 = d reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 –
2 / 2 = 1
d=1
Puede entonces plantearse la reacción:
1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O
Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:
Mn 1átomo en reactivos y productos
O 2 átomos en reactivos y productos
H 4 átomos en reactivos y productos
Cl 4 átomos en reactivos y productos
ENTALPIA
Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], ‘agregar calor’; ‘calentar’) es
una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula,
cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida
o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía
que un sistema intercambia con su entorno.
1. Ecuación química
2. Balancear
3. (-) Exotérmica (+) Endotérmica
ΔH = ΔProductos - ΔReactantes
Ejemplo: En las tablas encontramos que ΔHf0(CO) = -111 kJ/mol, esto
indica que ΔH para la reacción:
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol
Por combinación de las ΔHf0 podemos determinar entalpías de reac-
ción de otras reacciones distintas, puesto que la entalpía es una función
de estado (sólo depende de los estados inicial y final, no del camino re-
corrido)
La ΔH de la reacción CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:
ΔH0 = ΔProductos - ΔReactantes = ΔHf0(CO2) - ΔHf
0(CO) = -283 kJ/mol
ENTROPIA
Uno de los soportes fundamentales de la Segunda Ley de la Termodi-
námica es la función denominada entropía que sirve para medir el
grado de desorden dentro de un proceso y permite distinguir la ener-
gía útil, que es la que se convierte en su totalidad en trabajo, de la
inútil, que se pierde en el medio ambiente.
La entropía (cal/K.mol) a 25ºC para una misma sustancia, la entropía
en el estado gaseoso es mayor que aquella en el estado líquido, que, por
su vez, es mayor que la del estado sólido.
La variación de entropía en una transformación, depende apenas de
los estados inicial y final del sistema, independientemente de cómo los
reactivos se transforman en productos, esto es, del mecanismo de
reacción.
MASA MOLAR
La noción de masa molar refiere a la masa de un mol de una cierta
sustancia, expresada en gramos. Recordemos que un mol es la can-
tidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) de un tipo como átomos presentes
en 12 gramos de carbono-12.
1. Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.
2. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo
mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.
3. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble
de la masa de una mol de átomos de 12C.
4. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12
gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.
5. Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa ató-
mica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una
mol de esos mismos átomos en gramos (g).
6. La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa
molar
7. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es
numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
COMPOSICION PORCENTUAL
Uno de los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es
determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte
de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del
análisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presen-
te en la muestra. En este sentido se llama composición porcentual.
El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular
es sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de
cada elemento presente en la fórmula.
Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.
La fórmula es:
Composición porcentual =
(masa atómica) (número de átomos en la fórmula ) (100)
_______________________________________________________________________
Masa molecular
La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición
porcentual debe resultar 100, con un rango de variación de +/‐ 0.2 %
Ejemplo:
Elemento Átomos
H 1
N 1
O 3
Masa de un átomo de H = 1
Masa de un átomo de N = 14
Masa de un átomo de O = 16
En HNO3 hay
1 H x 1 = 1
1 N x 14 = 14
3 O x 16 = 48
Masa total = 1 + 14 + 48 = 63g/mol
Porcentaje de H = 1/63 * 100 = 1.58%
Porcentaje de N = 14/63 * 100 = 22.22%
Porcentaje de O = 48/63 * 100 = 76.19%
Suma de porcentajes 1.58 + 22.22 + 76.19 = 99.99 aprox. 100%
Composición porcentual
H 1.58%
N 22.22%
O 76.19%
FORMULA REAL
La formula molecular o real, es la relación existente entre los átomos de
los elementos que participan en las moléculas de los compuestos.
1.- Conocer la composición porcentual
2.- Dividir el porcentaje de cada elemento entre el peso atómico de el
mismo.
3.– Los valores encontrados se dividen entre el menor de todos
4.– Los números que surjan al paso anterior se ubican como subíndices en
la formula, si son decimales se redondean y esa será la formula empírica
5.– Para encontrar la formula real se divide la masa molar del problema
entre la masa molar que surge de la formula empírica.
6.– El valor obtenido del paso anterior se multiplica por la formula empí-
rica y esa será la formula molecular.
Calcular la composición porcentual del HNO3 ácido nítrico
LEYES PONDERALES
También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de
las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras pa-
labras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar com-
puestos, para determinarlos se utilizan cálculos estequiometricos.
y son:
LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA
1ª.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787)
2ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES (Proust,
1799)
3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COM-
BINACIÓN (Richter, 1792).
4ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803).
5ª.- LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac, 1808).
RELACIÓN MOL -MOL
Ejemplo:
¿Calcular la cantidad de moles que se tiene de hidróxido de
sodio cuando reaccionan totalmente 0.45 mol de hidróxido
de calcio en la siguiente ecuación?
Balancear
Na2CO3 + Ca (OH)2 -> NaOH + CaCO3
Obtener: 2moles de NaOH
Reacción: 1 mol de Ca(OH)2
Relación
X=(w sust.) (mol obtener)
mol reaccionante
X=(0.45 mol) (2mol)
1mol
X= 0.9 mol de NaOH
RELACIÓN MOL –MASA
Ejemplo:
¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan
3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno?
Balancear
2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2
Obtener: Mg3N2
Mg: 3x24= 27
N:2x14= 28
MM= 100gr
Reacción: 2NH3
Relación
X=(w sust.) (mm obtener)
mol reaccionante
X=(3.2 mol) (100 gr)
2mol
X= 160 gr de Mg3N2
RELACIÓN MASA- MASA
Ejemplo:
¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan
3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno?
Balancear
2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2
Obtener: Mg3N2
Mg: 3x24= 27
N:2x14= 28
MM= 100gr
Reacción: 2NH3
X=(w sust.) (mm obtener)
mol reaccionante
X=(3.2 mol) (100 gr)
2mol
X= 160 gr de Mg3N2
RELACIONES VOLUMÉTRICAS
El químico francés Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1851) estudió
los volúmenes en que se combinan los gases que intervienen en una
reacción y enunció en 1808 la ley de los volúmenes de combinación
o ley de Gay-Lussac:
Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una
reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros
sencillos.
Esta ley experimental nos indica que los volúmenes de los gases tam-
bién cumplen una proporción cuando forman compuestos.
Para justificar estas relaciones volumétricas sencillas en las reaccio-
nes entre gases, el químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856)
propuso en 1811 la siguiente hipótesis, hoy llamada principio de
Avogadro:
Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condi-
ciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de
partículas.
Este principio supone que las partículas de algunos gases no son áto-
mos sino agregados de átomos, a los que Avogadro denominó molé-
culas. Así, los átomos de los elementos se agrupan para formar mo-
léculas del elemento.
RELACIÓN MASA-VOLUMEN
Ejemplo:
¿Cuantos litros de bióxido de carbono se obtiene cuando se des-
componen 20 gr de carbonato de calcio en la ecuación?
Ecuación:
CaCO3 -> CaO + CO2
Reaccionan MM:
CaCo3
Ca: 1x40= 40
C: 1x12= 12
O: 3x16= 48
100 gr
Obtiene Constante:
CO2 = 22.4L
X=( w sust.) (Obtiene)
Reacciona
X=( 20gr) (22.4L)
100gr
X= 4.48L de CO2
RELACIÓN VOLUMEN-MASA
Ejemplo:
¿Cuantos gramos de clorato de potasio se necesitan para obtener
10L de oxigeno en la ecuación?
Ecuación:
2KClO3 -> 2KCl + 3O2
Reaccionan MM:
KClO3
K: 1x39= 39
Cl: 1x35= 35
O: 3x16= 48
122 gr
X2= 244gr
Obtiene:
CO2 = 22.4L x 3= 67.2L
X=( w sust.) (Reacciona)
Obtiene
X=( 10L) (244gr)
67.2L
X= 36.30gr de KClO3
RELACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN
Ejemplo:
Encontrar el volumen en litros de una molécula de oxigeno que
reacciona para obtener 50L de dióxido de azufre (TPN)
Ecuación:
CS2 + 3O2 -> CO2 + 2SO2
Reacciona:
3O2
224x3= 67.2L
Obtiene:
2SO2
22.4x2= 44.8L
X=( vol. sust.) (Reacciona)
Obtiene
X=( 50L) (67.2L)
44.8L
X= 750L de O2