folleto de quimica

1 Lcdo. Armando Ballagán

COMPUESTOS BINARIOS

Son compuestos formados por dos átomos de diferentes especies.

FUNCIÓN ANHÍDRIDO

Son compuestos binarios oxigenados, no hidrogenados que resultan de combinar los no

metales del grupo: IVA, VA, VIA y VIIA con el oxigeno. Tomando en cuenta la valencia

positiva del NO METAL y la valencia negativa (-2) del oxigeno .

FORMACIÓN DE UN ANHÍDRIDO

NOMENCLATURA DE LOS ANHÍDRIDOS

Para nombrar a un anhídrido se escribe primero el nombre genérico que es la palabra

ANHÍDRIDO seguido del nombre específico que es el nombre del NO METAL terminado en

OSO e ICO respectivamente.

N. Genérico / N. Especifico

ANHÍDRIDO

no metal OSO

ICO

TALLER # 01

Formar los anhídridos con el grupo: IVA sus elementos son:C, Si, Ge / +4

Intercambiamos valencias N. Genérico / N. Específico

( )

Anhídrido CarbónICO

( )

Anhídrido SilícICO

( ) Anhídrido GermánICO

Formar los anhídridos con el grupo: VA sus elementos son: N , , Sb.

N. Genérico / N. Específico Anhídrido +1 hipo ___ oso

+3 ____ oso +5 ____ ico


Intercambiamos valencias

N. Genérico / N.Específico

( ) ( ) ( )

( ) ……………………………………………………………

( ) …………………………………………………………...

( ) ……………………………………………………………

As + O …………………………………………....................

As + O …………………………………………………………..

As + O …………………………………………………………..

Sb + O …………………………………………………………..

Sb + O ………………………………………………………….

Sb + O ………………………………………………………….

Formar los anhídridos con el grupo: VIA y sus elementos son: S, Se,

N. Genérico / N. Específico Anhídrido +4 ____ OSO

+6 ____ ICO

Intercambiamos valencias

Genérico / Específico

( )

Formar los anhídridos con el grupo: VIIA sus elementos son: Cl, Br, I,

N. Genérico / N. Específico Anhídrido +1 HIPO ___ OSO

+3 ____ OSO +5 ____ ICO +7 PER ____ ICO


Cl

Cl

Br

Br

I

I

TALLER # 02

Con los anhídridos formados desarrolle las Fórmula General, Fórmula Desarrollada,

Fórmula Electrónica.

NOMENCLATURA DE LOS ANHÍDRIDOS

Los anhídridos tienen las siguientes nomenclaturas

a) Nomenclatura Tradicional

b) Nomenclatura Stock

c) Nomenclatura Sistemática

NOMENCLATURA TRADICIONAL

Esta nomenclatura da los siguientes nombres: ejemplos

( )


NOMENCLATURA STOCK

Según esta nomenclatura un anhídrido es un óxido en la cual se indica el nombre del no

metal, y su número de valencia en números romanos y en paréntesis: ejemplo

( ) ( )

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Designa los anhídridos tomando en cuenta la proporción del no metal y del oxigeno, según

lo indica el subindice respectivo anteponiendo los prefijos: mono, di, tri, tetra, penta,

hexa, hepta,etc en los dos nombres, genérico y específico, ejemplo:

( )

TALLER # 03

Escriba las fórmulas de los anhídridos del taller #2 y escriba sus tres nomenclaturas,

ejemplo:

FUNCIÓN ÓXIDO METÁLICO Son compuestos binarios oxigenados, no hidrogenados que resultan de combinar un

METAL con el oxigeno. Tomando en cuenta la valencia positiva del METAL y la valencia

negativa (-2) del Oxígeno .

FORMACIÓN DE LOS ÓXIDOS METÁLICOS METAL + OXIGENO ÓXIDO METÁLICO

NOMENCLATURA DE LOS ÓXIDOS METÁLICOS

Para nombrar un óxido metálico se escribe primero el nombre genérico que es la palabra

ÓXIDO y segundo el nombre específico que es el nombre del metal. Si el metal tiene

valencia variable su terminación será en OSO ó ICO respectivamente.

Este es el número de valencia del no metal representado

en números romanos.

N.T. Anhídrido Carbónico N.S. Óxido de Carbono (IV) N. Sist. Dióxido de monocarbono


TALLER # 04

Formar los Óxidos Metálicos con todos los metales de valencia fija.

N. Genérico / N. Específico ÓXIDO de METAL

Intercambie las valencias

Intercambie valencias y simplifique los metales de valencia +2

Intercambie valencias de los metales de valencia +3 y ponga su nombre

Metales de valencia +1


Intercambie valencias de los metales de valencia +4 y escriba su nombre.

Intercambie valencia de los metales de valencia +6 y ponga sus nombres


TALLER # 05

Con los Óxidos Metálicos de valencia FIJA formados obtenga las Fórmulas General,

Fórmula Desarrollada y la Fórmula Electrónica.

TALLER #06

Formar los óxidos metálicos con los metales de valencia variable

N. General / N. Específico ÓXIDO de +1 _____oso

+2 _____ico

DIVALENTES Y TRIVALENTES

+2 , +3 OSO - ICO


MONOVALENTES Y TRIVALENTES

+1 , +3 OSO - ICO

DIVALENTES Y TETRAVALENTES

+2 , +4 OSO - ICO


TRIVALENTES Y PENTAVALENTES

+3 , +5 OSO - ICO

TRIVALENTES Y TETRAVALENTES

+3 , +4 OSO - ICO

TALLER # 07 Con los óxidos metálicos de valencia variable formados obtenga las Fórmulas General,

Fórmula Desarrollada y Fórmula Electrónica.

ÓXIDOS NEUTROS Se forman con el nitrógeno y sus valencias son +2 , +4

OSO - ICO


FUNCIÓN ÓXIDOS SALINOS O MIXTOS Resultan de sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es sumando los óxidos de los metales divalentes y trivalentes o también sumando los óxidos de metal divalente y tetravalente.

Ejemplos: +2 +3

Se suman los dos óxidos

Óxido cromOSO - crómICO

TALLER # 08 Formar los óxidos mixtos con los demás metales de valencia variable

Co, Cr, Fe, Mn, Ni{

Sn, Pb {

TALLER # 09

Con los óxidos salinos mixtos formados desarrolle sus Fórmulas General, Fórmula Desarrollada, Fórmula Electrónica.

NOMENCLATURA DE LOS ÓXIDOS METÁLICOS

Estos compuestos tienen las nomenclaturas ya conocidas a) Nomenclatura Tradicional b) Nomenclatura Stock c) Nomenclatura Sistemática


Esta nomenclatura da los siguientes nombres.


NOMENCLATURA STOCK Según esta nomenclatura se escribe primero la palabra óxido y luego el nombre del metal

con su valencia en números romanos y en paréntesis.

( )

( )

( )

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

Para nombrar a los óxidos metálicos según esta nomenclatura se indica la proporción del

óxido y del metal según lo indicado su subindice respectivo anteponiendo los prefijos

mono, di ,tri, tetra, penta, etc. en los dos nombres genéricos y específico.

Ejemplo:

FUNCIÓN PERÓXIDOS

Son compuestos binarios oxigenados no hidrogenados que resultan de combinar un óxido metálico del grupo IA ó monovalente y del grupo IIA ó divalente más un átomo de oxígeno monoatómico ( ) Estos compuestos no se simplifican

FORMACIÓN DE UN PERÓXIDO

Formar los peróxidos con los ÓXIDOS METALICOS DEL GRUPO IA alcalinos ó monovalentes y IIA Alcalinotérreos ó divalentes.


N. Genérico / N. Específico Peróxido de METAL

TALLER #10

Formar los peróxidos con los óxidos metálicos monovalentes y divalentes y

desarrollar sus fórmulas general, desarrollada y electrónica.

TALLER # 11 Con los óxidos formados de sus tres nomenclaturas

FUNCION ÁCIDO HIDRÁCIDO Son compuestos binarios hidrogenados no oxigenados que resultan de combinar cualquier no metal monovalente (VIIA) ó divalente (VIA) con el hidrógeno. Tomando en cuenta la valencia negativa del no metal y la valencia positiva (+1) del hidrógeno).

FORMACIÓN DE UN ÁCIDO HIDRÁCIDO

-1 -2

NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS HIDRÁCIDOS

Para nombrar a los ácidos hidrácidos primero se escribe el nombre genérico que es la

palabra ÁCIDO y segundo el nombre específico que es el nombre del no metal

monovalente ó divalente terminado en HIDRICO.

N. Genérico / N. Específico Ácido NO METAL HÍDRICO

Los no metales monovalentes son los halógenos ó grupo VIIA y sus elementos son F, Cl,

Br, I, su valencia negativa es (-1) ejemplo.

N.T óxido de sodio N.S. óxido de sodio (II) N. Sist. monóxido de sodio


NOTA: Para escribir su fórmula general primero es el H y después el no metal.

Los no metales divalentes son los anfígenos ó grupo VIA y sus elementos son: S, Se, Te, su

valencia negativa es (-2) ejemplos.

TALLER # 12

Con los ácidos formados obtenga las Fórmulas General, Fórmula Desarrollada y

Fórmula Electrónica

NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS HIDRÁCIDOS

Para nombrar a los ácidos hidrácidos se lo hace por medio de dos nomenclaturas que son:


b) Nomenclatura Sistemática


Esta nomenclatura da los siguientes cambios.


Según esta nomenclatura los ácidos hidrácidos tienen los siguientes nombres, primero se

escribe al no metal terminado en URO.


TALLER # 13

Con los ácidos hidrácidos obtenidos de sus dos nomenclaturas, ejemplo:

FUNCIÓN COMPUESTA ESPECIAL

Son compuestos binarios hidrogenados, no oxigenados que resultan de combinar

cualquier no metal trivalente ó tetravalente con el hidrógeno. Tomando en cuenta la

valencia negativa del no metal y la valencia positiva (+1) del hidrógeno.

FORMACIÓN DE UN COMPUESTO ESPECIAL

TALLER #14

Formar los compuestos especiales con la familia VA ó nitroides sus elementos son: N,

P, As, Sb su valencia negativa es (-3).

NOTA: Para obtener su fórmula general primero se escribe el no metal luego el hidrógeno

GRUPO IVA ó CARBONOIDES: sus elementos son C, Si, Ge, su valencia negativa es (-4)

N.T. ácido clorhídrico N. Sist. Cloruro de hidrógeno


TALLER #15

Con los compuestos formados desarrolle su Fórmula General, Fórmula Desarrollada y

Fórmula Electrónica.

NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS ESPECIALES

Estos compuestos se los designa por medio de dos nomenclaturas.


b) Nomenclatura Sistemática

TALLER #16

Con los compuestos especiales formados de sus dos nomenclaturas, ejemplo:

FUNCIÓN HIDRURO METÁLICO

Son compuestos hidrogenados no oxigenados que resultan de combinar cualquier metal

con el hidrogeno. Tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la valencia negativa

(-1) del hidrógeno.

FORMACIÓN DE LOS HIDRUROS METÁLICOS

NOMENCLATURA DE LOS HIDRUROS METÁLICOS

Para nombrar a un hidruro metálico primero se escribe el nombre genérico que es la

palabra HIDRURO y segundo el nombre específico que es el nombre del metal.

METALES de valencia +1 ó monovalentes ejemplo: COMPLETAR

N. Genérico / N. Específico

N.T. amoníaco N. Sist. Trihidruro de nitrógeno


TALLER # 17

Forme los hidruros metálicos con los metales de valencia +2 ó divalentes.

N. Genérico / N. Especifico

METALES de Valencia +3 ó Trivalentes. COMPLETAR



METALES de Valencia +4 ó Tetravalentes

METALES de Valencia +6 ó Hexavalentes




TALLER # 18

Formar los hidruros metálicos con los metales de valencia variable. Monovalentes

y divalentes Cu y Hg Valencia +1 , +2

Monovalentes y trivalentes Au,Tl valencias +1 , +3

Trivalentes y Pentavalentes +3 , +5

oso ico


oso ico


oso ico



Divalentes y Trivalentes +1 , +2

Divalentes y Tetravalentes +2 , +4

oso ico

oso ico


Trivalentes y tetravalentes +3 , +4

oso ico

FUNCIÓN HIDRUROS DOBLES

También es importante la formación de los hidruros dobles, los mismos que resultan de

sumar dos hidruros metálicos. Para nombrar a estos compuestos primero escribimos el

nombre genérico que es HIDRURO seguido la palabra DOBLE y después damos los

nombres de los metales en orden alfabético según los símbolos.

TALLER # 19

Con los ejercicios anteriores formar 50 Hidruros dobles.

NOMENCLATURA DE LOS HIDRUROS METÁLICOS

Estos compuestos se designan por intermedio de las nomenclaturas:






NOMENCLATURA STOCK

( )

( )

( )


Designa a los hidruros metálicos tomando en cuenta la proporción del metal y del

hidrogeno, según lo indica el subíndice respectivo anteponiendo los prefijos: mono, di tri,

tetra, penta, etc. en los nombres el genérico y especifico. Ejemplos:

TALLER # 20

Escriba 50 fórmulas de los hidruros metálicos y de sus nomenclaturas conocidas. Ejemplo

N.T Hidruro del sodio

NaH N.S Hidruro de sodio (I)

N. Sist. Monohidruro de sodio

FUNCIÓN COMPUESTOS NO SALINOS

Son compuestos binarios no hidrogenados no oxigenados que resultan de combinar

cualquier no metal trivalente o tetravalente con un metal.

Tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la valencia negativa del no metal

FORMACIÓN DE LOS COMPUESTOS NO SALINOS

No metal VA nitroides, IV carbonoides+metal=compuesto no salino


+C-4

+Si-4

+Ge-4

TALLER # 21

Formar 50 compuestos no salinos

NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS NO SALINOS

Estos compuestos se designan por intermedio de las no nomenclaturas ya conocidas





Na3N Nitruro de sodio

NOMENCLATURA STOCK

( )


TALLER # 22

Escriba 50 fórmulas de los compuestos no salinos y de sus 3 nomenclaturas

FUNCIÓN ÁCIDOS OXÁCIDOS

Formación: Anhídrido + Agua = Ácidos oxácidos

Concepto. Son compuestos temarios oxigenados e hidrogenados que se forman por la

hidratación de los anhídridos. Existen otros procedimientos de obtención.


Nomenclatura.- genérico: la palabra “ÁCIDO”

Específico: El mismo nombre del anhídrido del cual proviene.

Es necesario indicar que la hidratación no es igual para todos los anhídridos, para lo cual

se los divide en dos casos .

Primer caso:

a.- Ácidos oxácidos del grupo VIIA Cl-Br-I/+1, +3, +5, +7, una sola molécula de agua.

El flúor no se incluye por no formar anhídridos.

Ejemplos:

Del cloro

ANHÍDRIDOS + Agua ==========> Ácidos oxácidos Proporción

( )

Hipocloroso

( )

Cloroso

( )

Clórico

( )

TALLER # 23

Formar los ácidos oxácidos con todos los elementos del grupo VIIA,sus elementos son Br, l

b.- Ácidos oxácidos del grupo VIA S, Se, Te. / +4, +6, Se hidratan con una sola molécula

de agua.

Anhídridos +Agua ==> Ácidos oxácidos Proporción

( )


Anh.Sulfuroso

( )

Anh. Sulfúrico

En estos, no se admiten simplificación.

TALLER # 24

Formar los ácidos oxácidos con todos los elementos del VIA Se y Te.

Ácidos oxácidos del grupo VA familia.- Esta familia hay que divertir en dos partes:

1.- El caso aislado del Nitrógeno

2.- Los casos del P, As y Sb.

El nitrógeno se hidrata en forma similar a la familia, esto es con una sola molécula de

agua, así:

Casos especiales del fósforo, arsénico y antimonio

Cuando estos anhídridos van a forma los ácidos, tienen la facultad de hidratarse con una,

dos o tres moléculas de agua. Para su diferenciación se utilizan los prefijos meta, piro y

orto:

N+1+O-2 ----

Anhídridos + Agua Ácidos Oxácidos Proporción

N2O

Hiponitroso

+H2O ---

HNO Ácido hiponitroso (1 1 1)

N+3+O-2 ---- N2O3 +H2O ---

HNO2 Ácido nitroso (1 1 2)

Nitroso

N+5+O-2 ---- N2O5 +H2O ---

HNO3 Ácido nítrico (1 1 3)

Nítrico


Anhídrido +1 H2O = Ácido META

Anhídrido +2 H2O = Ácido PIRO

Anhídrido +3 H2O = Ácido ORTO

Anhídridos + Agua ----------------- Ácidos Oxácidos Proporción

P2O +3 H2O ---

H3PO2 Ac. Orto Hipofosforoso (3 1 2)

Hipofosforoso

P2O3 +1 H2O ---

HPO2 Ac. Meta Fosforoso (1 1 2)

Fosforoso

P2O3 +2 H2O ------ Ac. Piro Fosforoso (4 2 5)

Fosforoso

P2O3 +3 H2O ---

H3PO3 Ac. Orto Fosforoso (3 1 3)

Fosforoso

P2O5 +1 H2O ---

HPO3 Ac. Meta Fosfórico (1 1 3)

Fosfórico

P2O5 +2 H2O ------ Ac. Piro Fosfórico (4 2 7)

Fosfórico

P2O5 +3 H2O ---

H3PO4 Ac. Orto Fosfórico (3 1 4)

Fosfórico

P2O7 +3 H2O -

H3PO5 Ac. Orto Perfosfórico (3 1 5)

Per fosfórico

Nota: El prefijo “orto” puede ser suprimido pues se sobre entiende que si no lleva el

prefijo orto se ha añadido tres moléculas de agua, por ejemplo se dirá:

Ácido Meta Fosforoso

Ácido Piro Fosforoso

Ácido __________ Fosforoso (u orto fosforoso)


TALLER # 25

Formar los ácidos oxácidos con el grupo VA sus elementos son: As y Sb.

Tercer caso:

Ácidos oxácidos del grupo IVA C, Si, Ge.

En esta familia, también hay hidratación especial. Si los anhídridos se hidratan con una

molécula de agua se antepone el prefijo META y si se añade dos moléculas de agua se

antepone el prefijo ORTO

Anhídrido

(de la 4TA familia)

+1 H2O = Ácido META

Anhídrido

(de la 4TA familia)

+2 H2O = Ácido ORTO

Ejemplos:

Anhídridos + Agua ----------- Ácidos Oxácidos Proporción

CO2 +1 H2O -- H2CO3 Ac. Meta Carbónica u Ac. Carbónico 2 1 3

Carbónico

CO2 +2 H2O -- H4CO4 Ácido orto Carbónico 4 1 4

Carbónico

TALLER # 26

Formar los ácidos oxácidos con el grupo IVA sus elementos son: Sí , Ge

TALLER # 27

Formar todos los ácidos oxácidos siguiendo los pasos conocidos.


TABLA DE ACIDOS

Ácidos de la VIIA familia: Cl-Br-I / +1,+3,+5,+7

Cl

Cl+1+O-2 Cl2O+H2O

H Cl O (1 1 1) Ácido hipocloroso

Cl+3+O-2 Cl2O3+H2O

H Cl O2 (1 1 2) Ácido cloroso

Cl+5+O-2 Cl2O5+H2O

H Cl O3 (1 1 3) Ácido clórico

Cl+1+O-2 Cl2O7+H2O

H Cl O4 (1 1 4) Ácido perclórico

Br

H Br O (1 1 1) Ácido

hipobromoso

H Br O2 (1 1 2) Ácido bromoso

H Br O3 (1 1 3) Ácido brómico

H Br O4 (1 1 4) Ácido perbrómico

I

H I O (1 1 1) Ácido hipoyodoso

H I O2 (1 1 2) Ácido yodoso

H I O3 (1 1 3) Ácido yódico

H I O4 (1 1 4) Ácido peryódico

Ácidos de la VIA familia: S, Se, Te/+4,+6

S

S+4 + O-2 S2O4 SO2+H2O H2SO3 H2 S O3 (2 1 3) Ácido sulfuroso

S+6 + O-2 S2O6 SO3+H2O H2SO4 H2 S O4 (2 1 4) Ácido sulfúrico

Se


H2 Se O3 (2 1 3) Ácido selenioso

H2 Se O4 (2 1 4) Ácido selénico

Te

H2 Te O3 (2 1 3) Ácido teluroso

H2 Te O4 (2 1 4) Ácido telúrico

Ácidos de la VA familia: N-P-As-Sb/+1,+3,+5

N

H N O (1 1 1) Ácido hiponitroso

H N O2 (1 1 2) Ácido nitroso

H N O3 (1 1 3) Ácido nítrico

P

H3 P O2 (3 1 2)

Ácido Orto Hipofosforoso ó Ácido Hipofosforoso

H3 P O3 (3 1 3)

Ácido Orto fosforoso ó Ácido fosforoso

H3 P O4 (3 1 4)

Ácido Orto fosforoso ó Ácido fosforoso

H3 P O5 (3 1 5)

Ácido Orto per fosfórico ó Ácido per fosfórico

H3 P O2 (1 1 2)

Ácido Meta fosforoso

H P O3 (1 1 3)

Ácido Meta fosfórico

H3 P O5 (4 2 5)

Ácido Piro fosforoso

H3 P O7 (4 2 7)

Ácido Piro fosfórico


As

H3 As O2 (3 1 2) Ácido Orto Hipo arsenioso ó Acido Hipofosforoso

H3 As O3 (3 1 3) Ácido Orto arsenioso ó Ácido arsenioso

H3 As O4 (3 1 4) Ácido Orto arsénico ó Ácido arsénico

H3 As O5 (3 1 5) Ácido Orto perarsénico ó Ácido perarsénico

H3 As O2 (1 1 2) Ácido Meta arsenioso

H As O3 (1 1 3) Ácido Meta arsénico

H3 As O5 (4 2 5) Ácido Piro arsenioso

H3 As O7 (4 2 7) Ácido Piro arsénico

Sb

H3 Sb O2 (3 1 2) Ácido Orto Hipoantimonioso ó Ácido hipoantimonioso

H3 Sb O3 (3 1 3) Ácido Orto antimonioso ó Ácido antimonioso

H3 Sb O4 (3 1 4) Ácido Orto antimónico ó Ácido antimónico

H3 Sb O5 (3 1 5) Ácido Orto per antimónico ó Ácido per antimónico

H3 Sb O2 (1 1 2) Ácido Meta antimónioso

H Sb O3 (1 1 3) Ácido Meta antimónico

H3 Sb O5 (4 2 5) Ácido Piro antimónioso


H3 Sb O7 (4 2 7) Ácido Piro antimónico

B

H B O2 (3 1 2) Ácido Meta bórico

H3 B O3 (3 1 3) Ácido Orto bórico

H4 B2 O5 (3 1 4) Ácido Piro bórico

H B3 O5 (3 1 5) Ácido Tri bórico

H2 B4 O7 (1 1 2) Ácido Tetra bórico

Ácidos de la VA familia: C-Si-Ge/+4

C

H2 C O3 (2 1 3) Ácido Meta carbónico

ó Ácido carbónico

H4 C O4 (2 1 4) Ácido Orto carbónico

H2 C O2 (2 1 2) Ácido Hipo carbonoso

Si

H2 Si O3 (2 1 3) Ácido Meta silícico ó Ácido silícico

H4 Si O4 (2 1 4) Ácido Orto silícico

Ge

H2 Ge O3 (2 1 3) Ácido Meta germánico ó Ácido germánico

H4 Ge O4 (2 1 4) Ácido Orto germánico

Ácidos de los metales Cr-Mn-V

Cr

H Cr O2 (1 1 2) Ácido Meta cromoso


H3 Cr O3 (3 1 3) Ácido Orto cromoso

H2 Cr O4 (2 1 4) Ácido crómico

H2 Cr2 O7 (2 2 7) Ácido di crómico

Mn

H2 Mn O3 (2 1 3) Ácido Meta manganoso

H4 Cr O4 (4 1 4) Ácido Orto manganoso

H2 Cr O4 (2 1 4) Ácido mangánico

H CrO4 ( 1 14) Ácido per mangánico

V

H3 V O4 (3 1 4) Ácido Orto vanádico o Ácido vanádico

Otros ácidos del azufre:

H2 S2 O3 (2 2 3) Ácido tío sulfúrico

H2 S2 O7 (2 2 7) Ácido Piro sulfúrico ó Di sulfúrico

H2 S2 O8 (2 2 8) Ácido Per sulfúrico

H2 S4 O6 (2 4 6) Ácido Tetra tiónico

TALLER # 28

a) Estudiar la tabla de los ácidos oxácidos.

AUTOEVALUACION.- conteste el siguiente cuestionario

b) Obtener a partir de un anhídrido, los siguientes ácidos oxácidos escribiendo el nombre

del anhídrido respectivo

1. Ácido hipobromoso

Br2O + H2O = H2 Br2O2 = HBrO

Anhídrido hipobromo……………. Ácido hipobromoso


2. Ácido yódico

I2O5 + H2O = H2 I2O6 = HIO3

…...………………………………………. Ácido yódico

3. Ácido per brómico

……………………………………………. Ácido per brómico

4. Ácido yodoso

I2O3 + H2O = H2 I2O4 =

….………………………………………. Ácido yodoso

5. Ácido teluroso

TeO2 + H2O = H2 Te1O3

………………………… Ácido teluroso

6. Ácido telúrico

TeO3 + H2O = H2 Te1O4

………………………. Ácido telúrico

7. Ácido selenioso

SeO2 + H2O = H2 SeO2

………………………. Ácido selenioso

8. Ácido selénico

SeO3 + H2O = H2 SeO2

…………………………. Acido selénico

9. Ácido hipo antimonioso (u orto hipo antimonioso)

Sb2O + 3H2O =

H3SbO2

Anhídrido hipo antimonioso + Agua -------- Ácido hipo antimonioso

Br2O7 + H2O = H2 Br2O8 =


10. Ácido meta arsenioso (u orto hipo antimonioso)

As2O3 + H2O =

= HAsO2

Anhídrido meta arsénioso…………………….. Ácido meta arsenioso

11. Ácido piro fosforoso

P2O3 + 2H2O = =

12. Ácido arsénico (u Orto arsénico )

As2O5 + 3H2O =

=

Anhídrido arsénico…………………………. . Ácido arsénico

13. Ácido per antimónico (u orto per antimónico)

Sb2O7 + 3H2O =

---- H3SbO5

Anhídrido per antimónico………………………….. Ácido per antimónico

14. Ácido meta silícico

SiO2 + H2O = H2 SiO3

Anhídrido meta silícico…….. Ácido meta silícico

15. Ácido orto silícico

SiO2 + 2H2O = H4 SiO4

Anhídrido orto silício…………….. Ácido orto silícico

FÓRMULAS DESARROLLADAS DE LOS ÁCIDOS

1) Se tiene los valores fijos de la valencia -2 para el oxigeno y +1 para el hidrogeno:

se trata de calcular la valencia del no metal (x)

H3+1PxO4

-2 H2+1SxO4

-2 H4+1As2 xO7

-2


TALLER # 29

Escribir 50 fórmulas de ácidos oxácidos y calcular el número de la valencia de los no

metales

2) Se multiplican las valencias por los subíndices respectivos (de arriba hacia abajo) y se

suma.

O= -2 x 4= -8

H= +1 x3=

O= -2x 4= -8

H= +1 x2=

O= -2x 7= -14

H= +1x 4=

3) Se cambia de signo de negativo a positivo

+5 +6 +10

4) Se divide para el subíndice del no metal .- En el ejemplo del fósforo y el azufre no en

cambio el arsénico tiene 2, luego quedará:

P=+5 S=+6 AS=+10/2=5

Son las valencias para el P-S-As respectivamente, las que se colocan sobre los átomos así:

H3+1P+5O4

-2 H2+1S+6O4

-2 H4+1As2O7

-2

5) Para desarrollar la fórmula “se coloca el no metal como centro de la formula, de

acuerdo al número de hidrógenos se toman átomos de oxígenos y se forman grupos

O-H ; los oxígenos solos, se unirán con enlaces dobles”

H3+1P5+O4

-2

H-O

H-O P=O

H-O


H2+1S6+O4

-2

H4+1As2 5+O7

-2

H+1N+5O3 2- H4P23+ O5

2-

TALLER # 30

Realice las fórmulas desarrolladas de los siguientes ácidos oxácidos.

HIO4 H3SbO3 HBrO

H2TeO4 H4SiO4 HClO3

H2SiO3 H4As2O7

H3PO3 H4As2O5 H3SbO4

RADICALES DE LOS ÁCIDOS OXÁCIDOS:

Un ácido está compuesto de dos partes:

O O H S O O H

O O H

As O H

O

As O H

O O H

O

N O H

O


a) La hidrogénica

b) La oxigenada

H2SO4 2H+ + SO4

→ A B

La parte B se denomina radical y siempre tiene valencia negativa la misma que será -1 si

pierde un hidrogeno,-2 si pierde 2 hidrógenos,-3 si pierde 3 hidrógenos por lo tanto los

radicales serán monovalentes, divalentes, trivalentes, etc.

Ácido -1H Radical ………………… Nombre

H CI O (ClO)-1 ………………… Rad. Hipoclorito

Ácido hipocloroso

H CI O2 (ClO2)-1 ………………… Rad. Clorito

Ácido cloroso

H CI O3 (ClO3)-1 ………………… Rad. Clorato

Ácido clórico

H CI O4 (ClO4)-1 ………………… Rad. Per clorato

Ácido per clórico

TALLER: Realizar lo mismo con el Bromo, Yodo y Nitrógeno (realice Ud.)


H2 S O3 (S O3)= ………………… Rad. Sulfito

Ácido Sulforoso

H2 S O4 (S O4)= ………………… Rad. Sulfato

Ácido Sulfúrico


TALLER: Realizar lo mismo con el Selenio y el Teluro (realice Ud.)


H3 P O2 -3H (P O2)-3 ………………… Rad. Orto hipofosfito

Ác.Orto Hipofosforoso

H P O2 -1H (P O2)-1 ………………… Rad. Meta fosfito

Ác. Meta fosforoso

H4 P2 O5 -4H (P2 O5)-4 ………………… Rad. Piro fosfito

Ác. Piro fosforoso

H3 P O3 -3H (P O3)-3 ………………… Rad. Orto fosfito

Ác. Orto fosforoso

H P O3 -1H (P O3)-1 ………………… Rad. Meta fosfato

Ác.Meta fosfórico

H4 P2 O7 -4H (P2 O7)-4 ………………… Rad. Piro fosfato

Ác. Piro fosfórico

H3 P O4 -3H (P O4)-3 ………………… Rad. Orto fosfato

Ác.Orto per fosfórico

TALLER: Realizar lo mismo con el As y el Sb (realice Ud.)

Ácido -H Radical ………………… Nombre

H2 C O3 -2H (C O3)-2 ………………… Rad. Meta carbonato

Ácido cloroso

H4 C O4 -4H (C O4)-4 ………………… Rad. Orto carbonato

Ácido Orto carbónico

TALLER: Realizar lo mismo con el Si y el Ge (realice Ud.)


TALLER # 31

Construya una tabla de los radicales de todos los ácidos (en orden) así:

H CI O Ácido hipocloroso (CI O)-1 Rad. Hipoclorito

FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO METÁLICO

Esta función se la obtiene por dos procedimientos que son:

1.- intercambio las valencias entre un metal y el oxhidrilo (OH) que es monovalente

negativo (OH)

Formación Hidróxido Metálico

METAL +

Tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la del oxhidrilo (OH)

→

→ ( )

→ ( )

TALLER # 32

Formar los Hidróxidos con todos los metales de valencia fija.

2.-Combinado un óxido metálico con el agua y aumentado tantas moléculas de agua

como oxígenos tenga el óxido metálico.

( ) →

( )

( )

TALLER # 33

Formar 40 fórmulas de los hidróxidos metálicos por este método.


NOMENCLATURAS DE LAS BASES O HIDRÓXIDOS METÁLICOS

Estos Compuestos se designan por intermedio de las nomenclaturas:

a) Nomenclatura tradicional


c) Nomenclatura sistemática


Hidróxido de sodio

( ) Hidróxido de Bario

NOMENCLATURA STOCK

( )

( ) ( )


( )

( )

TALLER # 34

Escriba 30 fórmulas Hidróxido Metálicos y escriba sus tres nomenclaturas.

Ejemplo:

( ) ( )


FUCIÓN HALURO NEUTRO

Se los llama también sal halógena o sal halógena neutra.

Son compuestos binarios no hidrogenados no oxigenados se obtienen principalmente

combinando con cualquier metal monovalente o divalente con un metal. Tomando en

cuenta la valencia negativa del no metal y la positiva del metal.

FORMACIÓN DE LOS HALUROS NEUTROS

No meta Halógeno ó

a) Forma Directa

TALLERE # 35

Formar 30 sales neutras y dar sus nombres

b) Por neutralización

HI + NaOH


c) Teluro Férrico

+

+ ( )

( )

( )

d) Cloruro de Calcio

( )

e) Bromuro de Aluminio

( )

( )

FÓRMULAS DESARROLLADAS DE LAS SALES HALÓGENAS

S


NOMENCLATURA DE LOS HALUROS NEUTROS

Estos compuestos se designan por intermedio de las 3 nomenclaturas

a) Nomenclatura tradicional

b) Nomenclatura stock

c) Nomenclatura sistemática


NOMENCLATURA STOCK

( )


TALLER # 36

Escriba 30 fórmulas de sales neutras y de sus tres nomenclaturas

FUNCIÓN SALES OXISALES NEUTRAS

Para obtener esta función hay varios procedimientos

Escribir las funciones según cada caso.

1. Intercambiando valencias entre el radical halogénico de un ácido oxácido y un

metal ejemplos:

1 1 2

N.T. Nitrito de Sodio N.S. Nitrito de Sodio (I) N.Sist.Dinitrito de Sodio

1 1 3

N.T. Nitrato de Calcio N.S. Nitrato de Calcio ( II) N.Sist. Trinitrato de Calcio


TALLER # 37

Realizar 20 ejercicios de las sales oxísales neutras por este método y dar sus 3

nomenclaturas.

2. Desplazando los hidrógenos de un ácido por intermedio de un metal. Pues en este

proceso a más de obtener la oxisal neutra hay desprendimiento de hidrógeno

molecular H2 ejemplos:

Hidrógeno Molecular

TALLER # 38

Realizar 20 ejercicios de las sales oxisales neutras por este método y dar sus tres

nomenclaturas.

3. Haciendo reaccionar un ácido oxácido con un óxido metálico, obtenemos una

oxisal neutra más agua.

Ejemplos:

N.T. Sulfato de Zinc

N.S. Sulfato de Zinc

(II) N.Sis. Sulfato de Zinc

N.T. Carbonato de calcio

N.S Carbonato de calcio (II)

N.Sis tricarbonato de calcio


TALLER # 39


nomenclaturas.

4. Cuando reacciona un ácido oxácido con una base o hidróxido, obtenemos una

oxisal neutra más agua.

Hidróxido de sodio

TALLER # 40


nomenclaturas.

FUNCIÓN SALES OXISALES ÁCIDAS

Son compuestos cuaternarios oxigenados e hidrogenados, que resulta de combinar un

hidróxido con ácidos oxácidos, en los que se saturan parcialmente los hidrógenos del

ácido, o sea sobran hidrógenos en la sal.

FORMACIÓN DE LAS SALES OXISLES ÁCIDAS

Para dar su nomenclatura se cambia la terminación oso ó ico del ácido por ito y ato del

radical seguido de la palabra ÁCIDO y finalmente el nombre del metal.

1.

1 3

N.T. Nitrito de Sodio

N.S Nitrato de sodio (I)

N.Sis trinitrato de sodio


Hidróxido de Sulfúrico

Sulfato ácido Agua

de potasio

TALLER # 41

Obtener las fórmulas de las sales oxisales ácidas con los Hidróxidos del grupo IA y dar su nomenclatura.

2. ( )

1 3

( )

( ) ( ) Sulfato ácido

de Calcio

El Hidróxido de Calcio tiene dos (OH) que se equilibran con los dos H del ácido sulfúrico;

para que sobre H utilizo otro ácido sulfúrico.

TALLER # 42

Obtener las fórmulas de las sales oxisales ácidas con los hidróxidos del grupo IIA y dar su

nomenclatura.

( )

1 3

( )

( )

El hidróxido de aluminio tiene tres (OH) y el ácido sulfúrico dos H para que sobren Hidrógenos en

la sal tomo otra molécula de ácido sulfúrico

Sulfato ácido

de aluminio


TALLER # 43

Obtener las fórmulas de las sales oxisales ácidas con los hidróxidos del Grupo IIIA y dar su

nomenclatura

FUNCIÓN SALES OXÍDALES BÁSICAS

Son compuestos cuaternarios oxigenados e hidrogenados, que resultan de combinar

hidróxidos con ácidos oxácidos, en los que no se saturan todos los hidroxilos del hidróxido,

sobran hoxidrilos (OH).

FORMACIÓN DE LAS SALES OXÍDALES BÁSICAS

La formación se realiza de igual manera que las sales ácidas y se toman los hidróxidos

necesarios para que sobren OH.

Para su denominación, el genérico es el nombre del ácido cambiando la terminación oso ó

ico por ito y ato respectivamente, seguido de la palabra monobásico, dibásico, tribásico,

etc. de acuerdo al número de (OH) luego el término “de”, el nombre del metal, y la

valencia entre paréntesis con números romanos, si tiene más de una.

1 3

1.

2. Sulfato mono- 3. básico de potasio


TALLER # 44

Obtener las fórmulas de las sales oxisales básics con los hidróxidos del Grupo IA y dar su nomenclatura.

FUNCIÓN SALES OXISALES DOBLES Y TRIPLES

Son compuestos cuaternarios en los cuales se combinan dos o tres hidróxidos de metales

diferentes con un ácido oxácido, en los que se saturan todos los OH de los hidróxidos con

los H del ácido.

FORMACIÓN DE LAS SALES OXISALES DOBLES Y TRIPLES

Para su nomenclatura, el genérico es el nombre del ácido cambiado la terminación oso ó

ico por ito y ato respectivamente, seguido de la palabra doble o triple luego el específico

que es el nombre de los metales en ORDEN ALFABÉTICO entre paréntisis con números

romanos, si alguno es de valencia variable.

Sulfato doble de Potasio y sodio

TALLER # 45

Realizar 20 ejercicios de las sales oxisales dobles y dar su nomenclatura.


FUNCIÓN SALES HALÓGENAS ÁCIDAS

Son compuestos ternarios hidrogenados no oxigenados que se forman al combinarse un

ácido hidrácido con un hidróxido, sin que se saturen completamente los hidrógenos del

hidrácido con los OH del hidróxido, en la sal hay presencia de hidrógenos.

FORMACIÓN DE LAS SALES HALÓGENAS ÁCIDAS

Para su nomenclatura se utiliza como genérico el nombre del no metal halógeno

terminado en URO, la palabra ÁCIDO y como específico el nombre del metal.

( )

( ) ( ) ( )

( )

( )

TALLER # 46

N.T. Cloruro ácido de sodio

N.S Cloruro ácido de sodio(I)

N.Sis dicloruro de hidrógeno y sodio

( )

N.T. Sulfuro ácido de hierro

N.S Cloruro ácido de hierro (II)

N.Sis disulfuro de hidrógeno y hierro

N.T. Sulfuro ácido férrico

N.S Sulfuro ácido de hierro (III)

N.Sis Trisulfuro de hidrógeno y hierro


Realizar 20 ejercicios y dar sus tres nomenclaturas

FUNCIÓN DE LAS SALES HALÓGENAS BÁSICAS

Se forman por la combinación de los hidruros hidrácidos con un hidróxido, donde NO se

sustituyen completamente los OH del hidróxido, se genera una sal oxigenada no

hidrogenada.

FORMACIÓN DE LAS SALES HALÓGENAS BÁSICAS

Para dar la nomenclatura se utiliza como genérico el nombre del no metal halógeno

terminado en URO, la palabra monobásico, dibásico, tribásico etc. Según el número de OH

presentes en la fórmula y el específico nombre del metal.

( )

( )

( )

( ) lorhidrico ( ) ( ) ( ) ( ) ( )


TALLER # 47

Formar 20 sales halogenadas básicas y con sus nomenclaturas

FUNCIÓN SAL HALOGENADA DOBLE

Se forman por la combinación de un acido hidrácido con dos hidróxidos de diferente

metal saturándose totalmente los OH de los hidróxidos con los H del hidrácido.

Siempre deben equilibrar los iones oH con los H y si llegaran a faltar los H se repetirán

el hidrácido las veces que sean necesarias

FORMACIÓN DE LAS SALES HALÓGENAS DOBLES

Para dar su nomenclatura se utiliza como genérico el nombre del no metal halógeno

terminado en URO La palabra doble y el especifico el nombre de los metales en orden

alfabético.

( )

( )


TALLER # 48

Formar 20 sales Halógenas dobles y dar su nomenclatura

NOMENCLATURAS DE LAS SALES HALÓGENAS DOBLES

A estos compuestos se les designa por intermedio de las 3 nomenclaturas ya conocidas

Nomenclaturas ya conocidas

Nomenclaturas Tradicionales

Nomenclaturas Stock

Nomenclaturas sistemáticas

NOMENCLATURA TRADICIONALES

NOMENCLATURA STOCK

Yoduro de cobre I Y hierro III

NOMENCLATURA SISTEMATICA

Suprime la palabra doble

TALLER # 49

Escriba 10 fórmulas y dar sus tres nomenclaturas

Ejemplo:

( ) ( )


FUNCIÓN SAL HALOGENADA MIXTA

Resulta de sumar dos sales halógenas neutras que tengan el mismo metal pero

distinto no metal.

FORMACIÓN DE UNA SAL HALÓGENA MIXTA

Realizar ejercicios

TALLER # 50

Formar 20 ejercicios de las sales halogenadas mixtas con todos sus pasos y de su

nomencatura

NOMENCLATURA DE LA SAL HALOGENADA MIXTA

Estos compuestos se designan a traves de las nomenclaturas ya conocidas:


NOMENCLATURA STOCK

Se utiliza para las sales mixtas que tienen un metal de valencia variable

Ejemplos :

( )

( )


NOMENCLATURA SISTEMATICA

TALLER # 51

Escribir 20 fórmulas de las sales halogenas mixtas y dae sus tres nomenclaturas

FUNCIÓN SULFOÁCIDOS

Son compuestos ternarios que resultan de sustituir el oxigeno de un acido o oxicido por

el azufre . esta sustitucion es posible , por cuanto el oxigeno y el azufre tiene la misma

valencia

Ejemplo

Cuando se sustituye parcialmente los oxígenos de un ácido oxácido por el azufre, reciben

el nombre de tioderivados ejemplos

TALLER # 52

Realizar la sustitución del 0xígeno por el Azúfre en todos los ácidos oxácidos.

NOMENCLATURA SULFOÁCIDOS

Estos compuestos se designan por intermedio de las nomenclaturas tradicional y

sistemática.




TALLER # 53

Escriba las fórmulas anteriores de los sulfoácidos y de sus 2 nomenclaturas

FUNCIÓN SELENIÁCIDO

Resulta de sustituir el óxigeno de un ácido oxácido por el selenio ejemplo:

TALLER # 54

Realiza la sustitución del Oxígeno por el Selenio en todos los ácidos oxácidos.

Cuando se sustituyen parcialmente los oxígenos de un ácido oxácido por el selenio se

forman los seleno derivados ejemplos:

NOMENCLATURA DE LOS SELENIÁCIDOS

Estos componentes se designan por intermedio de las nomenclaturas tradicional y

sistemática.

NOMENCLATURAS TRADICIONALES


NOMENCLATURAS SISTEMÁTICA

Seleni – nitrito de hidrogeno

TALLER # 55

Escriba las formulas anteriores de los seleniácidos y de sus 2 nomenclaturas

FUNCIÓN TELURIÁCIDO

Resulta de sustituir el oxígeno de un ácido oxácido por el teluroejemplo:

Te

Te

Te

Cuando se sustituye parcialmente los oxígenos del ácido oxácido por el teluro se forman

los teluro derivados

Ejemplos:


TALLER # 56

Realizar la sustitución del oxigeno por el teluro en todos los ácidos oxácidos

NOMENCLATURA DE LOS TELURIACIDOS

Estos compuestos se designan por intermedio de la nomenclatura tradicional y

sistemática.



TALLER # 57

Escriba las formulas anteriores de los teluriácidos y de sus dos nomenclaturas


REMOCIONES Y

ECUACIONES QUMICAS

DESPLAZAMIENTO

DESCOMPOSICIÓN COMBINACION

CONCEPTO Y REPRESENTACION

METATESIS

CLASE

SJDOT

ERMICA

SJDOT

ERMICA

S EXOTERMICAS

EDOTERMICAS NEUTRALIZACION COMBUSTION

EDOTERMIC

ASJDOTERMICAS

FACTORES

NATURALEZA Y

ESTA DO DE LOS

REACTANTES

CONCENTRACION

DE REACTANTES

TEMPERATURA

Y PRESION

CATALIZADORES

POSITIVOS NEGATIVOS

IGUALACION DE ECUACIONES

QUIMICAS

SIMPLE TANTEO ALGERRAICO REDOX IOMELECTRON


INTRODUCCION

Es importante porque después de conocer la estructura de los diferentes compuestos,

tenemos que indicar cómo reaccionan entre si las sustancias reactantes, para producir

otros elementos o compuestos finales que serán los productos de una reacción.

Por lo tanto es muy elemental para iniciar los cálculos estequeométricos, además nuestra

vida lleva conlleva todo tipo de reacción química los cuales tiene el alumno de

comprender todo tipo de reacción en su vida diaria.

OBJETIVO GENERAL

Comprender el estudio de las reacciones y ecuaciones químicas, para que el alumno

pueda diferenciar las distintas clases y factores que influyen en las reacciones químicas,

conoce la importancia de la igualación de ecuaciones química, y sus métodos.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Reforzar Conocimientos básicos sobre las distintas clases de reacciones como son:

De combinación, descomposición, desplazamiento, metátesis, endotérmicas,

exotérmicas de neutralización y reacción de combustión.

Inferir los factores de naturaleza, temperatura, concentración de reactivo, y

utilización de catalizadores para una reacción química.

Determinar los estados de oxidación-reducción en las ecuaciones y proceder a su

nivelación mediante los métodos: simple tanteo, algebraico, numérico de

oxidación yión electrón.

Se realizara prácticas de los temas a tratarse para una mejor compresión del

estudiante.

REACCIONES QUÍMICAS

CONCEPTO

Reacción química es la unión mutua entre dos o más sustancias que intervienen en

proporciones definidas y originan otras con propiedades diferentes. Existiendo

reordenamiento de atamos dentro de la estructura molecular o transformación de

materia (pero no hay alteración en la cantidad de átomos).

Ejemplos:


+ =

Una molécula de cloro + dos átomos de sodio

+

REPRESENTACION:

A una reacción química se lo representa mediante una ECUACIÓN QUÍMICA.

ECUACIÓN QUÍMICA.

Es una representación simbólica (escrita) de una reacción química.

ELEMENTQS DE UNA REACCION QUÍMICA.

En toda reacción química existen dos partes:

Los REACTANTES y los RESULTANTES o PRODUCTOS separados por una flecha

(=>) que significa PRODUCE.

LOS REACTANTES. Son las sustancias que reaccionan, constituyen el primer miembro de

la ecuación y se lo ubica a la izquierda de la flecha o signo igual.

LOS RESULTANTES. Son los PRODUCTOS que se forman de la reacción y se colocan a la

derecha de la flecha o signo igual, Ejemplo:

= 2 moléculas de cloruro

de sodio

CI CI

Na

Na

Na CI

Na CI

Gas venenoso venenoso solido comestible

REACTANTES PRODUCE RESULTANTES O PRODUCTO


CLASES DE REACCIONES

Hay varias clases de reacciones químicas, pero las principales son:

1) Reacciones de COMBINACIÓN

2) Reacciones de DESCOMPOSICIÓN

3) Reacciones de……………………………………..

4) Reacciones de……………………………………..

5) Reacciones de……………………………………..

6) Reacciones………………………………………….

7) Reacciones..............................................

8) Reacciones………………………………………….

9) Reacciones.............................................

10) Reacciones de…………………………………..

Complete el cuadro anterior leyendo las páginas siguientes.

1.-REACCIONES DE COMBINACIÓN.

Son aquellas en las que dos o más elementos o compuestos simples forman un compuesto

más complejo, Ejemplos:

Fe + S FeS

S +

+ …………………….

+ ……………………..

2. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN.

Son aquellas en las cuales un compuesto se descompone en ¡os elementos que lo

constituyen o se separa en otras sustancias más simples, por acción de factores, como,

calor, luz, electricidad, etc. Ejemplos:


3. REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SIMPLE

Son aquellas en que un elemento desplaza a otro que estaba formando un compuesto y lo

reemplaza formando otro compuesto. El elemento que fue desplazado del compuesto se

desprende Y se libera; Ejemplo:

Complete las siguientes reacciones de sustitución:

4.- REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION 0 METATESIS.

Son reacciones en las cuales se realizan un intercambio entre los átomos o radicales de los

reactantes; Ejemplo :

2AgCI Luz Ag +

Electricidad +

Calor CaO +

Luz +

Zn + +

Mg + 2HC +

a) Zn + …………… + …………

b) Fe + …………… + …………

N AgCI + +

CI


+ 2NaCI +

Complete los productos de las siguientes reacciones de metátesis:

5.- REACCIONES DE NEUTRALIZACION.

Son similares a las de doble sustitución pero aquí los hidrógenos (IT) de un ácido se

combinan o neutralizan con los oxidrilos (OH) de una base o hidróxido para formar agua y

la sal correspondiente, así :

Ejemplo:

2+ Ba

Ba

+ ……………………… + ……………………… 2+

Zn

2+2-

Ba S

+ + ……………………… + ……………………… 2+

( )

+-

2Ki

H+ + OH

Ión Hidrógeno ión oxidrilo ACIDO BASE AGUA

+ 2Na

2- S OH

+


Complete las reacciones de neutralización:

6.-REACCIONES REVERSIBLES ( )

Son aquellas en las que el compuesto resultante vuelve a regenerar los compuestos

reaccionantes, es decir que la reacción se desplaza en los dos sentidos, de izquierda a

derecha y viceversa.

Los reaccionantes nunca se consumen por completo por que se regeneran; así:

…………………..

7.-REACIONES IRREVERS1BLES ( )

Son aquella en las que los productos formados no vuelven a regenerar los compuestos

reaccionantes, es decir la reacción se desplaza en un solo sentido de izquierda a derecha y

se acaba cuando uno de los reaccionantes se ha consumido por completo (a este reactivo

se llama reactivo límite); Ejemplos:

⁄ MgO

FeS

……………..

( )

+ - + -

a) HBr + K OH …………………….. + . ………………….

)

( )

…………………. + …………..........


8.-REACCIONES ENDOTERMICAS.

Son las que necesitan absorber energía para producirse ;Ejemplos:

CaO +

KCI +

FeS

9.-REACCIONES EXOTERMICAS.

Son aquellas que al producirse liberan Energía; Ejemplos:

( )

10.REACCIONES DE COMBUSTIÓN

COMBUSTIÓN.-Es una reacción de óxido-reducción y es la combinación de una sustancia

con el oxígeno ( principalmente del aire) dando reacciones altamente exotérmicas , con

desprendimiento de energía en forma de calor y a veces Luz y llama; Ejemplos :

Combustión del azufre:

+

Combustión de Hidrógeno:

+ Energía

Carbonato de calcio Óxido de calcio Anhídrido Carbónico o

(CALIZA) ( CAL VIVA) Dióxido de carbono

Óxido de calcio Hidróxido de calcio

(CAL VIVA) (CAL APAGADA)

Energía Calor Luz Llama Azufre oxigeno Anhídrido sulfuroso

(COMBUSTIBLE) (COMBURENTE)


Realice la combustión del carbono:

………. + …………… + …………………..

Realice la combustión del Magnesio:

………. + ……………

COMBUSTION COMPLETA.

La combustión completa de los HIDROCARBUROS y otras sustancias orgánicas produce

siempre Dióxido de carbono y vapor de agua, que son los gases de la combustión, y

energía que se desprende en forma de calor, luz y llama.

Combustión completa de un Hidrocarburo:

HIDROCARBURO

Ejemplos:

Combustión del Metano,

Energía

Combustión del alcohol Etílico,

E

Escriba las ecuaciones para la combustión completa de los siguientes compuestos

a)

Energía Calor Luz Llama

Sustancia orgánica oxigeno molecular Dióxido de carbono

(COMBUSTIBLE)(COMBURENTE)


b)

c)

d)

COMBUSTIÓN INCOMPLETA

La combustión incompleta de los HIDROCARBUROS y otras sustancias orgánicas producen

monóxido de carbono CO y carbono elemental C que contiene el aire así.

Combustión Incompleta del propano:

Propano

Combustión Incompleta del acetileno:

Acetileno

Realizar las ecuaciones de las combustiones incompletas de las siguientes sustancias:


Investigue los siguientes conceptos:

1) Que es combustible

La celulosa

2) Que es comburente

Lo que se quema es la celulosa

3) Que es punto de ignición

El fuego lo que consume el fuego

4) Cuantas clases de combustión hay Cuales son ellos de ejemplos de ellos.

Combustibles líquidos

Combustibles gaseosos

Combustibles sólidos

5) Que clases de combustión hay.

Lenta

Factores que influyen en las reacciones químicas

Una reacción química puede ocurrir normalmente, pero puede sufrir modificaciones ya

sea en su velocidad, rendimiento, etc, cuando se alteran las condiciones de la reacción.

Entre los factores que pueden modificar una reacción química tenemos:

1. Naturaleza y estado de los reactantes.

2. Temperatura.

3. Presencia de catalizadores.

4. Concentración de los reactantes.

1. Naturaleza y Estado de los reactantes La diferente Naturaleza química de los reactantes afecta la velocidad en reacciones similares. Por ejemplo si reacciona el sodio con el agua ,1a reacción es muy rápida y violenta, pero si reacciona el calcio con el agua el fenómeno es lento. La diferente velocidad de reacción se debe a la diferente estructura del átomo de Sodio y de Calcio.


( )

( ) ( )

Los estados físicos de las sustancias que reaccionan pueden determinar la velocidad de

una reacción, así:

La gasolina líquida puede quemarse con facilidad, pero los vapores de gasolina se

incineran en forma explosiva.

El estado de Subdivisión de los sólidos es importante para determinar la velocidad de

reacción, así: Los pedazos grandes de la mayoría de los metales no se queman, pero

cuando se pulverizan, el área de superficie de contacto expuesta al oxígeno aumenta y se

queman con facilidad (Ejemplo chispitas de hierro).

2. La Temperatura

Generalmente la velocidad de reacción aumenta con el aumento de la temperatura,

debido a que aumenta el cinetismo molecular, y por tanto se produce un mayor número

de choques entre las moléculas y para que dos moléculas o iones reaccionen es necesario

que hayan chocado entre sí, ejemplo la reacción del ácido sulfúrico con el zinc se acelera

con el calentamiento.

3. Presencia de Catalizadores

Catalizadores, son determinadas sustancias o agentes físicos que aceleran o retardan la

velocidad de una reacción, en el primer caso se llaman catalizadores positivos y en el

segundo negativos.

Ejemplos de catalizadores: Vanadio, Níquel, Luz solar, Fermentos o enzimas, Dióxido de

Manganeso, Polvo de vidrio, etc.

El efecto de un catalizador es disminuir la cantidad de energía de activación que necesitan

los reactantes para reaccionar, y si necesitan menos energía para reaccionar, reaccionaran

más rápido.

Aunque el catalizador participa en la reacción, no aparece en la ecuación balanceada de la

misma, ya que todo él se regenerará al final del proceso.

Ejemplo

( )


La misma cantidad de Mn02que se agrego al inicio, resulta al final, pero aumenta el

rendimiento de la reacción.

4. Concentración de los Reactantes

Cuando los reactantes intervienen en mayor cantidad, existe mayor número de moléculas

y por consiguiente habrá mayor número de choques o colisiones entre átomos o

moléculas de las sustancias que intervienen en la reacción, por lo tanto hay un aumento

de la velocidad de reacción.

Ejemplo:

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICA

Igualar una ecuación química consiste en hacer lo siguiente:

1. Escribir todas las fórmulas de las sustancias reactantes y las de los productos.

2. Balancear o equilibrar la ecuación basándose en que el mismo número de átomos

que exista en el primer miembro de la ecuación, debe existir en el segundo

miembro de la misma. Ya que se produce una reestructuración molecular pero sin

alteración de átomos.

3. Comprobar con una línea en forma de T , donde irán : A la izquierda el número de

átomos del primer miembro y a! frente los del segundo miembro .

MÉTODOS DE IGUALACIÓN DE ECUACIONES

Existen algunos métodos para igualar una ecuación química, entre ellos tenemos:

1) Método directo o de simple inspección o tanteo.

2) Método algebraico.

3) Método del número de valencia o número de oxidación

4) Método del ion - electrón.

MÉTODO DIRECTO DE SIMPLE INSPECCIÓN O DE TANTEO

a) Consiste en escribir primero la ecuación a igualarse.


b) Luego se colocan números llamados coeficientes, antes de las formulas en un

principio al azar, hasta lograr que la ecuación quede igualada.

c) Se iguala la ecuación tornando en cuenta el siguiente orden: primero todos los

metales, luego todos los no metales que no sean oxígenos, después los hidrógenos

y por último los oxígenos.

d) Después de igualada la ecuación se comprueba cómo se indicó anteriormente.

EJEMPLOS:

PROBLEMAS RESUELTOS

1.

( ) ) ( )

( )

( ) ) ( )

( ) ) ( )

PRUEBA

Primer miembro segundo miembro

3Ca 3 Ca

2P 2P

12H 12 H

14 0 140

( )


( )

( )

( )

( )

Primer miembro segundo miembro 2 Fe 2 Fe

3 S 3 S

6 C1 6 C1

6 H 6 H

1 2 0 1 2 0

Primer miembro segundo miembro 2K 2K

2CL 2CL

60 60


( )

Ya esta igualada la ecuación, pero se acostumbra a dejar con coeficientes enteros, para lo

cual multiplicamos por dos a toda la ecuación (2 es el denominador del coeficiente

fraccionario)

(

)

Primer miembro segundo miembro 4 N 4 N

12 H 1 2 H

1 0 º 1 0 O

( )

( )

Eliminando denominadores de los coeficientes


Primer miembro segundo miembro 4 F e 4 F e

8S 8S

2 2 O 2 2 O

Está igualada la ecuación; puede quedar así:

O se puede eliminar el coeficiente fraccionario; así:

La respuesta queda:

Primer miembro segundo miembro 14 C 14 C

12 H 12 H

34 0 34 0

( )


( )

( )

Igualando Nuevamente los Ca y Si.

( )

Igualando los O queda:

( )

Por último igualando los carbonos (de derecha a izquierda) queda:

( )

Primer miembro segundo miembro 6 Ca 6 Ca

4 P 4 P

6 Si 6 Si

10 c 1 0 C

28 0 28 0

EJERCICIOS

Igualar por simple inspección las siguientes ecuaciones.

( ) ( ) ( )

(( )

( ) ( ) ( )

( )

( )

( )


( ) ( )

( ) ( )

( )

( )


( )

( )


( ) ( )

( ) ( )

IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO

ALGEBRAICO

1. Se escribe la ecuación a igualarse.- ejemplo: Di sulfuro de Hierro (o Pirita) + Oxigeno

molecular produce óxido Férrico ++ Dióxido de Azufre o Anhídrido Sulfuroso.

2. Se anteponen letras a cada una de las fórmulas, de la ecuación:

3. Ubicamos uno bajo otro a todos los elementos de la ecuación y construimos la ecuación

que corresponde a cada elemento con los coeficientes literales.

Ecua. N°1 Fe : a = 2c

Ecua. N°2 S : 2 a = d

Ecua. N°3 O : 2b = 3c +2d

4. Damos un valor arbitrario a una de las letras (este valor arbitrario casi siempre se

comienza aprobar con 1)

a = 1


5. Con el valor asignado a la primera letra, determinamos el valor de cada una de las otras

letras, así.

En la ecuac. N°( l ): a = 2c T A BL A D E V AL ORE S

1 = 2c

ecua. N° (2): 2 a = d

2 ( 1 ) = d

Busco b e n l a e c u a N ° ( 3 ) .

2b = 3c +2d

2b = 3(1/2) +2 (2)

2b = 11/2

b = 11/4

6. Si hay coeficientes fraccionarios los transforman o so n enteros Multiplicando los a

todos por el mayor denominador de los Coeficientes fraccionarios .en este caso por

4;así:

VALORES

a = 1

c = 1/2

a = 1

b = 11/4

c = 1/2

d= 2

2 = d


7. Reemplazamos los coeficientes literales por sus valores numéricos respectivos en la

ecuación original.

Primer miembro segundo miembro 4 F e

8S

22 o

4Fe

8S

22 o

2) Cobre + ácido Sulfúrico Sulfuro Cuproso + Sulfato Cúprico + Agua.

En este caso no le damos valor a a porque analizando las ecuaciones no nos da el

valor de otras letras , pero le damos el valor a b porque nos puede dar el valor de otras

letras , ya que se encuentran en las ecuaciones 2,3 y 4.

( )

( )

VALORES


( ) ( )

( )

(

) (

)

Elimino Denominadores

Reemplazando en la ecuación original

Primer miembro Segundo Miembro

C


3) C obre + Acido Nítrico => Nitrato Cúprico + Dióxido de Nitrógeno + Agua

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

Quedan las incógnitas b , d y f

Tomamos las ecuaciones (2) y (4) para eliminar f; f=

(4) (3 b = 6 c+ 2 d + f) x 2 ==> 6b = 12c+ 4d +2f

(2) ( b = 2 f x 1 ==> b = 2f

( )

Tomamos (3) y (5) para eliminar d ; y queda solo b

( ) ( )

( ) ( )

VALORES

-

6


: b = 4c

( )

( )

( )

2

( )


(4) ( )

( )

( )

( )

( )

( )

VALORES


( )

( )

( )

( ) ( ) ( )

Tomamos (3) y (5) para eliminar g y queda solamente b y d

( ) ( )

( ) ( )

( )

Ahora tomamos (6) y (4) para eliminar d y dejar solo b

( ) ( )

( ) ( )

3.-

VALORES

-

-


4.-

5.-

6.-

7.- ( )

8.-


( )

( )

( ) ( )

( )

( )

a. Escribir las ecuaciones nominales.

b. Resolver por el método algebraico los siguientes ejercicios.

1.

VALORES


BENCENO + OXIGENO MOLECULAR = DIÓXIDO DE CARBONO O

ANHÍDRIDO CARBÓNICO + AGUA.

( )

( )

( )


CONTENIDO:

2.1. Concepto de ecuación redox

2.2. Determinación de valencias en una ecuación redox

2.3. Normas para igualar una ecuación redox.

2.4. Observaciones para igualar ecuaciones redox

2.4.1. Simplificación de coeficientes.

2.4.2. Ecuaciones con coeficientes impares.

2.4.3. Ecuaciones con varias oxidaciones o reducciones.

2.4.4. Ecuaciones con dos oxidaciones en la misma molecula.

2.4.4.5. Ecuaciones con oxidación y reducción en la misma molecula.

2.4.6. Ecuaciones que tienen el gua en el primer miembro.

2.4.7 ecuaciones en las cuales un átomo da compuestos diferentes.

2.4.8. Ecuaciones con nitrato de amonio.

2.4.9. Ecuaciones con polisulfuros.

2.4.10. Ecuaciones con agua oxigenada.

2.4.11. Ecuaciones que tienen tiosulfatos.

2.4.12. Ecuaciones que tiene compuestos orgánicos.

2.4.13. Ecuaciones con sales hidratadas.

2.4.14. Ecuaciones que tienen óxidos salinos o mixtos.

2.4.15. Ecuaciones complejas.


Objetivos

El alumno:

1.- Conocerá las clases de relaciones químicas.

2.- Identificar las diversas ecuaciones redox.

3.- demostrara experimentalmente la formación de ecuaciones redox.

4.- asignara espontáneamente las valencias en una ecuación.

5.- Establecerá la diferencia entre ecuaciones redox y ecuaciones de doble

descomposición.

ECUACIÓN REDOX

Son ecuaciones en las cuales se asignan valencia positiva y negativa en la parte superior de

cada una de los átomos.

Es simultáneamente el aumento de valencia de una o más átomos y la disminución de

valencia de uno o más átomos por tanto REDOX es una abreviatura de oxidación y

reducción

NUMERO DE OXIDACIÓN Ó NÚMERO DE VALENCIA.- Es la carga con la

que está actuando un elemento químico, considerado dentro de un compuesto en el que

se encuentre, Así:

1 + es el numero de oxidación del hidrogeno.

6 + es el numero de valencia del azufre.

2 – es el numero de oxidación del oxigeno en el acido sulfúrico.

DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O NÚMERO DE

VALENCIA DE LOS ELEMENTOS.

REGLAS:

Regla 1.- Los elementos químicos es estado atómico o molecular funcionan con valencia

cero. Dicho de otra forma, todo elemento químico estado libre tiene valencia cero.

EJEMPLOS:

(Metales)

(No metales gaseosos)

(No metales sólidos)

(No metal líquido)


Regla 2.- El hidrogeno tiene valencia +1 en todos los puestos, excepto en los

HIDRUROS METÁLICOS, en los que tiene valencia negativa -1, Así:

1+ 1+ 1+ +1

1- 1-

Regla 3.- El Oxigeno tiene número de oxidación -2 en todos los compuestos, excepto en

los peróxidos, en los que tiene -1 ejemplo:

Peróxido de Sodio:

Regla 4. Los metales siempre funcionan con valencias positiva de acuerdo a su

Clasificación; Así:

1+ 2+ 3+ 2+ 3+

Regla 5.- Todo compuesto químico es eléctricamente neutro es decir posee igual

números de cargas positivas como negativas y la suma de todas sus cargas positivas y

negativas es igual a cero .

Ejemplo:

4+ 2-

Anhídrido Silícico:

3+

Oxido férrico:


Si = 1(4+)=4+ (cargas positivas )

0= 2(2-)= 4- (cargas negativas)

Su.ma de cargas = 0

0= 3(2-)= 6-

0

1+ 4+2

Acido Carbónico

H= 2(1+)= 2+

C = 1 (4+) = 4+

O = (2- ) = 6-

Suma de C. = 0

Ejercicios.- aplique la regla 5 en los siguientes compuestos:

6+ 2- 5+ 2- 5+ 2- 1+ 6+ 2- - 2+ 5+ 2- 3+ 6+

( ) ( )

ESCALA DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Es una representación ordenada de números en orden ascendente y descendente que

nos permite extraer los compuestos de Oxidación y Reducción.

Esta escala es la siguiente:

OXIDACIÓN

-8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

REDUCCIÓN

De acuerdo con la escala expuesta, todo cambio de valencia que va de izquierda a

derecha se llama oxidación;

Oxidación.- 1) es el aumento del número de oxidación

2+ 5+2-

Nitrato de Zing: ( )

Zn = 1(2+) = 2+

N = 2 (5+) = 10+

O = 6(2- ) =12-

Suma de carg = 0


2) es perdidas de electrones.

Y todo el cambio de valencia que va de derecha a izquierda se llama reducción

Reducción 1) es la disminución del número de oxidación.

2) es ganancia de electrones.

En la escala anterior de -5 a +5 hay aumento de valencias en 10 pero hay pérdida de 10

electrones; en la misma escala de -2 a+3, hay aumento de oxidación en 5 y hay pérdida de

5 electrones.

A sí mismo de +5 a -5, hay disminución del número de oxidación en 10 y ganancias de 10

electrones en la misma escala de +3 a -2 hay disminución del número de valencia en 5 y

ganancia de 5 electrones.

NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACION REDOX

EJERCICIOS 1

( )

1. Se escriben las formulas de todos los compuestos tantos reactantes como los

productos.

O

2. Se asignan las valencias o números de oxidación respectivos en la parte superior de

cada uno de las átomos

1+ 5+ 2- 1+ 2- 1+ 6+ 2- 2+ 2- 1+ 2-

3. Se procede a señalar los átomos que han cambiado de números de oxidación y

reducción y luego seles iguala (las masas y cargas de cada una)

5+ 2- 6+ 2+

Se oxida

Se reduce

4. Se escriben las ecuaciones parciales de oxidación y reducción y luego se las iguala (las

masas y cargas de cada una)


+5 +2

+5 +2

2- 6+

5. juntamos las dos ecuaciones las dos ecuaciones parciales de oxidación y reducción.

luego se intercambia los coeficientes de los electrones de oxidación y reducción es

decir a la oxidación se multiplica por el coeficiente de los electrones de la reducción

y a la reducción se multiplica por el coeficiente de los electrones de la oxidación.

Reducción: ( )

Oxidación: ( )

6. Sumamos miembro a miembro las dos ecuaciones parciales; simplificando el número

de electrones (porque el número de electrones ganados por la reducción es igual al

número de electrones perdidos por la oxidación).

Reducción:

Oxidación:

7. Se escribe estos coeficientes en la ecuación original

5+ 2- 6+ 2+

8. Se igualas todos los átomos que faltan por simple inspección (con el siguiente

orden: primero todos los metales, segundo todos los no metales que no sean oxigeno

pues los hidrógenos y por último los Oxígenos). Al final la ecuación quedara igualada.

Es decir con igual número de átomos tanto en el primer miembro como en el

segundo: así

Primer miembro Segundo miembro

+


2.- Yodo molecular + Ac. Nítrico ==> Ac. Peryodico + Monóxido de Nitrógeno + Agua

0 5+ 7+ 2+

Oxidación

Reducción

0 7+ 5+ 2+

0 7+ 5+ 2+

Oxidación: Reducción:

0 7+ 0 7+

Oxidación ( ) 5+ 2+ 5+ 2+

Reducción ( ) 0 5+ 7+ 2+

0 5+ 7+ 2+



3.- Permanganato de potasio + Ac. Sulfúrico + Yoduro de Potasio ==> sulfato de

potasio + Sulfato mangonaso + Yodo Molecular + Agua

7+ 1- 2+ 0

Reducción

Oxidación

7+ 2+ -1 0

7+ 2+ 1- 0

Red. Mn + 5e == Mn Oxid. 2 ==

1- 0

7+ 2+

Red. (Mn + 5e == Mn) x 2 1- 0 Oxid. (2 == ) x 5

7+ 2+ Red. 2Mn + 10e == 2Mn 1- 0 Oxid. (10 == ) x 5

7+ 1- 2+ 0

7+ 1- 2+ 0 2KMn

2KMn


+


4) ( ) 6+ 1- 3+ 0 ( ) Red. Oxid.

6+ 3+

( )

1+ 0

( )

6+ 3+

1- 0

6+ 1- 3+ 0

6+ 1- 3+ 0

( )

( )

5) ( ) 7+ 1- 2+ 0

( )

Red.

Oxidación

1+ 0

1- 0

1- 0

Reducción:

6+ 3+


Oxid.

7+ 2+

( ) 1- 0

( ) 7+ 2+

1- 0

7+ 1- 2+ 0

7+ 1- 2+ 0

( )

( )

6) 0 1- 5+

Red. Oxid.

Reducción

7+ 2+

7+ 2+

Reducción

1- 0

Subíndice impar (se duplica)

7+ 2+

1- 0

0 1-

0 1-

0 1-

( )

0 5+

( )

0 1-

0 5+

0 1-

0 5+

0 1- 5+

3 5 1


Todos los términos son divisibles por dos.

0 1- 5+

7)

Oxidación Reducción

0 3+ 0 +3

( )

2+ 2- + 2+ 2-

( ) 0 2+ 3+ 2-

0 2+ 3+ 2-

ECUACIONES CON VARIAS OXIDACIONES O REDUCCIONES

Cuando una ecuación presenta varias oxidaciones o reducciones en distintas moléculas; para su igualación se suman las oxidaciones o reducciones así: 8) ( ) 2+ 1+ 3+ 3+ 1-

0 3+

0 3+

2+ 2-

2+ 2-


( ) Oxid.1 Oxid.2 Red. Oxid.1 + Oxid 2:

2+ 3+

+ 2+ 3+

2+ 3+ 3+

2+ 3+ 3+

( ) 1+ 1-

( ) 2+ 3+ 3+

+ 1+ 1-

2+ 1+ 3+ 3+ 1-

( )

( )

1ª M 2ª M

6 Fe 6Fe

6S 6S

3Br 3Br

Oxidación: 2+ 3+

2+ 3+

Oxidación: 2+ 3+

2+ 3+

Oxidación: 2+ 3+

1+ -1


6Cl 6Cl

9H 9H 27O 27O

9) ( )

( )

Por estar en la misma molécula, se suma algebraicamente (es decir restando sus

electrones) oxidación 2 y la reducción.

2+ 3+

+ 1+ 1-

2+ 1+ 3+ 1-

2+ 1+ 3+ 1-

( ) 2+ 3+

( )

2+ 1+ 3+ 1-

2+ 3+

2+ 1+ 3+ 1- 3+

Oxidación 1: 2+ 3+

2+ 3+

Oxidación 2: 2+ 3+

2+ 3+

Reacción: 1+ 1-

1+ 1-

Cuando en una misma molécula hay una oxidación y una reducción, estas se suman algebraicamente, es decir se restan sus electrones.

Oxid. 1

Oxid. 2

Reducción


2+ 1+ 3+ 3+ 1-

( )

( )

1ª Mien. 2ª Mien

12 Cr 15 S 6 Br 12 H 66 O

12 Cr 15 S 6 Br 12 H 66 O

RESOLVER LAS SIGUIENTES ECUACIONES POR EL MÉTODO DEL NUMERO DE

OXIDACIÓN Ó DE VALENCIA INDICANDO

a. ¿Cuál es el elemento que se reduce y por qué?

b. ¿Cuál es el elemento que se oxida y por qué?

1.

2.

3. ( )

4. ( )

5. ( )

6. ( )

7. ( )

8.

9. ( )

10. ( )

11.

12.

13.

14. ( )

15.

16.


ECUACIONES CON VARIAS OXIDACIONES O REDUCCIONES.

17.

18.

19.

20.

21.

22. ( )

ESTEQUIOMETRIA

Peso atómico absoluto.- es el peso real que tiene un átomo en cualquier elemento, es el

peso que obtendríamos si pudiéramos colocar un átomo en el platillo de una balanza y

pesarlo.

Ejemplo: el peso absoluto del átomo de hidrógenos es= 1.67x10-24g [0.000

000 000 000 000 000 000 00167g].

Los pesos atomices absolutos de los elementos carecen de importancia para nuestro

estudio por ser valores extremadamente pequeños. Siendo en cambio de suma

importancia los pesos atómicos relativos de los elementos.

PESO ATÓMICO RELATIVO: es el peso de un átono expresado en comparación al peso

de otro átomo tomado como base o patrón de medida.

Se ha tomado como base o patrón de medida al peso del átomo del carbono -12 [12C]

UNIDAD DE MASA (U): se define como la doceava parte de la masa del átomo de 12C.

1U=1/12 parte de la masa del átomo de 12C.


La masa atómica absoluta o real del átomo de 12C.=1.992x10-23g

1U=

1U=1.66x10-24g

ó 1 átomo de 12C. Tiene 12 U

PESO ATOMICO MEDIO DE UN ELEMENTO (P.A): es el promedio de la masa atómica

relativa de la mezcla natural de todos los isotopos o nuclidos de un elemento, cada uno de

ellos considerado de acuerdo con su propia abundancia en la naturaleza en porcentajes.

Este es el peso que se encuentra en la tabla periódica; ejemplo: el P.A. del Cl=35.453; será

el promedio de las masas de los isópodos o nuclidos: Cl35 y Cl37 tomando en cuenta a cada

núclido con su propia abundancia en la Naturaleza en porcentajes así:

Cl35= 75.77%

Cl37=24.23%

PESOS ATÓMICOS PROMEDIO MÁS USUALES

ELEMENTO =P.A ELEMENTO =P.A ELEMENTO =P.A

Hidrogeno (H) =1 Magnesio (Mg) =24 Cobre(Cu) =63.5

Litio (Li) =7 Aluminio (Al) =27 Cinc(Zn) =65.4

Boro (B) =11 Fosforo (P) =31 Bromo(Br) =80

Carbono (C) =12 Azufre (S) =32 Plata(Ag) =108

Nitrógeno (N) =15 Cloro(Cl) =35.5 Yodo (I) =127

Oxigeno (O) =16 Potasio (K) =39 Mercurio(Hg) =201

Flúor (F) =19 Calcio (Ca) =40 Plomo(Pb) =207

Sodio (Na) =23 Hierro(Fe) =56 Uranio(U) =238


ISÓTOPO: átomos del mismo que tiene diferente peso pero tiene el mismo número de

átomos

CALCULO DEL PESO ATÓMICO MEDIO DE LOS ELEMENTOS

Isotopo = núclido

P.A = Peso atómico de un elemento(masa atómica media)

A = Masa atómica del isotopo o masa nuclidica (en U)

AE 1 = Masa nuclídica del núclido 1



% Porcentaje del nuclido en la naturaleza (ó abundancia del nuclido o isotopo

en la naturaleza )

P.A= (

) (

) (

) …………………….

Ejemplo 1: el cloro natural consta de dos isotopos el Cl35 y el Cl37. Siendo las masas

nuclidicas o masas isotópicas y las abundancias relativas en porcentajes de cada uno de

ellos en 100 partes de una muestra de cloro natural las siguientes:

Núclido Masa Nuclidica (A) en U Abundancia del Nuclido en la Naturaleza (%)

35Cl= 34.96885 U 75.77%

37Cl= 36.96590 U

Calcular el peso atómico del cloro y comparar con el de la tabla periódica.

P.A.Cl= (

)35Cl + (

)37Cl


P.A.Cl=(34.96885x0.7577)+(36.9659x0.2423)

P.A.Cl=26.495898+8.956838= 35.4527=35.453 //Rep.

2. Por análisis espectro métrico de masas se ha encontrado que en la naturaleza las

abundancias relativas de los diferentes isotopos del silicio son:

Abundancia en % Y las masas nuclídicas son: Masas nuclidicas (U)

28Si=92.23% 28Si=27.97693 U

29Si=4.67% 29Si=28.97649 U

30Si=3.10% 30Si= 29.97377 U

Calcular el peso atómico del silicio y comparar con el de la tabla

El peso atómico es la masa promedio de los tres isópodos o nuclidicos, cada uno de ellos

considerando de a cuerdo con su propia abundancia relativa en la naturaleza.

(

)28Si+(

)29Si+(

)30Si

(

)28Si+(

)29Si+(

)30Si

( 0.9223)+(28.9765x0.0467)+(29.9738x0.031)

25.8031+1.3532+0.9292= 28.0855//Resp

En la tabla igual a 28.086

3. El carbono natural consta de dos isotopos o nuclidos, 12C y 13C. cuyas masas nuclidicas

son: 12C= 12U y 13C= 13.00 335 U ¿Cuáles serán las abundancias porcentuales de los

isotopos en una muestra de carbono cuyo peso atómico es: 12.01112?

Sea:


% de12 C=X

% de12 C+ % de13 C= 100%

X +% de13 C= 100

Entonces: % de13 C= 100-X

Luego queda:

Isotopos A(en U ) Abundancia en %

12 C = 12.00000 X %

13C = 13.00335 (100-X) %

100%

( ) ( ) ( )

( )

X= 98.892=%12C //Rep.

% de13 C=100-X

= 100-98.892

% de13 C= 1.108%// Rep.


4. El boro natural está formado por un 80.20% de 11B cuya nuclidica es 11.009 y un

19.80% de otro isotopo. Si el peso atómico de B es de 10.811¿Cuál será la masa

nuclidica del otro isotopo?

Sea Y= masa nuclidica del isotopo desconocido

B= isotopo desconocido

Isotopos Masa Nuclidica Abundancia en %

11 B = 11.009 U 80.20 %

13B = Y 10.009 19.80 %

P.A (B)= ( ) ( )

( ) ( )

882.9218+19.80Y=1081.1

19.80Y=1081.1-882.9218

19.80Y= 198.1782

Y= // Rep. (Que es la masa nuclidica del otro isotopo desconocido que es el 10B)

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. El carbono natural consta de 2 isotopos, 12C y 13C;Siendo las masas nuclidicas o

isotopos y las abundancias relativas en porcentajes de cada uno de los isotopos en

cien partes de una muestra de carbono, así:

Isotopos Masa Nuclidica(U) Abundancia en %

12 C = 12.000 U 98.892 %


13C = 13.00334

Calcular el peso atómico del carbono y comparar con el de la tabla periódica.

2. El argón natural consta de 3 isotopos y nuclidos ,cuyas masas nucidicas o isotópicas y

cuyos porcentajes en una muestra natural son los siguientes:

Isotopos Masa Nuclidica(U) Abundancia en %

36 Ar = 35.968 U 0.34 %

38Ar= 37.963 U 0.07%

40Ar= 39.962 U 99.59%

Calcular el P.A. del Argón y comparar con el de la tabla periódica.

3. El Boro natural está formado por dos isotopos: 10B y 11B.

Siendo las masas nuclidicas y las abundancias respectivas en porcentajes en una

muestra natural las siguientes:

Nuclido Masa Nuclidica(U) Abundancia en %

10 B = 10.01 U 19.80%

11B = 11.01 U 80.20%

Calcular el P.A. de Boro y comparar con el de la tabla periódica

4. El 35Cl y 37Cl son los únicos isotopos naturales del cloro

¿Qué distribución porcentual explicaría el peso atómico P.A=35.4527; si sus masas

nuclidicas son 35Cl= 34.96885 U y 37Cl= 36.9659 U?

R1:% de 35Cl=75.77%

R2:% de 37Cl=24.23%

5. El cobre natural esta formado por los isotopos 63Cu y 65Cu. Las masas nuclidias son:

63Cu= 62.929U y 65Cu= 64.928 U respectivamente ¿Cuál es el porcentaje de los dos

isotopos en una muestra de cobre cuyo peso atómico es: 63.54 U ?

RI: 63Cu= 69.4% y 65Cu= 30.6%

6. El cobre natural esta formado por un 69.4% de 63Cu, cuya masa nuclidica es 62.929 y

un 30.6% de otro isotopo. Si el peso atómico del cobre es 63.54 ¿Cuál será la masa

nuclidia? R: 64.928


MOL DE ÁTOMOS O ÁTOMO- GRAMO

Átomo-gramo (at-g).- de un elemento es el peso atómico de este elemento expresado

en gramos. Ejemplos:

El P.A. del H=1.008; luego un at.g de H= 1.008g de H

El P.A. del O=16; luego un at.g de O= 16g de O

El P.A. del Ca=40; luego un at.g de Ca= 40g de Ca

Se puede decir que también que: 40g de calcio es un at-g de calcio ó un mol de

átomos de calcio.

Hipótesis de AVOGADRO.- “un mol de átomos (ó at-g) de cualquier elemento contiene

6.02x1023 átomos de dicho elemento ”.

Este número 6.02x1023 se llama número de AVOGADRO(N)

Ejemplos

1 at-g de H= 1.008g de Hidrogeno contiene 6.02x1023 átomos de hidrogeno una mol de

átomos de oxigeno =16g de Oxigeno contiene 6.02x1023 átomos de oxigeno

1 at-g de Ca= 40g de Ca contiene 6.02x1023 átomos de Calcio.

PESO MOLECULAR.- el peso molecular de una sustancia es igual a la sima de los

pesos atómico de todos los átomos de dicha molécula

MOL DE MOLECULAS.- la MOL de in compuesto.- es igual al peso molecular del

mismo expresado en gramos:

Peso molecular del cloro:

La molécula del cloro es: Cl2 PA

Contiene 2 Átomos De Cl: 2x (35.5)=71

Peso molecular de lo molécula de cloro= 71 ó 71 U

Una mol de Cloro = 71g

Peso molecular del agua: H2O

Contiene:

N° de átomos peso atómico

+ 2H 2 X 1.008 =2.016

1O 1 X 16 =


Peso molecular de agua = 18.016 ó 18.016 U

Una mol de agua= 18.016g de Agua

Peso molecular del acido sulfirico:H2SO4

Peso molecular del H2SO4 = g

Una mol de H2SO4 es igual 98.016g

Peso molecular del Nitrato Cuprico: Cu (NO3)2

Peso molecular del Cu (NO3)2 = 187.5g

Una mol de Cu (NO3)2es igual 187.5g

N° de átomos X peso atómico

2H 2 X 1.008 =2.016

+ 1S 1 X 32 =32.000

4O 4 X 16 =

P.M. H2SO4

1 Cu 1 X 1.008 =63.5

2 H 2 X 32 =28.0

6 O 6 X 16 =

P.M. Cu(NO3)2


Peso molecular del NiSO4.7H2O

Peso molecular del NiSO4.7H2O = 280.88g=281

Una mol de NiSO4.7H2O=281 g

DEBER

Cuál es el peso molecular y la mol de:

1. Anhídrido sulfuroso: SO2

2. Anhídrido carbónico: CO2

3. Oxido de mercúrico: HgO3

4. Oxido de uranio: UO3

5. Ac crómico: H2CrO4

6. Ac tío sulfúrico: H2S2O3

7. Ac Piro fosfórico : H4P2O7

8. Ac telurhidrico: H2Te

9. Fosfamina PH3

10. Hidróxido Férrico: Fe(OH)3

11. Bromuro de bismuto: BiBr3

12. Manganato de iridio: Ir(MnO4)2

13. Sulfato de sodio hidratado:Na2SO4. 10H2O

14. Fosfato De Bario:Ba3(PO4)2

15. Sulfato de calcio pentahidratado (yeso): CaSO4. 5H2O

1 Ni= 1 X 58.71 =58.710

1 S= 2 X 32.06 =32.060

40= 4 X 16 =64.000

7H2O= 6 X 18.016 =

P.M.Cu(NO3)2


16. Sulfato cúprico pentahidratado: CuSO4. 5H2O

17. Cloruro de calcio hidratado: CaCl2. 6H2O

18. Nitrato crómico: Cr(NO3)3

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

AVOGADRO encontró que “una mol de cualquier compuesto contiene 6.02x1023

moléculas de dicho compuesto”, así:

Una mol de Cl2 71g de Cl2contiene 6.02x1023 moléculas de Cl2

Una mol de H2O 18g de H2O contiene 6.02x1023 moléculas de H2O

Una mol de H2SO4 98g de H2SO4contiene 6.02x1023 moléculas de H2SO4

Una mol de NH3 17g de NH3contiene 6.02x1023 moléculas de NH3

PROBLEMAS DE MOLES DE ÁTOMOS Ó ÁTOMOS – GRAMOS

Para calcular el número de moles de átomos ó número de átomos- gramos que hay en

un determinado peso en gramos de elemento, se usa la expresión, se usa la expresión:

( ) ( )

( )

( ) Numero de átomos-gramos de un elemento (en at-g) ó numero de moléculas

de átomos del elemento (en moles).

( )= peso ó masa en gramos del elemento (en g)

At-g(E)= peso de un átomo-gramo del elemento (en g/at-g)

Unidades:

( )

( ) //


EJERCICIOS:

1. a) Calcular el número de átomos-gramos que hay en 50g de cobre

b.) El numero de átomos que hay en 50 gramos de cobre?

a) Datos:

n(Cu)=x at-g

P(Cu)= 50g

1at-g(Cu)=63.54g

Por la formula:

( ) ( )

( )

( ) // Rep. (Hay en 50 g de Cu)

b) Numero de átomos que hay en 50g de Cu

Pregunta= x átomos

Dato conocido= 50g de Cu 0.787 at-g Cu

Factor: 1at-g(E)=6.02x1023 átomos

(

) // Rep.

2. a.) Cuantos átomos hay en 0.4 átomos-gramo de flúor?

b.) cuantos gramos hay en dichos 0.4 átomos-gramo de flúor?

a) Datos

Pregunta= x átomos

Dato conocido= 0.4 at-g de F

Factor de conversión: 1at-g de F = 6.02x1023 átomos de F


(

)

=2.41x1023 átomos de F//Rep.

b) Datos

Pregunta= x g de F

Dato conocido= 0.4 at-g de F

Factor de conversión: 1at-g de F =19g

(

) //Rep.

3. ¿Cuántos átomos hay en5 gramos de Oxigeno?

Transformar de: 5g de O at-g de O a átomos de O

Datos:

Pregunta= x átomos

Dato conocido= 5g de O

Factor de conversión:

1at-g de O= 16g de O

1at-g de O=6.02x1023 átomos de O

a) Transformar de: 5g de O at-g de O

(

)

b) Transformar de: at-g de O a átomos de O

(

)

Ó directamente


(

) (

)

//Rep

4. ¿Cuál es el peso de un átomo de hidrogeno?

a.) En gramos

b.) En Kg

Datos:

Pregunta= peso de 1 átomos de H

1at-g de H pesa 1.008g

1at-g de H contiene 6.02x1023 átomos H

Por tanto: 6.02x1023 átomos de H → 1.008g

1 átomo de H X pesara=

Peso de 1 átomo de H =

//Rep

5. Cuantos átomos de Hg contiene un cm3 de Mercurio, cuya densidad es de 13.6

g/cm3

Peso de 1 cm3 de Hg= 1cm3x

Datos:

P(Hg)=13.6g

Factores de conversión:

1 at-g de Hg = 200.5g

1 at-g de Hg= 6.02x1023 átomos de Hg

Transformar: de 13.6g de Hg a at-g de Hg a átomos de Hg

Por la formula:

( ) ( )

= 0.0678 at-g de Hg//Rep.


x átomos de Hg= 0.0678at-gde Hg x(

)

=4.08x1022 átomos de Hg//Rep.

En un paso:

(

) (

) (

)

=4.08x1022 átomos de Hg//Rep.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. a) ¿Cuántos moles de átomos o átomos-gramo de cobre existente en 31.77g de

cobre?

b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 31.77 g de cobre?

Ra: 0.5at-g de Cu: Rb: 3.01x1023 átomos de Cu

2. a) ¿Cuántos átomos-gramo de S existen en 128.24 gramos de Azufre?

b) ¿Cuántos átomos de azufre hay en 128.24 g de Azufre?

Ra: 4at-g de S; Rb: 2.41x1024 átomos de S

3. a) cuanto átomo de Hidrogeno hay en 100 at-g de H?

b) Cuantos gramos de hidrogeno hay en 100at-g de H?

Ra: 6.02x1025 átomos de H: Rb: 100.80g de H

4. a) cuanto átomo de carbono hay en 100 at-g de C?

b) Cuantos gramos de carbono hay en 100at-g de C?

Ra: 6.02x1024 átomos de C; Rb: 120.11 g de C

5. Cuantos átomos de fosforo están contenidos en 92.91g de fosforo? R: 1.807x1023

átomos de fosforo


6. Cuál es el peso de un átomo de oxigeno a) en gramos b) en kg. Ra:3.95x10-22g;

Rb:2.66x10-26Kg

folleto de quimica

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