QUIMICA INORGANICA Daniela García Sánchez

Karen Alegría Chio

En los inicios de la química no había un sistema para nombrar lo compuestos sino que usaban nombres comunes basados en características físicas, químicas, organolépticas o aplicativas de los compuestos conocidos entonces pero cuando se ampliaron los conocimientos en el campo de la química se hizo evidente que el uso de los nombres comunes para referirse a los compuestos produciría mucha confusión además que sería imposible memorizarlos y la solución fue crear un sistema de nomenclaturas que tomara en cuenta algunos conceptos fundamentales.

NOMENCLATURA INORGANICA

GRUPOS FUNCIONALES

1) OXIDOS

2) ANHIDRIDOS

3) HIDROXIDOS

4) HISRUROS

5) ACIDOS

HIDRACIDOS

OXIACIDOS

6) SALES

SALES HALOIDES O BINARIAS

OXISALES

PROCEDIMINEOENTO

ESCRIBIR LSO ELEMENTOS CON SU VALENCIA

VALENCIAS IGUALES SE ELIMINAN

LAS VALENCIAS DESIGUALES SE DEJAN IGUAL

VALENCIAS CON NUMEORS PROPIOS SE SIMPLIFIFCAN

EN LOS RADICALES NUMERO MAYOR DE DOS SE ESCRIBE

ENTRE PARENTESISIS ().

VALENCIA 1 NO SE ESCIRBE

SISTEMAS

GINEBRA 1ERA. REGLA ELEMNETOS DE VALENCIA FIJA (1 VALENCIA)

GRUPO FUNCIONAL

SE ESCRIBE: DE

SE ESCRIBE EL ELEMENTO

EJEMPLO: Na 1 OXIDO DE SODIO 2DA. REGLA ELEMENTOD DE DOS VALENCIAS

SE ESCRIBE LE GRUPO FUNCIONAL

ESBREIBIR LA RAIZ DEL ELEMENTO

TEMRINACIONES VLAENCIA MENOR: OSO VALENCIA MAYOR: ICO

EJEMPLOS: Fe 2,3 OXIDO FERROSO (2) OXIDO FERRICO (3)

3ERA. REGLA ELEMENTO DE 3 VLAENECIAS O MÁS

ESCRIBIR GRUPO FINCUONAL

VALENCIA PREFIJOS RAIZ DEL ELEMENTO

TERMINACION

1,2 HIPO OSO

3,4 OSO

5,6 ICO

7,∞ PER ICO

Mn 2,3,4,6,7 OXIDO HIPOMANGANOSO (2) OXIDO MANGANOSO (3) OXIDO MANGANOSO (4) OXIDO MANGANICO (5) OXIDO MANGANICO (6) OXIDO PERMANGANICO (7)

PREFIJOS GRIEGOS

Los prefijos griegos solo se aplican a los óxidos y los anhídridos

MONO- 1

NOTA: el prefijo mono solo se usa para el oxigeno

DI- 2

TETRA- 4

PENTA- 5

HEPTA- 7

Cuando un prefijo termina en “a” este se le quita cuando se aplica.

EJEMPLO:

CL7 02

HEPTOXIDO DE DICLORO

NOMENCLATURA STOCK

1. SE ESCRIBE LE GRUPO FUNCIONAL

2. NOMBRE DEL ELEMENTO

3. NÚMERO DE VALENCIA EN NUMEROS ROMANOS EN ENTRE PARENTESIS ()

EJEMPLO:

BA 1

OXIDO DE BARIO (I)

Meta

l + Oxig

eno

Óxidos

Ejemplos: Pb (plomo) tiene valencias 2 y 4 Pb2 O2 Pb2 O2 – Se intercambien valencias y como son iguales se eliminan PbO

Nomenclatura: Sistema de Ginebra

2da. Regla Como se trabaja con la valencia menor se le agrega la terminación –OSO Oxido Plumboso

Prefijos griegos

Se le agrega el prefijo MONO – debido a que el en el resultado final el oxigeno se termina con una valencia. *NOTA: el prefijo MONO solo se utiliza con el oxigeno, por lo que si el metal tiene valencia uno se le pone el nombre del elemento sin ningún cambio. Monóxido de Plomo

Nomenclatura Stock

Primero, se escribe su grupo funcional que en este caso es ”OXIDO” Después, Se le agrega “DE” Luego, se le pone el nombre del elemento que ahora es “PLOMO” Y finalmente entre paréntesis se pone en números romanos la valencia con la que se está trabajando “(II)” Oxido de plomo (II)

Lo mismo proceso ocurre cuando la valencia es 4 Pb4 O2 Pb2 O4 – Se saca la mitad Pb1 O2 PbO2

Oxido plúmbico - GINEBRA Dioxido de plomo – PREFIJOS GRIEGOS Oxido de plomo (IV) – NOMENCLATURA DE STOCK

Anhídridos

No metal + Oxigeno Los anhídridos son muy similares a los óxidos con la diferencia que los anhídridos usan no metales en lugar de metales. Su nomenclatura puede ser de 3 diferentes formas (la misma que los óxidos) Ejemplos: S (azufre) con valencia 2, 4,6 S2 O2 S2 O2 – Se intercambien valencias y como son iguales se eliminan SO

Nomenclatura: Se usan los mismos pasos de nomenclatura que en los óxidos Anhídrido hiposulfuroso Monóxido de Azufre Anhídrido o de azufre (II)

Hidróxido

Metal + Radicales “Hidroxilo” (OH) -1

Ejemplos: Au (oro) tiene valencias 3 y 1

Au1 O3 Au3 O1 – Se intercambien valencias Au2O

Nomenclatura: Hidróxido auroso

Hidróxido de oro (I)

Hidruro

M

eta

l + H

idro

gen

o (O

H)-

1

Ejemplos: Na (sodio) valencia 1 Na1H1 Na1 H1 – Se intercambien valencias NaH

Nomenclatura: Las reglas de nomenclatura son las mismas que en los casos anteriores. Hidruro de sodio Hidruro de sodio (I)

Hidrácido Hidrogeno + Halógeno (F, I, Cl, S, Br)

Ejemplos: Se sigue el procedimiento usual Na (sodio) valencia 1 I (halógeno) valencia 1 H1 I1 H1 I1– HI

Nomenclatura:

Las reglas de nomenclatura no cambian. Acido yodhidrico

Acidos

Oxácidos

Anhídrido + H20

Ejemplos: CO2 + H20 ---> H2CO3

Nomenclatura: Anhídrido carbónico --->Acido carbónico Acido de carbono (IV)

Sales Haloideas Hidrácido + Hidróxido

Sales

HCl + NaOH ---> NaCl +H20 1. Se pasa el primer elemento del hidróxido.

2. Se pasa el segundo el elemento del hidrácido.

3. Se contabiliza el numero de oxígenos y hidrógenos que hay.

4. La suma de debe dar como resultado agua

Nomenclatura: Cloruro de sodio Se toma la raíz del segundo elemento del hidrácido (cloruro) y el nombre del primer elemento de hidróxido ( este puede variar según el sistema de ginebra)

OXISAL (M, O, NM)

Metal + Radical Oxigenado

Ejemplos: Fe (fierro) valencia 2, 3 ClO (hipoclorito) Fe2ClO1 Fe1ClO Fe (ClO)2

Nomenclatura: Hipoclorito ferroso Nota: la tabla de radicales se encuentra en los anexos

La química trata fundamentalmente de los cambios que sufre la materia en su estructura intima esto es la transformación de una o más sustancias en otras con características totalmente diferentes.

REACCIONES QUIMICAS

Reacción química: Una reacción química se define como la transformación de una o más sustancias en otra u otras distintas. Representación mediante ecuaciones: Para representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica se emplea la expresión ecuaciones químicas

Partes de una ecuación: En una ecuación las sustancias que se van a transformar en otras distintas se llaman reactivos o reactantes y las que resultan productos

Terminología de las ecuaciones químicas: La ecuación química también consta de dos términos se utiliza una flecha que indica el sentido de la reacción que significa reaccionan y producen en la química el primer termino no es igual al segundo en calidad ya que las sustancias se transforman en otras distintas. NOTA: En toda reacción química se debe cumplir una ley la “ley de la conversión de la masa” esta establece que la cantidad total de masa de los reactivos en una reacción química es igual a la de los productos para lograr que se cumpla se debe balancear la ecuación.

Principales tipos de reacciones

SÍNTESIS O ADICIÓN

Unión de dos o más elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Fe+S -FeS 2H2+O22H2O CaO+H2OCa(OH)2 H2O+SO3H2SO4

DESCOMPOSICIÓN Formación de dos o más sustancias elementales o no a partir de un solo compuesto este tipo de reacción es inversa al de síntesis o adicción CaCO3CaO+CO2 2KCIO 2KCI+302 2H2O2HSO2

SUSTITUCION SIMPLE

Reacciones que ocurren un atomo o grupo de atomos sustituyen a otros atomos diferentes que forman unidades formiila de un compuesto también se les llama dezplasamiento simple Fe+CuSO4FESO4+CU ZN+H2SOAH2SO4H2+ZNSO4 FE+2HCIFECI2+HS

SUSTITUCION DOBLE También se les llama de transportación esta clase de reacciones ocurre entre dos compuestos con intercambio de elementos para formar dos nuevos compuestos aGno3+NaCINaNO3+AgCL CaCL2+Na2CO3CaCO3+2NACL

Elementos químicos En las ecuaciones termoquímicas el calor incluye como reactivo o como producto cuando un sistema absorbe calor parte de esa energía se emplea para producir un trabajo la otra parte de la energía se almacena dentro del propio sistema como energía de los movimientos internos e interacción entre átomos y moléculas

ENTALPIA

Es una magnitud que se relaciona de manera estrecha con la energía interna es el incremento de la entalpia de cualquier sistema que sufre un cambio a presión y temperatura constantes igual al calor absorbido en el proceso

ENTROPIA

La primera ley de la electrodinámica refiere que la energía se conserva a cualquier proceso físico o químico pero no indica la dirección que este proceso puede seguir El termino entropía se usa para describir y medir el grado de desorden en un sistema la segunda ley de la termodinámica establece que los procesos ocurren en la dirección en que aumenta la entropía

Velocidad de reacción definición y factores que la afectan TEMPERATURA De manera empírica se aprecia al aumentar la temperatura incrementa la velocidad de cualquier reacción al aumentar la temperatura incrementa la velocidad de la partículas de los reactivos y en consecuencia el numero de colisiones entre ellas CATALIZADORES La velocidad de una reacción también se puede modificar mediante la presencia de catalizadores un catalizador es una sustancia que está presente en la masa reaccionante que no sufre modificación alguna únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción

Balanceo de ecuaciones químicas

Método de tanteo:

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

Ejemplo :

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF

Ecuación no balanceada

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

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF

Ecuación balanceada

Método Redox

K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

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

K+12Cr+6

2O-27 + H

+12O-2

+ S0 S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+3

2O-23

2. Indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).

+6 e

Cr+6

2 Cr+32 Reducción

- 4e

S0 S+4 Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos.

+6 e

2 [ Cr+6

2 Cr+32 ]

- 4e

3 [ S0 S+4 ]

+12 e

2 Cr+6

2 2Cr+32

- 12e

3 S0 3 S+4

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

3 S0 + 2Cr+62 3 S+4 + 2Cr+3

2

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

5. Terminar de balancear por tanteo.

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

Las ecuaciones químicas balanceadas son de importancia en términos de cantidad tanto de reactivos como de productos este tema abarca la parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas y que recibe el nombre de estequiometria

ESTEQUIOMETRIA

Relaciones Ponderales Y Volumétricas

MOL -MASA H2SO4+2NAOHNA2SO4+2H20 NA:1X23=23 O:1X16=16 H:1X1=1 X=(W SUST)(OBTIENE) REACCIONA RELACION VOL-VOL X=(VOL SUST)(REACCIONANTE) (50L)(67.2L) X= 75 L DE O2 OBTIENE (44.8) VOLUMEN-MASA 2KCIO32KCI+302 MM-REACCIONA KCIO3 K:1X39=39 CL:1X35=35 O:3X16=48 X=(10L)(244 GR) 67.2L X=36.30 GR DE KCIO3 MASA- VOLUMEN CACO3CaO+CO2 CA:1X40=40 C=1X12=12 O=3X16=48 X=(20gr)(22.46) 100gr X=4.48 L de CO2 MOL- MASA 1HCI+MNO2MNCI2+CL2+2H2O MN:1X55=55 CL:2X35=7’ MM:125GR REACCIONA : 4 MOL=HCI (10GR)(4 MOL) 125GR

Ley de las proporciones definidas: Este dice que dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción.

Ley de las proporciones múltiples: Relaciona los pesos de dos elementos cuando estos se pueden combinar en distintas en proporciones para formar más de un compuesto.

Ley de las proporciones reciprocas: Esta ley enuncia que los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre si o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos

Ley de Avogado: Avogrado estableció que volúmenes iguales de todos los gases a igual presión y temperatura tienen el mismo número de moléculas

¿Qué es mol? El mol es la masa molecular expresada en gramos se le llama también masa molar Numero de avogrado: El numero de moléculas que existen en una mol es igual a 6.02x1023.

Calculos Esquiometricos: Composición porcentual: Los atomos de un mismo elemento no son exactamente iguales en su masa; es por eso que las masas atomicas que aparecen en la tabla periódica son fraccionarias y corresponden al promedio ponderado de las masas de los distintos isotopos que forman un elemento dado Formas empíricas La formula empírica habla de la proporción en los números enteros más pequeños en que están presentes los aromos de cada elemento en un compuesto Formas moleculares: La formula molecular representa el numero real de átomos de cada elemento en una molécula de compuesto Formula real: La formula real de un compuesto puede ser la formula empírica o un múltiplo entero de ella para determinar la formula real de un compuesto es necesario conocer en Primer lugar la formula empírica u la masa molecular de dicho compuesto. Relaciones ponderales Una ecuación química balanceada proporciona la información necesaria para realizar cálculos estequiometricos referidos a las sustancias que en ella intervienen.

Reactivo limitante y en exceso Un reactivo limitante se consume por completo en una reacción mientras que el reactivo en exceso es el que se encuentra en mayor proporción estequiometrica o como su nombre lo indica en exceso. Rendimiento de reacción En los problemas resentados en esta unidad los cálculos son teóricos pero en la realidad se obtiene una menor cantidad de producto que la calcula teóricamente a partir de las reacciones estequiometricas

ANEXO TABLA DE RADICALES

SIMBOLO VELENCIA NOMBRE

NH4 +1 Amonio

OH -1 Hidróxido

NO2 -1 Nitrito

NO3 -1 Nitrato

HCO3 -1 Bicarbonato

HSO4 -1 Bisulfato

HSO3 -1 Bisulfito

ClO -1 Hipoclorito

ClO2 -1 Clorito

ClO3 -1 Clorato

ClO4 -1 Perclorato

CO3 -2 Carbonato

SO3 -2 Sulfito

SO4 -2 Sulfato

CrO4 -2 Cromato

Cr2O7 -2 Dicromato

AsO3 -3 Arsenito

AsO4 -3 Arsenato

PO3 -3 Fosfito

PO4 -3 Fosfato

BO3 -3 Borato

IO -1 Hipoyodito

IO2 -1 Yodito

IO3 -1 Yodato

IO4 -1 Peryodato

BrO -1 Hipobromito

BrO2 -1 Bromito

BrO3 -1 Bromato

MnO4 -2 Permanganico