IV Bimestre

MINISTERIO DE EDUCACION
INSTITUTO FERMIN NAUDEU

PRESENTADO POR:
Erick Moreno


PRESENTADO PARA:
Ana Góngora






grupo
X-H


CIBER CUADERNO DE QUIMICA
IV bimestre

apuntes teóricos
Practica y talleres
resúmenes y mapas conceptuales
vocabulario
Tiras cómicas







a.1
I- escritura química y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC
a- compuestos binarios que contienen un metal y un no metal; un no metal y un no metal
A.1- forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico:
Compuestos de hidrógeno

a. Hidruros: resulta de la combinación de H con compuestos metálicos. Se nombran de acuerdo al sistema STOKE. La nomenclatura es Hidruro de …nombre del metal
b. Hidrácidos o ácidos binarios. Cuando el hidrógeno se combina con elementos NO metálicos del grupo VI y VII forma compuestos gaseosos moleculares. Ej. HI = yoduro de hidrógeno. Cuando los compuestos gaseosos se disuelven en agua (ac) se forman ácidos con terminación hídrico. Ácido raíz del no metal hídrico. HCl (ac) =ácido clorhídrico
Hidruros
(Hidrógeno con metales)
Ejemplos
CaH2 . Hidruro de calcio
NaH. Hidruro de sodio
CuH Hidruro de cobre ( I )
CuH2 Hidruro de cobre ( II ) recuerde que el cobre puede tener valencia I o II por lo cual hay que especificar el número de oxidación con el cual se está trabajando.
Hidrácidos o ácidos binarios (Compuestos gaseosos moleculares disueltos en agua)
Ejemplos:
HF. Fluoruro de hidrógeno (compuesto gaseoso molecular) y si se encuentra en disolución acuosa HF (ac), ácido fluorhídrico
HBr. Bromuro de hidrógeno (compuesto gaseoso molecular) y si se encuentra en disolución acuosa HBr (ac), ácido bromhídrico
H2Te. Teluro de hidrógeno (compuesto gaseoso molecular) y si se encuentra en disolución acuosa H2Te (ac), ácido teluhídrico

De los nombres a los siguientes compuestos o escriba la fórmula del compuesto según corresponda

Fórmula
Nomenclatura
Fórmula
Nomenclatura
LiH


Hidruro de potasio
AlH3


Hidruro de magnesio
ZnH2


Hidruro de litio
HCl


Acido iodhídrico
H2O*
Agua *
CH4*
Metano
HI


Acido sulfhídrico
H2Se


Bromuro de hidrógeno
NH3*
Amoniaco
PH3*
Fosfamina
AsH3*
Arsenamina
SbH3*
Estibamina
H2Se (ac)

H2Se

* Nombre especial que reciben los hidruros NO metálicos. (H= -1)


II. Parte. Los Óxidos se dividen en
Óxidos No Metálicos: para nombrarlos se utiliza el sistema estequiométrico. Ej. Heptóxido de dicloro, trióxido de azufre.
Óxidos Metálicos: para nombrarlos se utiliza el sistema STOKE, indicándose óxido de y el nombre del metal. Si el metal tiene más de un número de oxidación, éste se pone con números romanos entre paréntesis. Ej. FeO = Óxido de hierro (II); Al2O3 = Óxido de aluminio.

Fórmula
Nomenclatura
Li2O

Ag2O

Au2O

Au2O3

K2O

Na2O

Cu2O

CaO

ZnO

Hg2O
Oxido de mercurio (I)
HgO
Óxido de mercurio (II)
BeO

MgO

CdO

BaO

Al2O3

SnO2

SnO

PbO2

PbO

V2O3

V2O5
Oxido de Vanadio (V)
MoO

MoO2

MoO3

MnO

MnO2

Mn2O3

FeO

PtO2

Fe2O3

PtO

Cl2O7

Cl2O

CO

CO2

N2O3


Monóxido de dicloro

III. Parte. Sales Binarias: son compuestos formados por la combinación de un METAL con un NO METAL (excepto oxígeno). Para su nomenclatura se utiliza STOKE, indicándose primero el anión que terminará siempre en URO y luego el catión, que mantendrá el nombre del metal.

Fórmula
Nomenclatura
CaCl2

CuF2

MnS

CrB

CuF

MnS2

PtBr2

PtBr4

SnCl2

SnCl4

NiS

CaF2

CuI

PbBr4


Fluoruro de potasio

Bromuro de calcio

Yoduro de aluminio

Sulfuro de hierro (II)

Nitruro de magnesio

Cloruro de estaño (II)
IV. Parte. No metal con no metal. Forman compuestos moleculares (covalentes) y su nombre se brinda en el sistema estequiométrico.

COMPUESTOS BINARIOS
Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Atendiendose a su composición estos se clasifican en:
1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS.
Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro elemento es un no metal.
a. Oxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2)
Tradicionalmente, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor.
Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los nombres de Stock ( químico alemán de este siglo).
EJEMPLOS:
Fórmula Nombre tradicional Nombre de Stock
Na2O óxido de sodio óxido de estaño
SnO óxido estanoso óxido de estaño (II)
SnO2 óxido estánico óxido de estaño (IV)
FeO óxido ferroso óxido de fierro (II)
Fe2O3 óxido férrico óxido de fierro (III)
Cu2O óxido cuproso óxido de cobre (I)
CuO óxido cúprico óxido de cobre (II)
b. Oxidos no metálicos. (NM + O2)
Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo importante de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los compuestos conocidos como oxiácidos, e estos óxidos se les denomina "anhídridos". En la nomenclatura tradicional se diferencian las valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos "hipo" y "per" según el siguiente esquema:
valencia
creciente
Para ver el grafico seleccione la opción "Descargar" del menú superior
EJEMPLOS:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
SiO2 anhídrido silíco óxido de silicio
P2O3 anhídrido fosforoso óxido fósforo (III)
P2O5 anhídrido fosfórico óxido de fósforo (V)
Cl2O anhídrido hipocloroso óxido de cloro (I)
Cl2O3 anhídrido cloroso óxido de cloro (III)
Cl2o5 anhídrido clórico óxido de cloro (V)
Cl2O7 anhídrido perclórico óxido de cloro (VII)

1. COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.
En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:
a. Los hidruros. compuestos formados por hidrógeno y un metal. Se les nombra con la palabra
genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.
EJEMPLO:
Fórmula Nombre
LiH hidruro de litio
NaH hidruro de sodio
AlH3 hidruro de aluminio
b. Los hidrido o hidrácidos. compuestos formados por hidrógeno y un no-metal.
EJEMPLO:
Fórmula Nombre
HCl cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno
Ácido bromhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
NH3 nitruro de hidrógeno
Amoniaco
PH3 fosfuro de hidrógeno
Fosfamina
1. SALES BINARIAS.
Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal; mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una valencia.
EJEMPLO:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
KBr bromuro de potasio bromuro de potasio
FeCl2 cloruro ferroso cloruro de fierro (II)
FeCl3 cloruro férrico cloruro de fierro (III)
CuS sulfuro cúprico sulfuro de cobre (II)

b- compuestos ternarios y cuaternarios
COMPUESTOS TERNARIOS
Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este conjunto de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más importantes son:
1. hidróxidos.
2. ácidos oxigenados u oxiácidos.
3. sales derivadas de los ácidos oxigenados.
1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATUAR DE HIDRÓXIDOS.
Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos pueden considerarse formados por un metal y el grupo monovalente OH (radical hidróxilo). Por lo tanto, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta que la de los compuestos binarios.
EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.
a. se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al(OH)
b. se intercambian las valencias: Al1(OH)3
c. se suprime el subindice 1: Al(OH)3
La fórmula general de los hidróxidos es : M(OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH unidos al metal.
Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal, indicando con número romano la valencia del metal, cuando es del caso.
EJEMPLO:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
KOH hidróxido de potasio hidróxido de potasio
Al(OH)3 hidróxido de aluminio hidróxido de aluminio
Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de fierro (II)
Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de fierro (III)
1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE ÁCIDOS OXIGENADOS U OXIÁCIDOS.
Los oxiácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los oxiácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden:
1º el símbolo de los átomos de hidrógeno.
2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxiácido.
3º el símbolo del oxígeno.
Cada uno con su subíndice respectivo:
HnXOm
La mayoría de los oxiácidos se pueden obtener por la reacción de un anhídrido con agua. Por esto, para nombrar a los oxiácidos, se cambia la palabra "anhídrido" por la de "ácido ".
EJEMPLO:
Para ver el grafico seleccione la opción "Descargar" del menú superior
Algunas situaciones especiales.
a. Veamos en primer lugar los anhídridos del cromo y sus ácidos que se deben originar:
Para ver el grafico seleccione la opción "Descargar" del menú superior
Aquí se da el caso especial, que dos moléculas de anhídrido crómico se combinan con agua:
Para ver el grafico seleccione la opción "Descargar" del menú superior
b. Los anhídridos del P, As y Sb se pueden combinar con una, dos o tres moléculas de agua, para diferenciar los distintos oxiácidos que se originarán, se utilizan los prefijos META, PIRO y ORTO, para una, dos o tres moléculas de agua respectivamente.
i) Una molécula de agua.
Ácido meta fosforoso
Ácido metaantimónico
ii) Dos moléculas de agua.
Ácido piro arsénico
Ácido piró antimonioso
iii) Tres moléculas de agua.
Ácido ortofosfórico
Ácido ortoarsenioso
1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS SALES.
El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales binaria, la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para combinarse con el metal.
Una forma simple de determinar la fórmula de la sal es la siguiente:
EJEMPLO:
1)
2.
Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la siguiente forma:
Fórmula Sistema tradicional Sistema de Stock
Fe2(SO4)3 sulfato férrico sulfato de fierro (III)
NaNO3 nitrato de sodio nitrato de sodio
Al(ClO4) perclorato de aluminio perclorato de aluminio
PbSeO3 selenito plumboso selenito de plomo (II)
Cu(NO2)2 nitrito cúprico nitrito de cobre (II)
Co3(PO4)2 ortofosfato cobáltoso ortofosfato de cobalto (II)
Ni(IO)3 hipoyodito niquélico hipoyodito de niquel (III)
Ca(ASO3)2 metaarseniato de calcio metaarseniato de calcio
HgCrO4 cromato mercúrico cromato de mercurio (I)
K2Cr2O7 dicromato de potasio dicromato de potasio
COMPUESTOS CUATERNARIOS: Son aquellos que están constituidos por cuatro elementos, dos de ellos siempre carbono e hidrógeno y otros dos átomos distintos.
A continuación se muestra una tabla con dos de los compuestos cuaternarios
TABLA 3 ALGUNOS COMPUESTOS CUATERNARIOS
Nombre de la Fórmula general Ejemplo Nombre sistemático
Función
Haluro de ácido R-CO-X CH3-CO-F fluoruro de etanoilo
Amida R-CO-NH2 CH3-CO-NH2 etanoamida


COMPUESTOS CUATERNARIOS:
constituidos por más de tres elementos diferentes.
(NH4)2CO3 Carbonato de Amonio
KNaLiPO4 Fosfato de Litio Sodio y Potasio
* En este caso, la escritura de las formulas sigue los mismos criterios que en los anteriores, pero existen algunos en que es necesario modificarlos para que la fórmula sea más representativa de la forma en que los átomos se encuentran unidos en la molécula

a.2
c- compuestos ternarios y cuaternarios que contienen alógenas, calcogenos, nitrógeno idee y carbonó idees formando partes de radicales aniónicos.
c.1 acidos
Para los químicos de diferentes épocas definir ácido ha sido un desafío, ya que, dependiendo del punto de vista químico estudiado, existen diversas definiciones, por lo cual no se hará una generalización.
Propiedades cualitativas de los ácidos
Podemos decir que un ácido es toda sustancia que presente las siguientes características:
· Sabor ácido
· Disolución de metales
· Cambiar la tonalidad de indicadores, como el papel tornasol, a rojo


Formación de ácidos
Al reaccionar un gas no metal, como puede ser el Fluor(F), Cloro(CL), etc. con el hidrógeno se forma un hidrácido.
Ejemplo: Cloro + Hidrógeno = Ácido Clorhídrico
Cl2 + H2= 2HCl
Al reaccionar un óxido no metal con agua se forma un acido ternario. Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua = Ácido Sulfúrico.
SO3 + H2O =H2SO4
Definiciones químicas de los ácidos
Cualquier compuesto químico que puede ceder protones es un ácido. Un ejemplo es el ácido clorhídrico, de fórmula HCl:
HCl → H+ + Cl- (en disolución acuosa)
o lo que es lo mismo:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
El concepto de ácido es el contrapuesto al de base. Para medir la acidez de un medio se utiliza el concepto de pH.
La anterior definición corresponde a la formulada por Brönsted y Lowry en 1923 y generaliza la anterior teoría de ácidos y bases, de Arrhenius, de 1887. En la definición de Arrhenius un ácido es una sustancia que al disociarse produce iones hidrógeno en disolución acuosa. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases también sirve para disoluciones no acuosas; las dos teorías son muy parecidas en la definición de ácido, pero esta última es mucho más general sobre las bases.
En 1923 Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque su teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría un ácido es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones, mientras que una base es aquella sustancia capaz de donar electrones. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brönsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis.
· Ejemplos de ácidos de Brönsted y Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
· Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.
Fuerza de ácidos
· Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H+ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico, para estos ácidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones) será de un cifra en torno a 1.
· Un ácido débil aporta iones H+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo, y también algunas sales, como el fosfato de amonio ((NH4)H2PO4).
HAc <=> H+ + Ac- (en disolución acuosa)
En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior. Los acidos tienen todos pH 14
Dureza de ácidos
En 1963 Pearson introduce el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc
Los ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña carga o nula, de mayor polarizabilidad: metales más pesados y de más baja carga, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc
Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables (la solapación de orbitales sería mayor, el enlace sería más fuerte) que las resultantes de interacciones duro-blando o blando-duro. Esto nos sirve, de forma aproximada, para predecir el sentido de muchas reacciones
Tipos de ácidos
· Ácido monoprótico: un ácido monoprótico es aquel que
· posee un hidrógeno para donar.
· Ácido diprótico: posee dos hidrógenos para donar.
· Acido tetraprotico: posee cuatro hidrogenos por donar
· Ácido poliprótico: posee más de dos hidrógenos para
· donar.
· Ácido acético
· Acido Ascórbico
· Ácido aspártico
· Ácido bórico
· Ácido carbónico
· Ácido cítrico
· Ácido clorhídrico
· Ácido fólico
· Ácido fórmico
· Ácido graso
· Ácido láctico
· LSD
· Acido Nicotínico
· Ácido nítrico
· Ácido oxálico
· Acido Pantoténico
· Ácido salicílico
· Ácido sulfúrico
· Ácido tánico
· Ácido tartárico
· Ácido úrico
· Aminoácido
· EDTA
· Fenol
· Glutamato
A.3
c.2- bases
· Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.
Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.
Afinales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:
HCl
H2O
H+(aq)
+
Cl-(aq)
Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH
H2O
Na+(aq)
+
OH-(aq)
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+ ia la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.
La Neutralización: Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:
H+(aq)
+
OH-(aq)
H2O
La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:
Ácido

Base

Agua

Sal
HCl
+
NaOH
H2O
+
NaCl
HBr
+
KOH
H2O
+
KBr
Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.
En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos su electrón - es simplemente un protón).
Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, segruirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actua como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente:
Acid

Base



Salt
HCl
+
NaHCO3
H2CO3
+
NaCl
pHEn la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.
En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:
pH = -log [H+]
Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución
Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

[H+]
pH
Ejemplo
Ácidos
1 X 100
0
HCl
1 x 10-1
1
Äcido estomacal
1 x 10-2
2
Jugo de limón
1 x 10-3
3
Vinagre
1 x 10-4
4
Soda
1 x 10-5
5
Agua de lluvia
1 x 10-6
6
Leche
Neutral
1 x 10-7
7
Agua pura
Bases
1 x 10-8
8
Claras de huevo
1 x 10-9
9
Levadura
1 x 10-10
10
Tums®antiácidos
1 x 10-11
11
Amoníaco
1 x 10-12
12
Caliza Mineral - Ca(OH)2
1 x 10-13
13
Drano®
1 x 10-14
14
NaOH
a.4
c.3- sales
Son sales aquellos productos resultado de la reacción química de un ácido y un metal, químicamente están formadas por el ión correspondiente al ácido y el metal. Será una sal del metal si tiene esta formación química auque haya sido resultado de una reacción diferente a la del propio ácido con el metal.Asi por ejemplo tenemos que la sal común es el resultado de la reacción química del Ácido Clorhídrico con el Sodio y se conoce como Cloruro de sodio.De la misma forma tendremos sales del Ácido Sulfúrico conocidos como Sulfatos y del Ácido Nítrico (Nitratos)
por citar algunos ejemplos. El mundo de las sales es mucho mas complejo y no puede tratarse en este breve espacio.

En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anion.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y una base (hidróxido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
Soluciones salinas
Una solución salina de un ácido fuerte con una base fuerte resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La explicación es que los contraiones de los ácidos fuertes y las bases débiles son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.
· Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Esto es así porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua. Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la disolución resultante. Químicamente:
· Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil, tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:
Denominaciones

Las sales se denominan de acuerdo con el ácido del que derivan:
· Acetatos son las sales del ácido acético
· Carbonatos son las sales del ácido carbónico
· Cloratos son las sales del ácido hidroclórico
· Fosfatos son las sales del ácido fosfórico
· Nitratos son las sales del ácido nítrico
· Nitritos son las sales del ácido nitroso
· Sulfatos son las sales del ácido sulfúrico
· Citratos son las sales del ácido cítrico
· Carboxilatos son las sales de cualquier ácido carboxílico, así, podemos tener:
o Acetatos, sales del ácido acético
o Formiatos, sales del ácido fórmico o metanoico
o Salicilatos, sales del ácido salicílico
o etcétera.
Clasificaciones
Las Sales se pueden Clasificar a los Siguientes grupos:
· Sal hidrácida
· Sal oxoácida u Oxisales
· Sal ácida
· Sal doble
· Sal hidratada
((Cl+H2))
a.5

II cálculos que requieren el uso de la escritura química de los compuestos

A. calculo de la masa molecular

MASA MOLECULAR
Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor
a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está
comparando la masa de una molécula con la u.m.a.
No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.

¿cómo calculo la masa molecular de una sustancia?
Sumando las masas atómicas de los elementos que componen dicha sustancia.


Calcular la masa molecular del agua, cuya fórmula es H2O,
o sea 2 átomos de Hidrógeno y 1 átomo de Oxígeno.

masa molecular se simboliza por sus letras iniciales: m.m.

m.m. H2O =
2 x m.a. H
+
1 x m.a. O
m.m. H2O =
2 x 1,00797
+
1 x 15,9994
m.m. H2O =
2 x 1
+
1 x 16
m.m. H2O =
2
+
16
m.m. H2O =
18



Observar que se redondearon las masas atómicas. Si el cálculo que se debe hacer no requiere una gran precisión siempre pueden redondearse las masas atómicas.

Calcular la masa molecular del óxido de aluminio, cuya fórmula es Al2O3,
o sea 2 átomos de Aluminio y 3 átomos de Oxígeno.

m.m. Al2O3 =
2 x m.a. Al
+
3 x m.a. O
m.m. Al2O3 =
2 x 27
+
3 x 16
m.m. Al2O3 =
54
+
48
m.m. Al2O3 =
102



Estos ejemplos para calculo de masa molecular, son de los más sencillos, al solo efecto que se pueda comprender sobre ¿qué es masa molecular?

MASA MOLECULAR RELATIVA:

Es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica.




b. calculo de unidades de molares y moleculares

La escala de masa atómicas
La masa de un átomo depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene. Por lo tanto los átomos de elementos distintos tienen masas distintas. No se puede pesar un sólo átomo pero experimentalmente, se puede determinar la masa de un átomo en relación con la masa de otro.
La separación del agua en sus dos componentes (hidrógeno y oxígeno) muestra que 100 gramos de agua contienen 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos de oxígeno. Ya que el agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno la relación de sus masas atómicas se puede calcular como:



Entonces al hidrógeno que es el elemento más ligero se le asigna una masa átomica de 1 y el oxígeno tienen una masa átomica relativa al hidrógeno de 16.
En realidad la escala de masas átomicas esta estandarizada no en relación al hidrógeno sino al isótopo de carbono-12. Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. (El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones)
Así la masa atómica del 12C se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo en algunos experimentos se ha demostrado que en promedio un átomo de hidrógeno tiene sólo el 8,400% de la masa del 12C. Por tanto, la masa de un átomo de hidrógeno será de 1,008 uma. Cálculos semejantes demuestran que la masa del oxígeno es 16,00 uma y la del hierro 55,85 uma.
Masa atómica promedio:
Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, se encuentra que su valor no es exactamente 12 uma, sino 12,01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayoría de los elementos de origen natural (incluyendo el carbono) tienen más de un isótopo. Por tanto, al medir la masa de un elemento por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.
Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13 son 98,90% y 1,10% respectivamente y la masa atómica del carbono-13 es igual a 13,00335 uma. Así la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue:
(0,9890)*(12,0000 uma) + (0,0110)*(13,00335 uma) = 12,01 uma.



Masa molecular
Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada también peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula.
Por ejemplo:
masa molecular del H2O= 2*(masa atómica del H) + masa atómica del O =
2*(1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma.
b.1- uso del numero de avogadro
El mol. Número de Avogadro.
Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa para las masas de los elementos. Pero en la realidad se trabaja con muestras macroscópicas que contienen una gran cantidad de átomos y es conveniente contar con una unidad que describa una gran cantidad de átomos.
En el sistema internacional el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.
Al número real de átomos en 12 gramos de carbono 12 se ha determinado experimentalmente y se denomina número de Avogadro:
1 mol = 6.022045 x 1023 partículas

En general el numero de Avogadro se redondea a 6.022 x1023.
Al igual que una docena de huevos contiene 12 huevos, 1 mol de coches contiene 6.022 x 1023 coches.
Sabemos que en un mol de átomos de carbono hay 6.022 x1023 átomos de carbono con una masa de 12 gramos. Podemos entonces calcular la masa de un átomo de carbono:
y así tenemos:

1 uma = 1.661 x 10-24 gramos
y a la inversa
1 gramo = 6.022 x 1023 umas
b.2 Volumen molar de un gas y calculos relacionados
Masa molar
La masa atómica del carbono-12 es 12 umas y la masa de un mol de átomos de carbono-12 es 12 gramos.
La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es igual al peso atómico de ese elemento en uma. A la masa de un mol de unidades (átomos o moléculas) se le llama masa molar del elemento ó compuesto. Las unidades de la masa molar son g/mol.
A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es númericamente igual a su masa molecular (en uma).
Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos
Una molécula de NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos

Composición porcentual a partir de fórmulas
En algunos análisis es importante conoce el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto.
Si tomamos como ejemplo el metano: CH4
Masa molecular: : 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma
%C = 1*(12.011 uma)/16.043 uma = 0.749 = 74.9%
%H = 4*(1.008 uma)/16.043 uma = 0.251 = 25.1%
Determinación experimental de fórmulas empíricas
El siguiente esquema muestra los pasos a seguir para determinar la formula empírica de un compuesto a partir de la composición porcentual del mismo.




En el caso de los compuestos orgánicos la composición porcentual se suele obtener mediante un análisis de la combustión del compuesto.
Tomemos como ejemplo el compuesto etanol. Cuando se quema el etanol en un aparato como el de la figura anexa todo el carbono del compuestos se convierte dióxido de carbono (CO2) y todo el hidrógeno se convierte en agua (H2O). Las masas de CO2 y H2O producidas se pueden determinar midiendo el incremento en la masa de los absorbedores de CO2 y H2O, respectivamente.











Figura 2. Aparato para determinar la fórmula empírica del etanol. Los absorbedores son sustancias que pueden retener agua y dióxido de carbono, respectivamente.
Supóngase que en un experimento la combustión de 11,5 g de etanol produjo 22,0 g de CO2 y 13,5 g de H2O.
Podemos calcular la masa de carbono en los 11.5 g de etanol de la siguiente manera:
Para producir 0.500 moles de CO2 habrán reaccionado 0.500 moles de C y podemos calcular la masa de carbono en la muestra cómo:
De igual manera para el hidrógeno:
En este caso harán falta dos moles de hidrógeno para formar un mol de agua y habremos partido entonces de 2*0.749 moles de H:
Así, 11,5 g de etanol contienen 6,00 g de carbono y 1,51 g de hidrógeno. El resto debe ser oxígeno, cuya masa es:
11,5 g – (6,00 g + 1,51 g) = 4,0 g.de O.

Así que en global tenemos:
0.500 moles de C
1.498 moles de H
0.250 moles de O
Si dividimos por el número de moles más pequeño:
2 moles de C
6 moles de H
1 mol de O
Por lo tanto, la fórmula empírica del etanol es C2H6O
(fórmula empírica = fórmula basada sólo en la observación y en mediciones).
c- calculo de la composición porcentual de los compuestos
Composiciones porcentuales y fórmulas químicas
Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada. Lo que quiere decir, por ejemplo, que el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que se obtenga en España tendrá el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se pueda obtener en cualquier otra parte del mundo.
La composición porcentual a través de la fórmula química
Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.
Ejemplo:
Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
· Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.
El problema puede resolverse por dos vías:
o Utilizando unidades de masa atómica:
Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u.
Porcentaje de azufre en el compuesto:
Porcentaje de oxígeno en el compuesto:
o Utilizando gramos:
1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).
Porcentaje de azufre en el compuesto:
Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego
Porcentaje de oxígeno en el compuesto:
Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá ® x, luego
La fórmula química de un compuesto a través de su composición porcentual
Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.
La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.
A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.
Ejemplo:
El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.
· Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de cada elemento:
·
· Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula empírica:
·
· La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono.
El volumen molar
En los cálculos con gases es conveniente adoptar una unidad universal de volumen: el volumen molar. Se denomina así al volumen de cualquier gas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y0 ºC). Este volumen molar tiene un valor de 22,4 l.






Formación de disulfuro de hierro (FeS2) a partir de azufre y limaduras de hierro
En el compuesto resultante, los elementos azufre y hierro están presentes en una cantidad determinada: un átomo de hierro por cada dos átomos de azufre.
En algunos casos, al dividir por el número más pequeño de moles de átomos, resultan números no enteros. En este caso, para encontrar la relación de números enteros más simple, se multiplica por el número entero que con mayor seguridad convierta en enteros al resto de los números obtenidos.

Estructura molecular de la glucosa
Negro = carbono.
Gris = oxígeno.
Blanco = hidrógeno.
Por cada átomo de carbono hay dos de hidrógeno y uno de oxígeno. Esto quiere decir que la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, pero la fórmula molecular es C6H12O6.


d- calculo de la formula empírica y la formula molecular.
Una fórmula es una pequeña lista de los elementos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles que dicho elemento está presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia. Así, la fórmula del agua es H2O (los subíndices 1 se omiten, quedan sobreentendidos) y la del benceno es C6H6. La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre fórmula empírica. Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar un mol de agua sin generar otro producto, diríamos que la fórmula molecular del agua es H2O. Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de CO2 y H2O podemos decir que parte de la fórmula empírica del benceno es CH. Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del CO2 y del H2O proviene del aire por lo que la fórmula empírica del benceno es CH.
La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de átomos que forman una molécula de una sustancia dada. La fórmula empírica no necesariamente coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Así, en el caso del benceno, la fórmula molecular es igual a la fórmula empírica multiplicada por seis. Para determinar la fórmula molecular hay que tener la fórmula empírica y el peso molecular. Veremos este tipo de cálculos en más detalle en la sección de Cálculos químicos

a.6
III introducción al estudio de las ecuaciones químicas
a- componentes de una ecuación química

Es una expresión taquigráfica de un cambio o reacción de naturaleza química, que muestra (en relación a cada uno de las sustancias que intervienen en la reacción) el arreglo y número de los átomos, las fórmulas, la composición, las cantidades relativas, cuáles son los reactivos y cuáles son los productos, el número de moléculas y unidades de fórmula, el número de masas molares, el número de moles y el número de gramos.
Toda ecuación química deba estar balanceada para poder representarla cuantitativamente. El procedimiento de balanceo de la ecuación no altera la cantidad de átomos de los reactivos ni de los productos, sino, que ajusta el número de átomos de cada elemento para que sea el mismo a cada lado de la ecuación. Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos o reactantes), las sustancias que se obtienen es el producto y nos indican además las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2); puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:
2H2 + O2 --> 2 H2O
El "+" se lee como "reacciona con", mientras que "->" significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de "->" representan las sustancias de partida denominadas reactivos, a la derecha de "->" están las fórmulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. En las únicas reacciones que esto no se produce, es en las reacciones nucleares. Los coeficientes 1 se omiten.
B- reglas para el balanceo de ecuaciones químicas
En el método de ión-electrón(conocido también como método de medida reacción), la reacción total se separa en medias reacciones que se balancean y suman por separado. Aunque este método es un poco más complicado que el método de oxidación, se apega más a la realidad para reacciones de redox en soluciones acuosas. El método ión-electrón reconoce no sólo un elemento sufre un cambio sino la molécula o ion completo. Este método también proporciona las bases apropiadas para el estudio de la electroquímica, en la que intervienen aplicaciones de medias balanceadas.
Las reglas para balancear ecuaciones son un poco diferentes en solución ácida[con iones H+ (ac)], que en solución básica [con iones OH-(ac)].
Ambos casos se toman por separado, estudiando primero las reacciones en solución ácida. Para simplificar las ecuaciones, se balancean sólo las ecuaciones iónicas netas.

El balanceo en una solución acuosa ácida se ilustra por medio de la siguiente ecuación no balanceada:
CrO - (ac) + Cl- (ac) + H+ (ac) Cr (ac) + Cl (g) + H O

1º- Separe la molécula o ion que contenga un elemento que ha sido oxidado o reducido y el producto que contenga el elemento que cambió. Si es necesario calcule los estados de oxidación de cada elemento, hasta que sea posible reconocer las especies que cambiaron. En realidad no es necesario conocer el estado de oxidación, el proceso de reducción es:
Cr O Cr+

2º- Si es necesario, balancee el elemento que sufra un cambio en el estado de oxidación. En este caso es el Cr.
Cr O 2Cr+

3º- Balancee los oxígenos, agregando H2O del lado que se requieran (un H2O por cada O requerido).
Cr2 O7 2Cr + 7H2O

4º- Balancee los hidrógenos agregando H+ al lado contrario de los H2O (2H+ por cada H2O agregado).
14H + Cr2 O7 2Cr + 7H2O

5º- Los elementos en la media reacción están ahora balanceados. Revise para estar seguro. La carga para ambos lados de la media reacción debe de estar balanceada, para hacer esto, agregue el número apropiado de electrones al lado mas positivo. La carga total a la izquierda es (14 x + 1) + (-2) = +12. La carga total a la derecha es (2 x + 3) = +6. Agregando 6e a la izquierda, las cargas se balancean a ambos lados y la media reacción queda balanceada:
6e + 14H + Cr2O7 2Cr + 7H2O

6º- Repita el mismo procedimiento para la otra media reacción:
Cl- Cl2
2Cl- Cl2
2Cl- Cl2 + 2e

7º- Las 2 medias reacciones se suman, de modo que los electrones se cancelan( los electrones ganados igualan a los perdidos). Observe que el proceso de oxidación se multiplican por 3, ya que se necesitan 6e para el proceso de reducción.
3(2Cl- Cl2 + 2e )
6Cl- 3Cl2 + 6e

La adición da como resultado la ecuación iónica balanceada
6e + 14H + Cr2O7 2Cr + 7H2O
6Cl- 3Cl2 + 6e
14H (ac) + 6Cl- (ac) + Cr2O7- (ac) 2Cr (ac) + 3Cl2 (g) + 7H2O

B.1- reglas del método de tanteo
Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO44 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H22SO24 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N 2 O 5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N 2 O 5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N 2 O 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2 O 5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn Zn Cl 2 H2
2HCl + Zn Zn Cl 2 H2
K Cl O 3 KCl + O2
2 K Cl O 3 2KCl + 3O2
b.2- reglas del metodo algebraico
 Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:
Fe + O2 Fe2O3
A B C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2
Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación
4Fe + 3O2 2 Fe2O3
Otros ejemplos
HCl + KmNO4 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
A B C D E F
 A = 2E
Cl) A = C + 2D + 2F
 B = C
Mn) B = D
O) 4B = E
Si B = 2
4B = E
4(2) = E
E = 8
B = C
C = 2
B = D
D = 2
A = 2E
A = 2 (8)
A = 16
A = C + 2D + 2F
16 = 2 + 2(2) + 2F
F = 10/2
F = 5
16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
B.3- reglas del método de oxido-reducción
En el método de oxido reducción, también conocido como Redox, intervienen dos fenómenos. La oxidación y la reducción. La oxidación es la cesión de electrones por parte de los átomos de un elemento y la reducción es la ganancia de electrones.
Para el balanceo por este método es importante conocer el Numero de oxidación este numero de un elemento representa su grado de oxidación = numero de electrones perdidos.
Para utilizar este método se siguen los siguientes pasos:
 Hallar el número de oxidación de cada uno de los elementos químicos que intervienen en la reacción.
 Plantear las ecuaciones electrónicas correspondientes a los elementos que se oxidan así como los que se reducen.
 Igualar el número de electrones de las ecuaciones electrónicas multiplicándolas después por factores adecuados.
 Sumar miembro a miembro las ecuaciones que resultan.
 Trasladar a la reacción inicial los coeficientes que aparecen en el paso anterior.
 Completar los coeficientes de la reacción original utilizando el método de tanteo.
a.7
c- tipos de reacciones químicas y su aplicación e implicación en la vida cotidiana
c.1- aplicación e implicación de las reacciones de combinación
FENÓMENO QUÍMICO: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original. Ejemplos: cuando quemamos un papel, cuando respiramos, y en cualquier reacción química. En todos los casos, encontraremos que las sustancias originales han cambiado, puesto que en estos fenómenos es imposible conservarlas.

Aquí se identifican fenómenos físicos y químicos, para un fenómeno natural y para un hecho de la vida diaria:

Durante el proceso de FOTOSÍNTESIS
FENÓMENO
a- la hoja TOMA CO2 del aire,(también llega el H2O tomada del suelo por la raíz )
FÍSICO
b- el AGUA se transforma en HIDRÓGENO y OXÍGENO,
QUÍMICO
c- el OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera
FÍSICO
d- el HIDRÓGENO reacciona con el DIÓXIDO DE CARBONO para formar ALMIDÓN
QUÍMICO

En un AUTO
FENÓMENO
a- se INYECTA gasolina en un carburador,
FÍSICO
b- se MEZCLA con aire,
FÍSICO
c- la mezcla se CONVIERTE en vapor,
FÍSICO
d- se QUEMA ( y los productos de la combustión )
QUÍMICO
e- se EXPANDEN en el cilindro
FÍSICO
Cuando vemos que una pieza de hierro se deja expuesta a la intemperie, sabemos que es lo que sucederá, se
MEZCLA, COMBINACION Y DESCOMPOSICIÓN
Tres palabras a conocer antes de hablar de una reacción química.
MEZCLA: en una mezcla se pueden agregar 2, 3 ó más sustancias; en cantidades indefinidas; no se produce ningún cambio de energía .
Al final de cualquier mezcla seguiremos teniendo las sustancias que agregamos y en las mismas cantidades, no tendremos nada nuevo.
Ejemplos: una ensalada, es una mezcla; el aire, es una mezcla de gases; sal disuelta en agua, es una mezcla (porque no se formó nada nuevo, se sigue teniendo agua y sal, que se puede separar, utilizando los medios adecuados); agua y aceite, es una mezcla (tanto como la anterior).
COMBINACIÓN: Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiededes diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorver calor (intercambio de energía).
Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero, entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la llama del mechero.
DESCOMPOSICIÓN: Es un fenómeno químico, y a partir de una sustancia compuesta (formada por 2 ó más átomos), puedo obtener 2 ó más sustancias con diferentes propiedades.
Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno y mercurio; puedo hacer reaccionar el dicromato de amonio para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua.
COMBINACIÓN
S
+
Fe
---------->
FeS
Para que sea posible la reacción química entre el S y el Fe es fundamental entregarles calor.
azufre

hierro
calor
sulfuro de hierro
DESCOMPOSICIÓN
(NH4)2Cr2O7 s
--------->
N2 g
+
4 H2O l
+
Cr2O3 s
dicromato de amonio
calor
nitrógeno

agua

óxido crómico
Para que sea posible la reacción química de descomposición del dicromato de amonio se le debe entregar calor.

Recordar: tanto en la COMBINACIÓN como en la DESCOMPOSICIÓN, es fundamental que en el transcurso de las mismas se LIBERE o ABSORBA energía, ya que sino, ninguna de ellas se producirá. Al final de cualquiera de las dos, tendremos SUSTANCIAS DISTINTAS a las originales.

REACCIÓN QUÍMICA, REACTIVOS Y PRODUCTOS
En las dos reacciones dadas como ejemplo, más arriba, para la COMBINACIÓN y la DESCOMPOSICIÓN, podemos distinguir, dos tipos de sustancias, que son las que tenemos antes de la reacción y después de la reacción.

ANTES DE LA REACCIÓN
DESPUÉS DE LA REACCIÓN
• En el ejemplo de la combinación, hay AZUFRE e HIERRO
• En el ejemplo de la combinación hay SULFURO DE HIERRO
• En el ejemplo de la descomposición hay DICROMATO DE AMONIO
• En el ejemplo de la descomposición hay NITRÓGENO, AGUA y ÓXIDO CRÓMICO
• Éstas, que son las sustancias que tenemos antes que se produzca la reacción, reciben el nombre de: REACTANTES o REACTIVOS
• Éstas, que son las sustancias que tenemos después de producida la reacción, reciben nombre de: productos de reacción o PRODUCTOS
oxidará, y lo sabemos aunque no poseamos conocimientos de química. El hierro, se combinará con 2.1 REACCION QUÍMICA:
Proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.
2.2 CLASES O TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:
2.2.1 REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS: En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo:
2CaO(s) + 2H2O(l) ! 2Ca(OH)2(ac)
en esta formula se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua liquida reacciona produciendo 2 moles de dihidroxido de calcio acuoso.
2.2.2 REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS: Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o mas moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas mas sencillas, por ejemplo:
2HgO (s) ! 2Hg(l) + O2(g)
en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son mas sencillas que la primera.
2.2.3 REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION: En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:
CuSO4 + Fe ! FeSO4 + Cu
En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre
2.2.4 REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
AB + CD----------------- AC + BD
Por Ejemplo:
K2S + MgSO4 ! K2SO4 + MgS
En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio.
Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.
 RESUMEN GENERAL DEL FUNDAMENTO TEÓRICO

Práctica y talleres







































resúmenes y mapas conceptuales


COMPUESTOS BINARIOS:
· están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se escribe primero el menos electronegativo
FAMILIAS DE COMPUESTOS:
Si bien hemos visto alguna forma de clasificar a los compuestos agrupándolos en moléculas simples o compuestas; en compuestos binarios, ternarios o poliatómicos, estas clasificaciones nos sirven de gran ayuda en la escritura de las fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre las propiedades tanto físicas como químicas de un compuesto, es por ello que resulta indispensable una clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades químicas; para tal efecto surgen las siguientes familias:
OXIDOS:
son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con otro elemento, si el elemento es un METAL se le conoce como OXIDO METALICO o también como OXIDO BASICO. En el caso de que fuera un NO METAL se le denomina OXIDO NO METALICO u OXIDO ACIDO, y en ocasiones a algunos se les puede denominar ANHIDRIDOS.
NOMENCLATURA:
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS CON OXIGENO
OXIDOS:
Esta familia de sustancias reúne sólo a compuestos binarios. Son
OXIDOS BASICOS cuando el segundo elemento es un METAL.
Algunos ejemplos:
Al2O3óxido de aluminio
Na2Oóxido de sodio
FeO óxido de fierro (II) u óxido ferroso
CrO3 óxido de cromo (VI) u óxido crómico
CuO óxido de cobre (II) u óxido cúprico
Hg2Oóxido de mercurio (I) u óxido mercuroso
Son OXIDOS ACIDOS cuando el segundo elemento es un NO METAL.
CO óxido de carbono (II) o monóxido de carbono
N2O3 óxido de nitrógeno (III) o trióxido de dinitrógeno
Cl2O3 óxido de cloro (III) o trióxido de dicloro
SO2 óxido de azufre (IV) o dióxido de azufre
P2O5 óxido de fósforo (V) o pentaóxido de difósforo
Br2O7 óxido de bromo (VII) o heptaóxido de dibromo
Podemos notar que el nombre de este grupo de compuestos precisa la palabra OXIDO que es el nombre genérico de la familia. Casi la totalidad de elementos presentan la FUNCION QUIMICA de reaccionar con el oxígeno para formar algún tipo de óxido. La nomenclatura se completa especificando el elemento formador del óxido al cual se le añade con número romano al estado de oxidación en caso de que dicho elemento pueda asumir más de uno.
Otra nomenclatura también aceptada aunque más antigua, emplea en lugar de números romanos las terminaciones ICO para el estado de oxidación mayor y OSO para el menor. En los metales estas terminaciones son suficientes ya que presentan uno o dos estados de oxidación solamente, pero en el caso de los NO METALES y METALOIDES que suelen presentar más de dos, debemos diferenciarlos con los prefijos HIPO para el estado de oxidación más pequeño o el PER en la carga mucho mayor. El prefijo HIPO se conjuga con la terminación OSO y el prefijo PER con la de ICO satisfaciendo así la necesidad de diferenciar hasta cuatro compuestos formados por un mismo elemento con distintos estados de oxidación.
La gran mayoría de los óxidos ácidos también son conocidos por el término genérico ANHIDRIDO.
CO anhídrido carbonoso
CO2 anhídrido carbónico
SO anhídrido hiposulfuroso
SO2 anhídrido sulfuroso
SO3 anhídrido sulfúrico
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
La expresión anhídrido implica la carencia de agua en estos compuestos lo cual ocurre precisamente en algunos ácidos con oxígeno quienes son deshidratados mediante calentamiento dando lugar a la formación de estos óxidos o anhídridos.
H2SO4 ---> SO3 + H2O
ácido
sulfúrico anh.
Sulfúrico
SiO2 o Oxido de silicio
Este compuesto es un compuesto oxigenado, que son la combinación de un elemento ( metal o no metal ), este compuesto es uno de los mas comunes dentro de los compuestos oxigenados.
Con este compuesto esta formado por oxigeno y silicio, que pertenece al grupo numero IVa.
Si + O = Si O = SiO2
4 2 1 2
Es el constituyente de la arena y materia prima para la fabricación de vidrio. Estos tipos de materiales se utilizan diariamente en nuestra vidas a pesar de que no los notamos o no les damos mayor importancia, pero si no existieran tendríamos problemas ya sea con las materias primas o por ejemplo los vidrios. Nuestras casas tienen vidrios o ventanas, estas nos protegen de la lluvia el frío, el calor en el verano, etc., pero si no existieran por la simple razón de que un científico quizá no muy experto en la materia pero con curiosidad o simplemente por error no hubiese descubierto lo que se podía hacer con este material, tendríamos un problema de diario vivir que quizá se haya hecho común con el tiempo.
MgO o Oxido de magnesio
Este compuesto al igual que el anterior es un compuesto oxigenado, quiere decir que esta formado por un metal o un no metal.
Este compuesto esta formado por oxigeno y por magnesio que pertenece al grupo IIa su formula seria:
Mg + O = MgO
· 2
Este compuesto aparece cuando en la experiencia que se inicia esta unidad calentarse la cinta de magnesio , cuando ocurrió la reacción entre el oxigeno y el elemento ya mencionado, por esta razón se dio origen al magnesio
Ternarios
Se le llama ternarios a aquellos compuestos que están formados por tres elementos diferentes. Las más importantes son:

1. Hidróxido
2. Ácidos oxigenados u oxácidos
3. Sales derivadas de los ácidos oxigenados
Compuestos cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son aquellos que poseen un átomo de nitrógeno unido a cuatro sustituyentes alquílicos o arílicos.
Se dividen
1. Sales de alquil bencil dimetil amonio
2. Sales de amonio heterocíclicas
3. Sales de tetraalquil amonio
Clasifica a los àcidos oxàcidos:
Simples o comunes:
Polihidratados:
tioacidos:
Poliacidos
Describe como se forman cada uno de las clases de àcidos oxàcidos
· Simpleso o comunes: Se forman de los oxacidos no metales con una molecula de agua.
· Polihidratados:Esta formado por la suma de un anhidrido y varia moleculas de agua.
· tioacidos:Ácidos en los que se ha sustituido un grupo oxo (O2-) por un grupo sulfuro (S2-).
· Poliacidos: Resultado de combinar el agua con varias moleculas de anhidrido.
Escribe 10 ejemplos de ecuaciones de cada uno de los ácidos oxácidos
precisando sus respectivas nomenclaturas.

Simples o comunes:
CL2O5 + H2O à 2HCLO3
B2O3 + 3H2O à 2H6B2O6
TLO3 + H2O à H2TLO4
Polihidratados:
· P2O5 +3 H2O à H6P2O6
· P2O5 + H2O à H2P2O6
· CO2 + H2O à H2CO3
· 2 CR2 + H2O à H2C2O5
· SIO2+ 2H2O à H2SI2O5
· 2 SI O2+ H2O à H2SI2O5
· SIO2 + 2H2O à H4SIO4

Tioacidos:
H2CO3 à H2COS2
HCLO3 à HCLO2S
HCLO3 àHCLS3
Átomo de oxigeno sustituidos
Prefijos
1 “S” por 1 “0”
TIO
2 “S” Por 2 “0”
Ditio
3 “S” Por 4 “0”
Tritio
4 “S” Por 4 “0”
Tetratio
--- Por todo
sulfo
Poliacidos:

2B2O3 + H2O à H2B4O7

2CRO3 + H2O à H2CR2O7

5.- Còmo se subdividen las sales oxisales y haloideas.
S A L E S H A L O G E N A SResultan de la unión de un ácido hidrácido con una base, formando una sal más agua. Estas pueden ser neutras, ácidas, básicas, mixtas y dobles.SALES HALOGENAS NEUTRAS
.- Resultan de la unión de un ácido hidrácido con un hidróxido produciendo la eliminación total de hidrogeniones y oxidriones.En una forma mecánica se forman por la unión de un metal con un no metal, las principales resultan de los halógenos y los anfígenos.La nomenclatura está dada por el genérico que es el nombre del ácido hidrácido, cambiándole la terminación HIDRICO por URO. El específico es el nombre del metal y las terminaciones OSO o ICO si tienen valencia variable.SALES HALOGENAS ACIDAS
.- Son compuestos ternarios hidrogenados que resultan de la saturación parcial de H del ácido hidrácido por una base o metal. El compuesto resultante tiene el carácter de ácido por la presencia de hidrogeniones.La nomenclatura es similar al de las sales halógenas neutras, pero interponiendo entre el nombre del ácido y de la base la palabra ACIDO, o también se antepone el prefijo BI.SALES HALOGENAS BASICAS
.- Son compuestos cuaternarios oxigenados e hidrogenados que se forman de la unión de un ácido hidrácido con una base en la que hay predominio de grupos oxidrilos sobre los hidrógenos del ácido.La nomenclatura es similar a la de las sales halógenas neutras, pero intercalando entre el nombre del ácido y de la base la palabra BASICO o anteponiendo el prefijo SUB.SALES HALOGENAS DOBLES
.- Son compuestos ternarios no oxigenados ni hidrogenados que resultan de la sustitución total de los hidrógenos del ácido hidrácido por diferentes metales. La nomenclatura se da por el radical y los nombres de los metales intercalando Y y DE .SALES HALOGENAS MIXTAS
.- Son compuestos ternarios no hidrogenados ni oxigenados que se forman por la reacción de dos radicales hidrácidos diferentes sobre un mismo metal. La nomenclatura se indica el nombre del no metal más el nombre de los radicales hidrácidos.S A L E S O X I S A L E S:
Resultan de la unión de ácido oxácido con una base, estas pueden ser neutras, ácidas, básicas, mixtas y dobles.
SALES OXISALES NEUTRAS.- Son compuestos ternarios oxigenados que resultan de la combinación de un ácido oxácido con una base, produciéndose la saturación total de los hidrogeniones y oxidriones. Mecánicamente se obtiene escribiendo el radical y agregando el símbolo del metal.La nomenclatura se realiza escribiendo el radical ácido cambiando la terminación ICO por ATO y OSO por ITO.
SALES OXISALES ACIDAS.- Son compuestos cuaternarios hidrogenados que se forman por la sustitución parcial de un hidrógeno de un ácido oxácido por una base o metal. Se caracteriza por la presencia de hidrogeniones en la molécula y por lo tanto tendrá un carácter ácido. La nomenclatura se realiza de la misma manera que las sales halógenas ácidas.SALES OXISALES BASICAS.- Son compuestos cuaternarios hidrogenados y oxigenados que resultan de la saturación parcial de los oxidrilos de la base por los hidrógenos del ácido oxácido. Se nombran de la misma manera que las sales halógenas básicas.SALES OXISALES DOBLES.- Son compuestos cuaternarios oxigenados y no hidrogenados formados por la sustitución total de los hidrógenos de un ácido oxácido por diferentes metales. Se los nombra con el radical y luego los nombres de los metales intercalando Y ó DE.SALES OXISALES MIXTAS.- Son compuestos cuaternarios que resultan de la acción de dos radicales ácidos oxácidos diferentes sobre un mismo metal. Se los nombre primero los radicales y luego el metal.6.- Escribe 10 ejemplos de ecuaciones sobre las fomaciones de cada de las
clases de sales, indicando sus respectivas nomenclaturas.

7.- Investiga las reglas sobre el uso correcto del hipoclorito de sodio

8.- Investiga sobre los efectos negativos del uso de los àcidos inorgànicos
y su incidencia en la destrucciòn de la vida . Escribe ejemplos.

9. Investiga sobre la elaboraciòn de un proyecto econòmico para la
producciòn de lejìa


Definición y ejemplos:
· teoría atómica de ARRHENIUS
Dicha teoría expresa que cuando un electrólito se disuelve en agua, se ioniza. La ionización, también llamada disociación electrolítica, consiste en la liberación de los iones preexistentes en el compuesto iónico.
Por ejemplo, si AB representa la fórmula del electrólito, la ionización se expresa con la ecuación:
AB = A- + B+
La terminología creada por ARRHENIUS subsiste:
Anión es el ión cargado negativamente: A-
Catión es el ión cargado positivamente: B+
· grado de ionización
En la ionización pueden presentarse dos alternativas:
Hay electrolitos que, disueltos en agua, ionizan casi totalmente. Los iones liberados no se unen y permanecen separados. Esta carácterística se pone en evidencia dibujando la flecha de izquierda a derecha de mayor longitud que la opuesta:
AB = A- + B+
Otros, por el contrario, se ionizan escasmente. Predomina la asociación de iones sobre la ionización:
XY = X- + Y+
· electrólitos: fuertes y débiles;
Los electrólitos se clasifican en fuertes y débiles.
Un electrólito fuerte está muy ionizado
Un electrólito débil está poco ionizado
En un electrólito fuerte, que está casi totalmente ionizado, quedan pocas moléculas no ionizadas en contacto en sus respectivos iones.
En un electólito débil, poco ionizado, hay escasos iones en contacto con las moléculas no ionizadas.
Para distinguir electrólitos fuertes de electrólitos débiles se estableción un grado de ionización. Se lo determina con dos datos numéricos:
· n, número de moles disueltos, calculado mediante el cociente entre la masa y el mol del soluto: n = m/M,
· n i número de moles ionizados, cuando la sustancia se disuelve en agua.
El grado de ionización a , queda definido por el cociente entre el número de moles ionizado y el número de moles disuelto.
El grado de ionización es un número comprendido entre 0 y
Muchas veces, para su mejor entendimiento, se lo multiplica por 100, espresándolo como porcentaje.
Siempre se cumple la relación:
Porque si n i = n, la ionización sería total, lo cual nunca ocurre.
Ejemplo:
Si se disuelven 8 moles y se ionizan 7:
Porque si n i = 0 , no hay ionización.
Cuando se disuelven 8 moles y solamente ioniza uno:
En los electrólitos fuertes, el grado de ionización se aproxima a su valor máximo:
O bien: a à 100 %
En los electrólitos débiles, el grado de ionización es muy bajo; simbólicamente, tiende a cero:
a à 0 %
· catión hidronio;

Mecanismo de ionización del agua:
· El átomo de oxígeno, fuertemente electronegativo, ocupa el centro de la molécula del agua, angular y polarizada.
· Las cargas parciales negativas de una molécula atraen electrostáticamente a las positivas de la otra.
· Una fuerza atractiva arranca un catión hidrógeno de una molécula y lo acerca a la otra.
- En el H + hay un orbital 1s vacío, capaz de alojar un par de electrones, aportados por el átomo de oxígeno. Así se constituye un enlace covalente coordinado, engendrado una nueva entidad: el catión hidronio.
El catión hidronio está formado por un catión hidrógeno combinado con una molécula de agua.
H + + H 2 O = H 3 O
La estructura del catión hidronio se refleja en los diagramas de puntos y de rayas. En el espacio, la molécula de agua queda insertada dentro de un tetraedro imaginario. El catión hidrógeno coordinado se ubica en un vértice. Desde luego, su carga positiva se comunica a toda la agrupación.
· propiedades de ácidos y bases;
• Las soluciones ácidas tienen sabor "ácido", degustable sin riesgos en el vinagre, que contiene ácido acético; el limón, con ácido cítrico y la leche, con ácido láctico
• Las soluciones básicas concentradas son cáusticas: afectan la piel como si la quemaran.
Ácidos y bases actúan sobre los indicadores, virando su coloración.
Muchos ácidos reaccionan con metales comunes:
Fe, Al, Zn, Mg, Sn
Desprendiéndose hidrógeno gaseoso, inflamable:
H 2 (g)
Tanto los ácidos como las bases son electrólitos: sustancias que cuando se disuelven en agua se ionizan, y, por lo tanto, conducen la corriente eléctrica.
· ácidos y bases, según ARRHENIUS;
La teoría iónica de ARRHENIUS define conceptualmente a ácidos y bases:
• Ácido es una sustancia que, disuelta en agua, da cationes de hidrógeno.
Anión + H+
• Base es una sustancia que, disuelta en agua, da aniones de oxhidrilo.
Catión + OH-
· ácidos y bases según BRÖNSTED;
De acuerdo con BRÖNSTED, basta considerar un solo elemento, el catión de hidrógeno.
· Un ácido suministra cationes de hidrógeno: H +.
· Una base acepta cationes de hidrógeno: H +.
BRÖNSTED no niega la existencia de los aniones de oxidrilo, pero les quita participación en las definiciones.
¿Por qué el coruro de hidrógeno gaseoso: ClH(g) , disuelto en agua, se transforma en ácido clorhídrico?
El cloruro de hidrógeno es un "ácido de
BRÖNSTED" y cede catión hidrógeno:
Este catión hidrógeno puede ser aceptado
por una molécula de agua, que –cuando
lo coordina- se convierte en catión hidronio:
Las dos ecuaciones pueden sumarse miem-
bro a miembro: el catión hidrógeno produ-
cido en la primera se consume en la segunda:
La misma idea es aplicable a otros ácidos.
H2O = H+ + OH-
NH3(g) + H+ = NH+4
Amoníaco catión amonio
La suma de ambas ecuaciones da:
El anión oxhidrilo, derivado de esta reacción, confiere las propiedades básicas a la solución amoniacal. La asociación del catión amonio con el anión oxhidrilo -invirtiendo la ionización- origina el hidróxido de amonio.
NH+4 + OH- = NH4OH
Hidróxido de
amonio
El agua es anfótera, cuando reacciona con cloruro de hidrógeno acepta cationes de hidrógeno: actúa como una "base de BRÖNSTED" , y cuando reacciona con amoníaco, le cede un catión hidrógeno: es un "ácido de BRÖNSTED"`.
· hidrácidos, oxoácidos e hidróxidos;
2. Los hidrácidos
Las propiedades ácidas solamente se manfiestan en soluciones acuosas.
Son los cationes de hidrógeno: H+ - o el hidronio: H3O, si se da participación al agua- y no a la molécula no ionizada, quienes confieren la acidez a la solución:
SH2(g) + 2 H2O = S-2 + 2 H3O +
Consecuentemente:
En una solución ácida hay cationes de hidrógeno, acompañados por sus respectivos aniones.
Los ácidos más simples son los hidrácidos, formados por los compuestos binarios del azufre y los halógenos con el hidrógeno. La nomenclatura diferencia las sustancias gaseosas de sus soluciones ácidas.
Hídrico es la terminación común a todos los nombres de los hidrácidos, cuyos respectivos aniones concluyen en uro.
Compuestos covalentes:
Hidrácido

Anión
FH(g)
Fluoruro
FH(aq)
Ácido fluorhídrico
F- fluoruro
ClH(g)
Cloruro de
ClH(aq)
Ácido clorhídrico
Cl- cloruro
BrH(g)
Bromuro hidrógeno
BrH(aq)
Ácido bromhídrico
Br- bromuro
IH(g)
Ioduro
IH(aq)
Ácido iodhídrico
I- ioduro
SH2(g)
Sulfuro
SH2(aq)
Ácido sulfhídrico
S-2 sulfuro
3. Los oxoácidos
Los oxoácidos son ácidos de composición más complicada. Sus elementos componentes son tres:
Además, casi siempre, se obtienen por combinación de un óxido ácido con agua.
Todos los oxoácidos disueltos en agua ionizan, dando cationes hidrógeno.
SO3H2 = SO3 –2 + 2H+
Ácido anión
Sulfuroso sulfito
SO4H2 = SO4 –2 + 2H+
Ácido anión
Sulfúrico sufato
De las anteriores ecuaciones de ionización resulta que:
· Cuando la molécula del oxoácido ioniza, da un anión y cationes hidrógeno.
· La cantidad de cationes hidrógeno es numéricamente igual a la carga iónica del anión.
· Los oxoaniones están constituidos por átomo de no-metal, unido por covalencias –comunes y de coordinación- con átomos de oxígeno.
· Se necesitan reglas para denominar los oxoaniones: aniones oxigenados, derivados de los oxoácidos.
4. Nomenclatura de los oxoácidos y sus aniones:
Los nombres de los oxoácidos y sus respectivos aniones se derivan de los óxidos-ácidos y de los números de oxidación del elemento no metálico. Se presentan tres casos principales:
Un solo ácido, con el nombre terminado en ico: CO3H2 = ácido carbónico. (nº ox. IV)
Para el anión el sufijo ico se sustituye por ato:
CO3H2 = CO3 –2 + 2 H+
Ácido anión
Carbónico carbonato
SUFIJOS
Nombre de los oxoácidos
Nombre de sus respectivos oxoaniones
Hipo ................. oso
Hipo .................. ito
................. oso
.................. ito
................. ico
.................. ato
Per ................. ico
Per .................. ato



SISTEMAS DE NOMENCLATURAS
Unos cuantos elementos ya se conocían desde antes de Cristo. Otros fueron descubiertos por los alquimistas, y otros entre los siglos XVI y XIX. Desde entonces, para muchos de ellos, sus nombres han perdurado, pero no sus símbolos.
Cuando Mendeleev publicó su trabajo, en 1869, sobre el SISTEMA PERIODICO, sólo se conocían unos setenta elementos. Actualmente en la TABLA PERIÓDICA aparecen ciento dieciocho.
En la época actual la tendencia de la nomenclatura es que el nombre del compuesto diga lo más posible acerca de la constitución de la molécula, de tal modo que dado únicamente ese nombre sea fácil escribir la fórmula correspondiente. Pero, no obstante, aún se respetan y se dan por aceptados en la nomenclatura internacional nombres eminentemente tradicionales, como son amoníaco para el NH3 y agua para el H2O.
FORMULAS Y NORMAS PARA ESCRIBIRLAS
Una fórmula química es una combinación de símbolos y subíndices que indican la constitución elemental y la proporción en que se unen los átomos que forman una sustancia. Las fórmulas están constituidas por los símbolos de los elementos y por subnúmeros que indican el número de átomos de cada elemento que entra en combinación en dicha fórmula. Ellas no solamente son una forma más corta de escribir el nombre de un compuesto o el desarrollo de una reacción química. Las fórmulas químicas son la BASE DE LOS CALCULOS QUÍMICOS.
Para escribir las fórmulas químicas es necesario conocer los símbolos de los elementos que la integran y el número de Valencia del átomo de cada uno de ellos. Se distinguen tres tipos de fórmulas: empíricas, moleculares y estructurales o desarrolladas.
Fórmula Empírica: se forma por la yuxtaposición de los elementos. Estas fórmulas se emplean para representar a los compuestos formados mediante enlaces iónicos.
Ejemplos:
NaCl Cloruro de Sodio
CaF2 Difluoruro de Calcio
SrO Oxido de Estroncio
Fórmula Molecular: expresa el número real de átomos de cada elemento en la molécula; es la fórmula que corresponde a la masa molecular del compuesto. Estas fórmulas se emplean además para representar compuestos formados por un número discreto de moléculas.
Ejemplos:
P4O10 Decaóxido de Tetrafósforo
H4P2O6 Ácido Hipofosfórico
Fórmula Estructural o Desarrollada: es la que muestra la forma en que están enlazados los átomos.
Ejemplos:
KI Yoduro de Potasio
HCl Cloruro de Hidrógeno
Cl2O Oxido de Dicloro
COMO SE NOMBRAN LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
La I.U.P.A.C. “International Union of Pure and Applied Chemestry”, sentó las bases de lo que hoy se conoce como “Nomenclatura Moderna de Química Inorgánica”.
Existen diversos sistemas de nomenclatura: el Sistema Tradicional o Antiguo, el Sistema de Stock y el Sistema Sistemático comúnmente llamado Estequiómetrico (recomendado por la I.U.P.A.C.) Estos sistemas están constituidos por reglas, mediante las cuales se puede asignar un nombre unívoco a cualquier sustancia simple o compuesta.
La principal aspiración de la I.U.P.A.C. ha sido siempre presentar al público Reglas que ofrezcan nombre claros y aceptables para tantos compuestos inorgánicos como sea posible.
El sistema I.U.P.A.C. comprende normas para la nomenclatura de cada uno de los diversos tipos de compuestos inorgánicos y de iones. Por ejemplo: compuestos binarios, ácidos, sales, óxidos e hidróxidos dobles, triples, etc. y compuestos de coordinación.
Entre los compuestos binarios (dos tipos de átomos) se encuentran los óxidos, que son combinaciones binarias formadas con el oxígeno. Las nuevas reglas eliminan la palabra Anhídrido y tienden a eliminar “Hasta Donde Sea Posible” los prefijos “Per” e “Hipo” y los sufijos “Ico” y “Oso”
Veamos como se nombran algunos óxidos de acuerdo con los dos sistemas que recomienda la I.U.P.A.C, que son:
a. El Sistema Stock, y
b. El Sistema Estequiométrico.
Fórmula S. Antiguo S. Stock S. Estequiométrico
Fe2O3 Oxido Férrico Oxido de Hierro Trióxido de Dihierro
CO2 Anhídrido Carbónico Oxido de Carbono Dióxido de Carbono
SO3 Anhídrido Sulfúrico Oxido de Azufre Trióxido de Azufre
N2O4 Anhídrido Nitroso- Oxido de Nitróge- Tetraóxido de Dini-
Nítrico. no. trógeno.
Los hidróxidos se nombran como los óxidos, pero usando primero la palabra “Hidróxido” y después la del metal.
Los Ácidos Binarios, se nombran igual que en la nomenclatura antigua, o sea anteponiendo la palabra “ácido” al elemento electronegativo, el cual termina en le sufijo “Hídrico”. Ejemplo: Ácidos Clorhídrico, Fluorhídrico, Sulfhídrico, Telerhídrico.
Las Sales Binarias; o sea las que provienen de los hidrácidos, se nombran añadiendo la terminación “Uro” al nombre del elemento más electronegativo (según la manera tradicional) es continua de la preposición “De” y luego se nombra el elemento metálico o electropositivo, pero se le añade el número romano correspondiente a su número de valencia.
También se emplea el sistema Estiquiométrico.
Existen otros compuestos binarios como los del hidrógeno, llamados “Hidruros” que siguen las reglas corrientes de las sales, como por ejemplo: LiH (Hidruro de Litio), NaH (Hidruro de Sodio), KH (Hidruro de Potasio), CaH2 (Hidruruo de Calcio) etc.
Los compuestos binarios del hidrógeno se nombran en forma análoga a las combinaciones binarias formadas por dos elementos no metálicos o por un no metal y un metal.
Se cita en primer lugar el nombre, convenientemente modificado, del constituyente más electronegativo (o considerado como tal).
En las combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos F, Cl, Br, I, S, Se, y Te, denominamos hidrácidos, el hidrógeno es el constituyente memos electronegativo. En sus combinaciones con otros no metales (hidruros no metálicos) y con metales (hidruros metálicos) se le considera el constituyente más electronegativo.
También puede citarse entre los compuestos binarios a los “Nitruros” y los “Fosfuros”, en donde los átomos de nitrógeno y de fósforo se combinan con un elemento metálico, como por ejemplo:
Mg3N2 Dinitruro de trimagnesio
Na3P Fosfuro de Trisodio
Ácidos son sustancias que cuando se disuelven en agua producen un aumento en la concentración de iones hidrógeno (H+) que ésta tiene mormalmete.
Los elementos del grupo VII de la Tabla Periódica (halógenos) y algunos del grupo VI se combinan con el hidrógeno formando compuestos de carácter ácido que se conocen con el nombre genérico de hidrácidos. Su nomenclatura consiste de la palabra ácido seguida del nombre latino del elemento que se combina con el hidrógeno, con la terminación HÍDRICO. Ejemplos:
HF Ácido Fluorhídrico
HCl Ácido Clorhídrico
HI Ácido Yodhídrico La gran mayoría de los ácidos, sin embargo, son combinaciones de hidrógeno, oxígeno, y un no meta, por lo cual se generalizan bajo la denominación de oxácidos. La nomenclatura de los oxácidos se compone en dos términos.
Los Ácidos Ternarios y Cuaternarios están formados por tres y cuatro elementos y la regla que se sigue para nombrarlos es parecida a la de los ácidos binarios, primero se escribe el hidrógeno, luego el elemento electropositivo siguiente y por último el elemento electronegativo. Si hay varios constituyentes electronegativos, deben describirse de acuerdo con el orden de Electronegatividad Creciente, hasta donde sea posible.
Como el oxígeno es uno de los elementos que se encuentra la mayoría de las veces en los ácidos ternarios, entonces éstos reciben el nombre de oxiácidos. Si existen dos oxiácidos con diferentes números de átomos de oxígeno, pero formados por los mismos elementos, al que tenga más oxígeno se le nombra “Ico” y al que tenga menos se le nombra “Oso” Como por ejemplo:
H2SO4 (Sulfúrico)
H2SO3 (Sulfuroso)
HNO3 (Nítrico)
HNO2 (Nitroso)
Cuando existen más de dos oxiácidos compuestos por los mismos elementos, se usan raíces “HIPO” (menos) e “HIPER” o “PER” (mayor).
También existe una regla basada en el número de valencia del átomo central, o sea el que se encuentra en medio de los átomos de hidrógeno y de oxígeno del oxiácido. Para nombrar los ácidos se utilizan los prefijos: ORTO, META y PIRO.
Las sales ácidas y básicas se escriben igual que las sales simples, pero a éstas se les antepone el nombre de “Hidrógeno” si la sal es ácida o el de “Hidróxido” si es básica
El informe de la I.U.P.A.C. no acepta que se siga diciendo “Bicarbonato o Bisulfato” porque esto puede introducir confusión debido a que el prefijo latino “Bi”, lo mismo que el griego “Di”, significan duplicación y en estos casos no hay 2 radicales carbonatados ni sulfato en cada molécula, como ocurre con los compuestos NaHCO3 y NA2HPO4.
MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 10. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.
Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.022 x 10átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
1 MOL = 6.022 X 10ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
Ejemplos:
Moles
Átomos
Gramos(Masa atómica)
1 mol de S
6.022 x 10 átomos de S
32.06 g de S
1 mol de Cu
6.022 x 10átomos de Cu
63.55 g de Cu
1 mol de N
6.022 x 10átomos de N
14.01 g de N
1 mol de Hg
6.022 x 10átomos de Hg
200.59 g de Hg
2 moles de K
1.2044 x 10 átomos de K
78.20 g de K
0.5 moles de P
3.0110 x 10átomos de P
15.485 g de P
En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe
(
1 mol 55.85 g
)
= 0.448 moles Fe
La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma
¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
5.00 g Mg
(
1 mol 24.31 g
)
= 0.206 mol Mg
¿Cuál es la masa de 3.01 x 10átomos de sodio (Na)?Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.
3.01 x 1023 átomos Na
(
22.99 g 6.023 x 10átomos
)
= 1.31 x 10 átomos Na
Masa molar de los compuestos.-Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.KOH (hidróxido de potasio)
K
1 x 39.10 =
39.10
O
1 x 16.00 =
16.00
H
1 x 1.01 =
1.01 +

56.11 g
Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu
3 x 63.55 =
190.65
P
2 x 30.97 =
61.04
O
8 x 16 =
128 +


379.69 g
Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al
2 x 26.98 =
53.96
S
3 x 32.06 =
96.18
O
9 x 16 =
144 +


294.14 g
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x10 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
Ejemplos:¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na
1 x 22.99 =
22.99
O
1 x 16.00 =
16.00
H
1 x 1.01 =
1.01 +


40.00 g
La secuencia de conversión sería:
1.00 Kg NaOH
(
1000 g 1 Kg
)
= 1000 g NaOH

1000 g NaOH
(
1 mol 40.00 g
)
= 25.0 mol NaOH
¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?Calculamos la masa molar del H2O.
H
2 x 1.01 =
2.02
O
1 x 16 =
16 +


18.02 g

5.00 mol H2O
(
18.02 g 1 mol
)
= 90.1 g H2O
¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?Calculamos la masa molar del HCl.
H
1 x 1.01 =
1.01
Cl
1 x 35.45 =
35.45 +


36.46 g

25.0 g HCl
(
6.022 x 1023 moléculas 36.46 g
)
= 4.13 x 10 moléculas HCl

COMPOSICIÓN PORCENTUALEs el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
% A =
masa total del elemento A masa molar del compuesto
X 100
Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni
2 x 58.69 =
117.38
C
3 x 12.01 =
36.03
O
9 x 16 =
144 +


297.41 g
2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
% Ni =
117.38297.41
x 100
= 39.47%

% C =
36.03297.41
x 100
= 12.11%

% O =
144297.41
x 100
= 48.42 %
Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:
39.47 +
12.11 +
48.42
= 100
FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.
Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.
Ejemplos:
Compuesto
Fórmula molecular
Fórmula empírica
Acetileno
C2H2
CH
Benceno
C6H6
CH
Formaldehído
CH2O
CH2O
Ácido acético
C2H4O2
CH2O
Glucosa
C6H12O6
CH2O
Dióxido de carbono
CO2
CO2
Hidrazina
N2H4
NH2
A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.
Ejemplo:El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
PASO 1Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay


14.3 g de H

85.7 g de C


PASO 2Convertir los gramos a moles.

14.3 g H
(
1 mol de H 1.01 g H
)
=14.16 mol H

85.7 g de C
(
1 mol de C12.01 g C
)
=7.14 mol C

PASO 3Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H
14.6 7.14
= 2.04

C
7.147.14
= 1.0
Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.
FÓRMULA EMPÍRICA: CH2
PASO 4Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.
Fórmula empírica CH2
C 1 x 12.01 =
12.01


n =
42.00 14.03
= 2.99 3
H 2 x 1.01 =
2.02 +



14.03


FÓRMULA MOLECULAR: C3H6
Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.
Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.
2.233 g Fe
(
1 mol Fe 55.85 g Fe
)
= 0.0399 0.04mol Fe

32.06 g S
(
1.926 g S1 mol S
)
= 0.06 mol S

PASO 3

Fe
0.04 0.04
= 1

S
0.06 0.04
= 1.5
Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2. A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
Fracción decimal
Multiplicar por
0.5
2
0.3
3
0.25
4
En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento.
Fe 1 x 2 = 2
S 1.5 x 2 = 3
FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3
PASO 4
Fe2S3
Fe
2 x 55.85 =
111.7
S
3 x 32.06 =
96.18 +


207.88 g

n =
208 207.88
=1
I.- Ecuaciones Químicas:
Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:
A + BC ® AB + C
Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:
2 Mg + O2 ® 2 MgO
Reactantes Producto
Significado de las ecuaciones químicas:
a. Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio
b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.
En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .
Características de las Ecuaciones Químicas:
o Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.
o Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.
o El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.
II.- Reacciones Químicas:
Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.
También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen.
Características o Evidencias de una Reacción Química:
o Formación de precipitados.
o Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.
o Desprendimiento de luz y de energía.
Reglas:
o En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)
o No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente.
o No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos.
Ej. :
Na3N + 3H2O ® 3 NaOH + NH3
Tipos de Reacciones Químicas:
A. De acuerdo a las sustancias reaccionantes:
o Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular:
Ej. :
§ Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:
Ej. :
§ Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.
§ Reacciones de simple sustitución:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :
.
§ Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:
Ej. :
§ Reacciones Reversibles:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.
Ej. :
§ Reacciones Irreversibles:
Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.
Ej. :
Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.
B. De acuerdo a su energía:
En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.
§ Reacciones Exotérmicas:
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.
Ej. :
§ Reacciones Endotérmicas:
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.
Ej. :
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:
§ En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
§ En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:
§ En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
§ En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

Vocabulario

1- expresiones: Una expresión regular, a menudo llamada también patrón, es una expresión que describe un conjunto de cadenas sin enumerar sus elementos.

2- Berilio: Elemento químico de núm. atóm. 4. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra en el berilo y la esmeralda. Es ligero, duro, no corrosible, de color.
3-Masa atómica: Medida promedio de la masa del átomo de un elemento, usualmente expresada en unidades de masa atómica. La masa atómica ofrecida en las Tablas periódicas es una medida ponderada de las masas de los isótopos a partir de su abundancia relativa.
4- isótopos: Átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes números de masa.
5- Química: es la ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia a partir de su composición atómica, formando diferentes substancias.
6- La radiación gamma (γ: es un tipo de radiación electromagnética producida generalmente por elementos radiactivos, procesos subatómicos como la aniquilación de un par positrón-electrón. Este tipo de radiación tan energética también es producida en fenómenos astrofísicos de gran violencia
7- Radioisótopos: son isótopos radioactivos.

8- Electromagnetismo: es la parte de la física que estudia los campos electromagnéticos, sus interacciones con la materia, y en general la electricidad y el magnetismo.
9- principios: Verdad o idea que sirve de máxima orientadora de conducta aceptada, compartida y aplicada por todos los miembros de la organización.
10- cambios físicos: es pasar de un estado físico a otro sin que cambie su composición (liquido, solidó, gaseoso).
11- Fusión: cambiar del estado sólido al líquido.
12- Sublimación: cambiar del estado sólido al gaseoso.
13- solidificación: cambiar del estado líquido a sólido.
14- Átomo: En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
15- Núcleo celular: El núcleo celular es una estructura característica de las células eucariotas. Contiene la mayor parte del material genético celular, organizado en cromosomas, basados cada uno en una hebra de ADN con acompañamiento de una gran variedad de proteínas, como las histonas. Los genes que se localizan en estos cromosomas constituyen el genoma nuclear de la célula eucariótica, donde se encuentran otros genomas, propio de algunos orgánulos de origen endosimbiótico. La función del núcleo es mantener la integridad de estos genes y controlar las actividades celulares a través de la expresión génica.
16- Magnesio: El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de 17- Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. El ion Magnesio es esencial para todas las células vivas. El metal puro no se encuentra en la naturaleza. Una vez producido a partir de las sales de magnesio, este metal alcalino-térreo es utilizado como un elemento de aleación
18- Suspensión: Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido en polvo (soluto) o pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (dispersante o dispersora).
19- presión : Presión, en física es la medida de la fuerza sobre unidad de superficie. Cuya formula es Presión =Fuerza/Área
20- Ebullición: Es el estado en el que una molécula o grupo de ellas alcanza la energía suficiente como para superar la presión que hay en el medio circundante.
21- Grado :Se representa con el símbolo o. Existen varias escalas:* Grado sexagesimal: La circunferencia completa tiene 360 grados sexagesimales.* Grado centesimal: La circunferencia completa tiene 400 grados centesimales.
22- Movilidad: movimiento.
23- Una emulsión: es una mezcla estable y homogénea de dos líquidos que normalmente no pueden mezclarse.
24- La espuma: es una capa de líquido globular enclaustrando vapor o gas.
25- solidificación: cambiar del estado líquido a sólido.
26- Evaporación: cambiar del estado líquido a gaseoso.
27- Condensación: cambiar del estado gaseoso a líquido.
28- sublimación regresiva: cambiar del estado gaseoso al sólido.
29- Energía: habilidad de efectuar un trabajo, donde el trabajo es definido como mover una masa a través de un espacio.
30- Materia: Todo aquello que tiene masa y volumen.
31- Energía cinética: energía que posee un cuerpo en movimiento. Es proporcional a su masa y al cuadrado de su velocidad.
32- Tenacidad: La tenacidad describe el modo en que una sustancia reacciona al ser penetrada por un objeto duro y puntiagudo.
33- Fractura: Fractura es la separación bajo presión en dos o más piezas de un cuerpo sólido.
34- Dureza: Es la presencia de sales de calcio y magnesio en el agua. La dureza disminuye la capacidad del jabón de producir espuma. Una alta dureza causa problemas de incrustación en calderas y tuberias e interfiere en procesos de purificación por osmosis inversa.
35- La exfoliación es la tendencia de un mineral a romperse a lo largo de planos con enlaces débiles.
36- La espuma: es una capa de líquido globular enclaustrando vapor o gas.
37- Un gel: es un sistema coloidal donde la fase continua es sólida y la discontinua es líquida.
38- compuesto: es una sustancia formada por la unión de 2 o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija.
39- Binarios: Son aquellos que tienen 2 elementos; destacan el Ácido, Óxido anhídrido, Sal(Na Cl), Peróxido, Hidruro.
40- Terciarios: Son aquellos que tienen 3 elementos; destacan Orto, Meta, Piro.
41- Energía cinética: energía que posee un cuerpo en movimiento. Es proporcional a su masa y al cuadrado de su velocidad.
42- Energía potencial: Es aquella que poseen los cuerpos que están en reposo y depende de su posición en el espacio (altura).
43- átomo: componente más pequeño de un elemento químico que retiene las propiedades asociadas con ese elemento. Los átomos están compuestos de protones, neutrones y electrones; el número de protones determina la identidad del elemento.
44- Molécula: Una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes, de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula.
45- elementos: Elementos, condiciones o factores que facilitan o inciden en el proceso de decisiones que afectan o impactan a lo colectivo.
46- Partículas: Normalmente se refieren a sólidos de tamaño lo suficientemente grande para poder ser eliminados por una filtración.
47- Cesio: Elemento químico de núm. atóm. 55. Metal alcalino, escaso en la corteza terrestre, se encuentra en aguas minerales y en las cenizas de algunas plantas.

48- Calcio. Elemento químico de núm. atóm. 20. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra principalmente en forma de carbonato, como la calcita, o de sulfato, como el yeso, y es un componente esencial de huesos, dientes, caparazones, arrecifes coralinos y estructuras vegetales.

49- Magnesio. Elemento químico de núm. atóm. 12. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la magnesita, el talco, la serpentina y, en forma de cloruro, en el agua de mar, y entra en la composición de sustancias importantes en los vegetales, como las clorofilas.

50- Hierro: Elemento químico de núm. atóm. 26. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la hematites, la magnetita y la limonita, y entra en la composición de sustancias importantes en los seres vivos, como las hemoglobinas.
oxígeno. Elemento químico de núm. atóm. 8. Muy abundante en la corteza terrestre, constituye casi una quinta parte del aire atmosférico en su forma molecular O2

51- Francio. Elemento químico de núm. atóm. 87. Metal alcalino raro en la corteza terrestre, posee el equivalente químico más elevado de todos los elementos y todos sus isotopos son inestables.

52- Aluminio: Elemento químico de núm. atóm. 13. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en el caolín, la arcilla, la alúmina y la bauxita.

53- Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.


54- Hidróxido: Compuesto formado por la unión de un elemento o un radical con el anión OH-.

55- Carbonato: Sal del ácido carbónico con una base.

56- Bicarbonato: Sal ácida del ácido carbónico.
57- Einstenio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Es y su número atómico es 99. Fue llamado así en honor de Albert Einstein, se descubrió en diciembre de 1952 en los restos de la primera explosión termonuclear en el Pacífico, realizada un mes antes, por el equipo de investigadores formado por G.R. Choppin, A. Ghiorso, B.G. Harvey y C.G. Thompson.
58- Estaño: es un elemento químico de número atómico 50 situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Sn
59- Estroncio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y su número atómico es 38.
60- Europio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Eu y su número atómico es 63. Es usado para obtener el color rojo en las pantallas CRT. Debe su nombre al continente europeo, al igual que el americio a América.
61- fermio: es un elemento químico radiactivo creado artificialmente cuyo número atómico es 100 de símbolo, Fm. Existen 16 isótopos conocidos siendo el 257Fm el más estable con un periodo de semidesintegración de 100,5 días. El fermio es uno de los elementos transuránicos del grupo de los actínidos del sistema periódico. El elemento fue aislado en 1952, a partir de los restos de una explosión de bomba de hidrógeno, por el químico estadounidense Albert Ghiorso y sus colegas. Más tarde el fermio fue preparado sintéticamente en un reactor nuclear bombardeando plutonio con neutrones, y en un ciclotrón bombardeando uranio 238 con iones de nitrógeno. Se han obtenido isótopos con números másicos desde 242 a 259; el fermio 257, que es el que tiene una vida más larga, tiene una vida media de 80 días. Al elemento se le dio el nombre de fermio en 1955, en honor al físico nuclear estadounidense de origen italiano Enrico Fermi. El fermio no tiene aplicaciones industriales.
62- Gadolinio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Gd y su número atómico es 64.
63- Galio: es un elemento químico de la tabla periódica de número atómico 31 y símbolo Ga.
64- Germanio: es un elemento químico con número atómico 32, y símbolo Ge perteneciente al grupo 14 de la tabla periódica de los elementos.
65- Hafnio: es un elemento químico de número atómico 72 que se encuentra en el grupo 4 de la tabla periodica de elementos.
66- Hassio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Hs y su número atómico es 108. Su isótopo más estable es el Hs-269, que tiene un periodo de semidesintegración de 9.7 segundos.
67- Holmio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ho y su número atómico es 67.
68- Radio: Elemento químico radiactivo de núm. atóm. 88. Metal raro en la corteza terrestre, se encuentra acompañando a los minerales de uranio, elemento del que procede por desintegración.

69- Cobalto: Elemento químico de núm. atóm. 27. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra muy diseminado en diversos minerales, en forma de sulfuros y arseniuros. De color gris o blanco rojizo, se parece al hierro en muchas propiedades.

70- Cúprico: Se dice de los compuestos de cobre bivalente.

71- Amonio: Radical monovalente formado por un átomo de nitrógeno y cuatro de hidrógeno, y que en sus combinaciones tiene semejanzas con los metales alcalinos. □ V. nitrato de ~.

72- El actinio es un elemento químico de símbolo Ac y número atómico 89. Es una de las tierras raras y da nombre a una de la series, la de los actínidos

73- El americio es un elemento químico de número atómico 95 situado dentro del grupo de los actínidos en la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Am. Todos sus isótopos son radiactivos. Su nombre proviene de América, de forma análoga al europio.
El argón: es un elemento químico de número atómico 18 y símbolo Ar. Es el tercero de los gases nobles, incoloros e inertes como ellos, constituye en torno al 1% del aire. Del griego Argos que significa inerte.

74- El arsénico es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es As y el número atómico es 33. En la tabla periódica de los elementos se encuentra en el quinto grupo principal. Arsénico se presente raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los metaloides, ya que según la modificación muestra propiedades metálicas y propiedades no metálicas.


75- Número atómico: el número atómico indica el número de protones en la cortaza de un átomo. El número atómico es un concepto importante de la química y de la mecánica cuántica.El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. Cuando un átomo es generalmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo. Los átomos que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el número atómico.
76- Masa atómica: el nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). Cada isótopo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un isótopo indica el número de neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La masa atómica indica el número partículas en la corteza de un átomo; esto quiere decir los protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento es una media ponderada de las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en la naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un elemento.78- La electronegatividad: mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo.
79- La escala de Pauling: es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala en 1932.80.Electrolito:Sustancia que, al disolverse en agua, produce una disolución que puede conducir la electricidad.
80- Electrón:Partícula atómica con carga negativa que rodea al núcleo del átomo.
81- Electronegatividad:Capacidad de los átomos para atraer los electrones de enlace hacia sí.
82- Elemento químico :Sustancia pura constituida por una sola clase de átomos. Se representa mediante símbolos.
83- Enlace coordinado: Enlace covalente en el cual el par de enlaces se visualiza como aportado por una sola de las especies que lo comparten la otra se comporta como aceptor de electrones
84- Enlace covalente: Fuerza que mantiene unido a dos o más átomos compartiendo sus electrones
85- Enlace covalente apolar: Enlace formado por átomos iguales donde no existe centros de carga positivos y negativos, ya que ambos átomos al ser iguales atraen con la misma fuerza a los electrones hacia sí.
86- Enlace covalente polar:Enlace formado por átomos distintos que generan centros de carga positiva y negativa como consecuencia de la distinta atracción de electrones por su núcleo.
87- Enlace de Hidrógeno:Es una asociación molecular en la que existe una atracción dipolo –dipolo entre moléculas que poseen un átomo de H unido a O, N ó F.
88- Enlace doble: Enlace covalente en el que dos átomos enlazados comparten cuatro electrones.
89- Enlace iónico:Fuerza que mantiene unido al anión y al catión.
90- Bicarbonato: Sal ácida del ácido carbónico.

91- Masa: Magnitud física que expresa la cantidad de materia que contiene un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo (kg).

92. Configuración electrónica: En química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

93. Átomo: Es la menor porción de un elemento la cual no tiene carga eléctrica, y puede entrar en combinaciones químicas.

94. Valencia: La valencia atómica, o valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos por un átomo en un enlace iónico o covalente. La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, el estado de oxidación.
95. Electrón: Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10 -19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10 -28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
96. Protón: El protón es un barión formado por dos quarks up y un quark down. Su carga eléctrica es de una unidad positiva (inversa a la del electrón). Constituye el núcleo atómico del hidrógeno, H+. Forma junto con neutrones los núcleos atómicos de la materia conocida.
97. Neutron: Partícula masiva sin carga eléctrica.

98. Litio: Elemento químico de núm. atóm. 3. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra disperso en ciertas rocas y muy poco denso.

99. Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.

100- Potasio: Elemento químico de núm. atóm. 19. Metal muy abundante en la corteza terrestre; se encuentra en forma de sales, generalmente silicatos, en muchos minerales y en el agua del mar.
101.Enlace iónico:Fuerza que mantiene unido al anión y al catión.
102.Enlace químico :Fuerza que mantiene unido a los átomos.
103.Enlace simple: Enlace covalente en el que dos átomos unidos comparten dos electrones.
104.Estructura molecular: Forma en que están acomodados y enlazados los átomos de una molécula.
105.Grupo de la Tabla Periódica: Columna vertical de elementos en la tabla periódica, indica la cantidad de electrones que existen en el ultimo nivel de energía. Los elementos de un grupo de terminado poseen propiedades similares.
106.Hidrocarburos:Compuestos orgánicos formados únicamente por carbono e hidrógeno.
107.Hidrocarburos insaturados:Hidrocarburos formados por moléculas que contienen enlaces dobles carbono-carbono.
108.Hidrocarburos saturados:Hidrocarburos formado por moléculas que contienen enlaces simples carbono–carbono.
109.Hidrólisis: Es un proceso mediante el cual se descompone el agua en sus elementos constituyentes hidrógeno y oxígeno, por acción de la corriente eléctrica, o se rompe una molécula por la acción del agua.
110.Hidróxidos: Compuestos formados por un metal y el ión hidroxilo ( OH-).
111.Ión: Átomo o molécula cargada que ha perdido o ganado electrones
112- El potencial estándar: es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con respecto al cero. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de oxidación. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. El potencial estándar de los electrones se expresa en voltios (V), mediante el símbolo V0.
113.Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que participan en el enlace.
114.Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados en el enlace químico.
115.Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de átomos ó moléculas.
116.Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o moléculas.
117.Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que se unen.
118Enlace enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su .pi, densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos que están unidos.
119.Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados.
120.Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para describir el enlace en una molécula o ion.
121.Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
122.Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos.
123.Ión: Átomo o molécula cargada que ha perdido o ganado electrones
124.Molécula: Unión de 2 o más átomos que pueden ser iguales o distintos Ej. H2 y H2O.
125. Cadmio: es un elemento químico de número atómico 48 situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cd. Es un metal pesado, blanco azulado, relativamente poco abundante. Es uno de los metales más tóxicos, aunque podría ser un elemento químico esencial, necesario en muy pequeñas cantidades, pero esto no está claro.
126. Californio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es el Cf y su número atómico es 98. Se utiliza en radiografías, detectores de metales y en curas contra el cáncer
127. Cerio: es uno de los 14 elementos químicos que siguen al lantano en la tabla periódica, denominados por ello lantánidos.
128. Zinc: es un elemento químico de número atómico 30 y símbolo Zn situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos.
129. Cloro: es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.
130. Curio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Cm y su número atómico es 96. Se produce bombardeando plutonio con partículas alfa (iones de helio). Fue sintetizado por primera vez en la Universidad de California, Berkeley y también por Glenn T. Seaborg, Ralph A. James y Albert Ghiorso en 1944. Se eligió el nombre curio en honor a Marie Curie y su marido Pierre, famosos por descubrir el radio y por otros importantes trabajos sobre radiactividad.
131. Darmstadtio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ds y su número atómico es 110, haciéndolo uno de los átomos súper pesados. Es un elemento sintético que decae rápidamente; sus isótopos de masa 267 a 273 tienen periodos de semidesintegración del orden de los microsegundos. Sin embargo, isótopos más pesados de masa 279 y 281 han sido sintetizados recientemente, los cuales son más estables con periodos de semidesintegración de 180 milisegundos y 11,1 segundos, respectivamente. Debido a su presencia en el grupo 10 se cree que este elemento puede ser un metal sólido brillante.
132. Disprosio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Dy y su número atómico es 66.
133. Einstenio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Es y su número atómico es 99. Fue llamado así en honor de Albert Einstein, se descubrió en diciembre de 1952 en los restos de la primera explosión termonuclear en el Pacífico, realizada un mes antes, por el equipo de investigadores formado por G.R. Choppin, A. Ghiorso, B.G. Harvey y C.G. Thompson.

Tiras cómicas