QUIMICA

INORGÁNICA

Gladys Giselle Suarez Méndez

Luis Fernando Hernández Chico

En nomenclatura química, el conjunto de reglas pre-establecidas inter-

nacionalmente y que debieran asignar nombres unívocos a las sustan-

cias, es decir un solo nombre para una sustancia y una sola sustancia

para un nombre.

Principales funciones químicas inorgánicas

Óxidos básicos

Óxidos ácidos

Hidruros

Hidróxidos

Oxiácidos

Hidrácidos

Oxisales

Sales haloideas

La fórmula química es la representación convencional de los elementos

que forman un compuesto o molécula.

NOMENCLATURA

Principales nomenclaturas que se usan para nombrar los compuestos

químicos inorgánicos:

Hay tres tipos de nomenclatura: La Tradicional, la Stock (la más utilizada) y la

Sistemática o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Aspecto funda-

mental

Nomenclatura sis-

temática

Nomencla-

tura Stock

Nomenclatura Tra-

dicional

Nombre Óxido Óxido de... Óxido

Prefijo Mono 1 Hexa 6

Di 2 Hepta 7

Tri 3 Octa 8

Tetra 4 Nona 9

Pemta5 Deca 10

1-2 val. Hipo __ oso

3-4 val.

__ __ oso

5-6 val.

__ __ ico

7 o + val.

Per __ ico

Valencia del ele-

mento

Se enuncia el número

de átomos, mono, di,

tri…

(subíndice).

En números

romas y en-

tre parénte-

sis, se coloca

el número de

oxidación o

valencia.

Sufijos:

Oso: menor valencia

Ico: mayor valencia.

Ejemplos Monóxido de carbono,

pentóxido de diarsenico,

bióxido de plomo, dihi-

dróxido de mercurio.

Cloruro de

hierro (III),

óxido de cobre

(I), sulfato de

oro (III), hidró-

xido de plomo

(IV).

Anhídrido hipocloroso,

anhídrido cloroso, an-

hídrido clórico, anhídrido per-

clórico

OXIDOS

Un Óxido es un compuesto inorgánico que se forma al unir algún elemento químico

con Oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos.

Un Óxido es básico si el elemento químico que se junta con el Oxígeno (O) Y un me-

tal.

Un Óxido es Ácido si el elemento químico que se junta con el oxígeno es un no me-

tal.

Fórmula

Nomenclatura

Tradicional

Nomenclatura Stock

Nomenclatura

Sistemática

(Prefijos griegos)

N3 + O2

N2O3

Oxido Nitroso Óxido de Nitrógeno

(III) Trióxido dinitrógeno

Na1 + O2

Na2O

Oxido de sodio Monóxido disodio Oxido de Sodio (I)

Cr6 + O2

CrO3

Oxido Crómico Oxido de Cromo (VI) Trióxido de Cromo

ANHÍDRIDOS

Los Anhídridos también llamados óxidos no metálicos u óxidos ácidos son

compuestos que están formados en su estructura por un no metal y oxígeno.

Ejemplo: Cl2O7

El número de oxidación del oxígeno es -2 y el número de oxidación del cloro

es +7 recuerda que al cruzarlo quedan como subíndices y sin el signo .

OBTENCIÓN DE ANHÍDRIDOS

Los anhídridos se obtienen al combinar un no metal con el oxígeno

NO METAL + OXÍGENO ---------> ANHÍDRIDOS

Cl2+7 + O2

-2 ---------> Cl2 O7

Cl2+5 + O2

-2 ---------> Cl2 O5

S+6 + O2-2 ---------> SO3

S+4 + O2-2 ---------> SO2

Formula Nomenclatura

Tradicional

Nomenclatura

Sistemática

(Prefijos Griegos)

Nomenclatura de

Stock

I1 + O2

l2O

Anhídrido Hipo-

yodoso

Monóxido diyodo Anhidrido de yo-

do (I)

S4 + O2

SO2

Anhdrido sulfu-

roso

Tetroxido de

azufre

Anhidrido de

asufre (IV)

N5 + O2

N2O5

Anhidrido nitrico Pentaoxido de

nitrogeno

Anhidrido de ni-

trógeno (V)

Ejemplos de anhídridos:

HIDROXIDOS

Son compuestos ternarios que contienen un elemento metálico y tantas

agrupaciones OH (hidróxido) como el número de oxidación que manifieste el

metal. Con más propiedad se podrían definir como combinaciones entre ca-

tiones metálicos y aniones OH-.

¿Cómo se nombran?

Según la nomenclatura de Stock se nombran con las palabras “hidróxido de”

seguido del nombre del metal y entre paréntesis el número de oxidación, en

números romanos, en el caso de que tenga más de uno.

Hidróxido de METAL(N)

Si nos dan la Fórmula:

El número de oxidación del metal es igual al número de iones OH-.

Si nos dan el nombre

Formula Nomenclatura tra-

dicional

Nomenclatura de

stock

Pb2 + OH1

PbOH2

Hidróxido Plumbo-

so

Hidróxido de Plo-

mo (II)

Pd4 + OH1

Pd(OH)4

Hidróxido Paladico Hidróxido de Pala-

dio (IV)

Os8 + OH1

Os(OH)8

Hidróxido Peros-

mico

Hidróxido de osmio

(VIII)

Ejemplos de Hidróxidos:

HIDRUROS

Son combinaciones binarias del hidrógeno con los metales, en las que el H

tiene número de oxidación -1.

Los hidruros de los grupos 1 y 2 tienen un carácter iónico más acentuado

que los de los grupos 13 y 14, que se caracterizan por poseer un carácter

covalente importante. Pero a efectos de nomenclatura los nombraremos

igual, excepto el hidruro de boro que por su carácter no metálico lo nom-

braremos dentro de los compuestos de H + no metal.

¿Cómo se nombran?

Se nombran con las palabras “hidruro de” y el nombre del metal. El

número de hidrógenos coincide con el número de oxidación del metal.

Hidruro de METAL

Si nos dan la fórmula:

Se nombra con la palabra hidruro y el nombre del metal.

Si nos dan el nombre

Una sal ox(o)ácida, oxosal u oxisal es el resultado de la combinación de

un hidróxido con un ácido oxácido, aunque también se pueden formar de

una manera más simple por la combinación de un metal y un radical.

Fórmula

Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura Stock

Mn(OH)2 + H2SO3 →

MnSO3+2H2O Sulfito de Manganeso Sulfito de Manganeso II

Co(OH)+2

+ H2SiO3-2

→

CoSiO3+H2O Silicato Cobaltoso Silicato de Cobalto II

ÁCIDOS

Un ácido es una sustancia que, en disolu-

ción, incrementa la concentración de iones de hidrógeno. En com-

binación con las bases, un ácido permite formar sales.

ÁCIDOS: OXIÁCIDOS.

Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtie-

nen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de

agua (H2O).

Su fórmula general es:

Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.

Ejemplos:

F2O + H2O = H2F2O2 = HFO

SO3 + H2O = H2SO4

Ejemplos ácidos: oxiácidos

Formula Nomenclatura tra-

dicional

Nomenclatura de

stock

I2O + H2O -> H2I2O2 -> HIO =

-Acido Hipoyodoso

-Acido de Yodo (I)

I2O5 + H2O -> H2I2O6 -> HIO3 =

-Acido Yódico

-Acido de Yodo (V)

I2O7 + H2O -> H2I2O8 -> HIO4 =

-Acido Peryodico

-Acido de Yodo (VII)

HIDRÁCIDOS

Son combinaciones del hidrógeno con los Calcógenos (grupo 16) y

los Halógenos (grupo 17).

El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, y son los únicos compuestos

binarios de hidrógeno donde el hidrógeno se formula a la izquierda.

¿Cómo se nombran?

Se nombra el no metal terminado en “-uro” seguido de “de” y la palabra

“hidrógeno”.

NOMETAL-uro de hidrógeno

Estos compuestos se denominan Hidrácidos por la propiedad de que al disolverlos

en agua dan disoluciones ácidas, es decir, ceden hidrógeno con facilidad. Se hace

notar esta circunstancia con el subíndice (aq) que indica disolución acuosa.

En este caso se nombra con la palabra "ácido" y el nombre del no metal termi-

nado en -hídrico.

Ácido NOMETAL-hídrico

Si nos dan la fórmula

En la fórmula: Se nombra el no metal terminado en “-uro”.

En la fórmula: Si están en disolución acuosa se nombra como "ácido" y el nombre

del no metal terminado en -hídrico.

Ejemplos de hidrácidos

Formula Nomenclatura tra-

dicional

Nomenclatura de

stock

HI + Ni(OH)2 -> NiI2 + H2O =

Yodruro Niqueloso

HI + Ni(OH)3 -> NiI3 + H2O =

Yodruro Niquelico

Hf + Al(OH)3 -> AlF3 + H2O =

Fluoruro de Aluminio

H2S + Mn(OH)7 -> Mn2S7 + H2O =

Sulfuro Permanganico

OXÍSALES

Son los derivados de sustituir todos los hidrógenos, o parte de ellos como

en las sales ácidas, de los oxácidos por cationes metálicos como el Na+, o

no metálicos como el NH4+ (amonio). Cuando se sustituyen todos los hidró-

genos se forman las sales neutras y cuando sólo se sustituye alguno de los

hidrógenos las sales ácidas.

¿Cómo se nombran?

Nomenclatura tradicional.

Para su formulación se siguen las mismas reglas que para los ácidos de los

que provienen pero cambiando las terminaciones y manteniendo los prefi-

jos. Para los números de oxidación bajos la terminación -OSO cambia por

la de -ITO, y para los números de oxidación altos la terminación -ICO

cambia por la de -ATO.

Número de oxidación Ácido anión

Más alto

Alto

Bajo

Más bajo

per- -ico

-ico

-oso

hipo- -oso

per- -ato

-ato

-ito

hipo- -ito

Si nos dan la fórmula

En la fórmula: Na2SO4

Si nos dan el nombre

En el nombre: Nitrato de calcio

Catión Anión Fórmula

Bromato de cal-cio

Ca+2

BrO3-

Ca(BrO3)2

Hipoclorito de sodio

Na+

ClO-

NaClO

Sulfato de alu-minio

Al+3

SO4-2

Al2(SO4)3

Fosfato de mag-nesio

Mg+2

PO4-3

Mg3(PO4)2

Nitrato de hierro(III)

Fe+3

NO3-

Fe(NO3)3

Ecuación Química

Reactivos Productos

Produce

Mas, reacciona, agrega, y Gas libera

Reversible Precipita

Se descompone y produce

(g) Gaseoso

(S) Solido

(l) Liquido

(ac) Solución acuosa disuelta en agua

SIMBOLOGIA

pt

Electricidad Catalizador

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustan-

cias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al

inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan

de la transformación. En una ecuación química que describe una

reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos,

se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha, se

escriben los productos, igualmente simbolizados.

Ecuación Química: representa la transformación de sustancias.

Reactante(s) Producto(s)

REACCIONES DE SÍNTESIS O

COMPOSICIÓN

En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, re-

sultando en un solo producto.

Ejemplo:

Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno.

Solución:

Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario corres-

pondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de

aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)

Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustan-

cias para formar un solo compuesto.

A + B à C

(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)

Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos

o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor

o la electricidad.

Ejemplo:

Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de

mercurio (II).

Solución:

Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este

caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio

y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g)

REACCIONES DE DESCOM-

POSICIÓN O ANÁLISIS

Síntesis Química: Descomposición Química: la forma-

ción de dos o mas sustancias a partir de un solo compues-

to.

A á B+C

(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)

Ejemplo 1:

Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de co-

bre (II).

Solución:

El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reem-

plazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el

cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La

ecuación que representa la reacción es la siguiente:

Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)

REACCIONES DE DESPLA-

ZAMIENTO O SUSTITUCIÓN

SENCILLA

Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de

otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los meta-

les reemplazan metales) y los no metales reemplazan no metales.

Desplazamiento Químico: un elemento remplaza a

otro similar y menos activo en un compuesto.

AB + C á CB + A o AB + C á B

(Donde C es un elemento mas activo que un metal A o un

no metal B)

Doble Desplazamiento Químico: los reactantes in-

tercambian átomos – el catión de uno se combina con el

anión del otro y viceversa.

AB + CD à AD + CB

REACCIONES DE DOBLE

DESPLAZAMIENTO O INTER-

CAMBIO

Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión)

de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro

y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los

reactantes.

Solución:

En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando

cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata,

formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la

reacción es la siguiente:

AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (ac)

REACCIONES DE

NEUTRALIZACIÓN

Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su

particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los

productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión

de la base y el anión del ácido.

Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de

sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.

La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)

Ejemplo 1:

Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glu-

cosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).

Solución:

En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxí-

geno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxi-

do de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

C6H12O6 + O2 à H2O + CO2

REACCIONES

DE COMBUSTIÓN

Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un

compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con

el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como pro-

ductos de la reacción y liberando grandes cantidades de ener-

gía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida,

ya que la respiración celular es una de ellas.

Combustión: un hidrocarburo orgánico reaccio-

na con el oxígeno para producir agua y dióxido

de carbono.

hidrocarburo + O2 à H2O + CO2

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción quími-

ca. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactan-

tes) y las sustancias que se originan (llamadas productos). La ecuación

química ayuda a visualizar los reactivos que son los que tendrán una reac-

ción química y el producto, que es la sustancia que se obtiene de este pro-

ceso. Además se puede ubicar los símbolos químicos de cada uno de

los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder ba-

lancearlos con mayor facilidad.

Balanceo por métodos como:

-Tanteo

-Redox

-Algebraico

Reactivos son aquellos componentes que reaccionan entre si para formar

los productos.

Por ejemplo en la siguiente reacción de neutralización:

H2SO4 + 2KOH ----------------> K2SO4 + 2H2O

Reactivos: Acido sulfúrico e hidróxido de potasio

Productos: sulfato de potasio y agua

ECUACIONES QUÍMICAS

BALANCEO POR TANTEO Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de

átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la fina-

lidad de cumplir la ley de conservación de la masa.

Ejemplo:

Al(OH)3 + H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O

Primero balanceamos el metal aluminio:

2 Al(OH)3 + H2SO4 ->Al2(SO4)3 + H2O

Luego seguimos con el azufre:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 -> Al2(SO4)3 + H2O

Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balan-

ceado automáticamente:

METODO DE REDOX

(REDUCCION –OXIDACIÓN) Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ga-

nancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía

(presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemen-

to se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

Ejemplo:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxi-

da y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo ele-

mento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los sub-

índices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspon-

diente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mí-

nima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente ma-

nera:)

MÉTODO ALGEBRAICO

Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo,

sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El méto-

do algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes este-

queométricos.

a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e H2O

a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada ele-

mento presentes en reactivos y productos.

Mn: a = c

O: 2 a = e

H: b = 2 e

Cl: b = 2 c + 2 d

Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por

ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c

2 . 1 = 2 = e e =2

2 . 2 = 4 = b b=4

ESTEQUIOMETRIA

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos

como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos

de 12C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la deter-

minación de las masas de combinación de las substancias en una reac-

ción química, hace referencia al número relativo de átomos de varios

elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta

útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se

puede definir como la parte de la Química que trata sobre las relacio-

nes cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones

químicas.

Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes1 (o tam-

bién conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de

una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de

la teoría atómica. La estequiometría es la ciencia que mide las propor-

ciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos

que están implicados.

Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 –

2 / 2 = 1

d=1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:

Mn 1átomo en reactivos y productos

O 2 átomos en reactivos y productos

H 4 átomos en reactivos y productos

Cl 4 átomos en reactivos y productos

ENTALPIA

Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], ‘agregar calor’; ‘calentar’) es

una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula,

cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida

o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía

que un sistema intercambia con su entorno.

1. Ecuación química

2. Balancear

3. (-) Exotérmica (+) Endotérmica

ΔH = ΔProductos - ΔReactantes

Ejemplo: En las tablas encontramos que ΔHf0(CO) = -111 kJ/mol, esto

indica que ΔH para la reacción:

C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol

Por combinación de las ΔHf0 podemos determinar entalpías de reac-

ción de otras reacciones distintas, puesto que la entalpía es una función

de estado (sólo depende de los estados inicial y final, no del camino re-

corrido)

La ΔH de la reacción CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:

ΔH0 = ΔProductos - ΔReactantes = ΔHf0(CO2) - ΔHf

0(CO) = -283 kJ/mol

ENTROPIA

Uno de los soportes fundamentales de la Segunda Ley de la Termodi-

námica es la función denominada entropía que sirve para medir el

grado de desorden dentro de un proceso y permite distinguir la ener-

gía útil, que es la que se convierte en su totalidad en trabajo, de la

inútil, que se pierde en el medio ambiente.

La entropía (cal/K.mol) a 25ºC para una misma sustancia, la entropía

en el estado gaseoso es mayor que aquella en el estado líquido, que, por

su vez, es mayor que la del estado sólido.

La variación de entropía en una transformación, depende apenas de

los estados inicial y final del sistema, independientemente de cómo los

reactivos se transforman en productos, esto es, del mecanismo de

reacción.

MASA MOLAR

La noción de masa molar refiere a la masa de un mol de una cierta

sustancia, expresada en gramos. Recordemos que un mol es la can-

tidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas, iones, etc.) de un tipo como átomos presentes

en 12 gramos de carbono-12.

1. Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.

2. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo

mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.

3. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble

de la masa de una mol de átomos de 12C.

4. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12

gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.

5. Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa ató-

mica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una

mol de esos mismos átomos en gramos (g).

6. La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa

molar

7. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es

numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

COMPOSICION PORCENTUAL

Uno de los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es

determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte

de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del

análisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presen-

te en la muestra. En este sentido se llama composición porcentual.

El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular

es sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de

cada elemento presente en la fórmula.

Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.

La fórmula es:

Composición porcentual =

(masa atómica) (número de átomos en la fórmula ) (100)

_______________________________________________________________________

Masa molecular

La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición

porcentual debe resultar 100, con un rango de variación de +/‐ 0.2 %

Ejemplo:

Elemento Átomos

H 1

N 1

O 3

Masa de un átomo de H = 1

Masa de un átomo de N = 14

Masa de un átomo de O = 16

En HNO3 hay

1 H x 1 = 1

1 N x 14 = 14

3 O x 16 = 48

Masa total = 1 + 14 + 48 = 63g/mol

Porcentaje de H = 1/63 * 100 = 1.58%

Porcentaje de N = 14/63 * 100 = 22.22%

Porcentaje de O = 48/63 * 100 = 76.19%

Suma de porcentajes 1.58 + 22.22 + 76.19 = 99.99 aprox. 100%

Composición porcentual

H 1.58%

N 22.22%

O 76.19%

FORMULA REAL

La formula molecular o real, es la relación existente entre los átomos de

los elementos que participan en las moléculas de los compuestos.

1.- Conocer la composición porcentual

2.- Dividir el porcentaje de cada elemento entre el peso atómico de el

mismo.

3.– Los valores encontrados se dividen entre el menor de todos

4.– Los números que surjan al paso anterior se ubican como subíndices en

la formula, si son decimales se redondean y esa será la formula empírica

5.– Para encontrar la formula real se divide la masa molar del problema

entre la masa molar que surge de la formula empírica.

6.– El valor obtenido del paso anterior se multiplica por la formula empí-

rica y esa será la formula molecular.

Calcular la composición porcentual del HNO3 ácido nítrico

LEYES PONDERALES

También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de

las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras pa-

labras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar com-

puestos, para determinarlos se utilizan cálculos estequiometricos.

y son:

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

1ª.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787)

2ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES (Proust,

1799)

3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COM-

BINACIÓN (Richter, 1792).

4ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803).

5ª.- LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac, 1808).

RELACIÓN MOL -MOL

Ejemplo:

¿Calcular la cantidad de moles que se tiene de hidróxido de

sodio cuando reaccionan totalmente 0.45 mol de hidróxido

de calcio en la siguiente ecuación?

Balancear

Na2CO3 + Ca (OH)2 -> NaOH + CaCO3

Obtener: 2moles de NaOH

Reacción: 1 mol de Ca(OH)2

Relación

X=(w sust.) (mol obtener)

mol reaccionante

X=(0.45 mol) (2mol)

1mol

X= 0.9 mol de NaOH

RELACIÓN MOL –MASA

Ejemplo:

¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan

3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno?

Balancear

2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2

Obtener: Mg3N2

Mg: 3x24= 27

N:2x14= 28

MM= 100gr

Reacción: 2NH3

Relación

X=(w sust.) (mm obtener)

mol reaccionante

X=(3.2 mol) (100 gr)

2mol

X= 160 gr de Mg3N2

RELACIÓN MASA- MASA

Ejemplo:

¿Cuántos gramos de Mg3N2 se obtienen cuando reaccionan

3.2 moles de amoniaco mas una molécula de hidrogeno?

Balancear

2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2

Obtener: Mg3N2

Mg: 3x24= 27

N:2x14= 28

MM= 100gr

Reacción: 2NH3

X=(w sust.) (mm obtener)

mol reaccionante

X=(3.2 mol) (100 gr)

2mol

X= 160 gr de Mg3N2

RELACIONES VOLUMÉTRICAS

El químico francés Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1851) estudió

los volúmenes en que se combinan los gases que intervienen en una

reacción y enunció en 1808 la ley de los volúmenes de combinación

o ley de Gay-Lussac:

Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una

reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y

temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros

sencillos.

Esta ley experimental nos indica que los volúmenes de los gases tam-

bién cumplen una proporción cuando forman compuestos.

Para justificar estas relaciones volumétricas sencillas en las reaccio-

nes entre gases, el químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856)

propuso en 1811 la siguiente hipótesis, hoy llamada principio de

Avogadro:

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condi-

ciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de

partículas.

Este principio supone que las partículas de algunos gases no son áto-

mos sino agregados de átomos, a los que Avogadro denominó molé-

culas. Así, los átomos de los elementos se agrupan para formar mo-

léculas del elemento.

RELACIÓN MASA-VOLUMEN

Ejemplo:

¿Cuantos litros de bióxido de carbono se obtiene cuando se des-

componen 20 gr de carbonato de calcio en la ecuación?

Ecuación:

CaCO3 -> CaO + CO2

Reaccionan MM:

CaCo3

Ca: 1x40= 40

C: 1x12= 12

O: 3x16= 48

100 gr

Obtiene Constante:

CO2 = 22.4L

X=( w sust.) (Obtiene)

Reacciona

X=( 20gr) (22.4L)

100gr

X= 4.48L de CO2

RELACIÓN VOLUMEN-MASA

Ejemplo:

¿Cuantos gramos de clorato de potasio se necesitan para obtener

10L de oxigeno en la ecuación?

Ecuación:

2KClO3 -> 2KCl + 3O2

Reaccionan MM:

KClO3

K: 1x39= 39

Cl: 1x35= 35

O: 3x16= 48

122 gr

X2= 244gr

Obtiene:

CO2 = 22.4L x 3= 67.2L

X=( w sust.) (Reacciona)

Obtiene

X=( 10L) (244gr)

67.2L

X= 36.30gr de KClO3

RELACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN

Ejemplo:

Encontrar el volumen en litros de una molécula de oxigeno que

reacciona para obtener 50L de dióxido de azufre (TPN)

Ecuación:

CS2 + 3O2 -> CO2 + 2SO2

Reacciona:

3O2

224x3= 67.2L

Obtiene:

2SO2

22.4x2= 44.8L

X=( vol. sust.) (Reacciona)

Obtiene

X=( 50L) (67.2L)

44.8L

X= 750L de O2