Los estudiantes que reprobaron el area de ciencias naturales en... química, quedan pendiente para enero del 2013, deberán presentar...

ACTIVIDAD DE APOYO
AREA: CIENCIAS NATURALES (QUIMICA)
DOCENTE: Rubiela Garcia B
GRUPO: DECIMO_____ FECHA enero 2014
Los estudiantes que reprobaron el area de ciencias naturales en la asignatura de
química, quedan pendiente para enero del 2013, deberán presentar evaluación
escrita de los siguientes temas:




Sales
Oxido-reducción
Gases
Soluciones
GUIA Nº 1
TEMA: IONES, SALES, HIDRUROS Y PEROXIDOS
IONES: son átomos o grupo de átomos cargados eléctricamente.se conocen dos
clases de iones: cationes y aniones
Cationes: Átomos que pierden electrones quedan cargados positivamente. El
número de cargas positivas es proporcional al de electrones perdidos.
Los cationes reciben el nombre del metal de donde provienen anteponiéndoles la
palabra ion. Si un metal posee dos números de oxidación forma dos iones
diferentes: estos se denominan diferenciándolos con el sufijo oso e ico, o con
números de su estado de oxidación (I, II, III, etc.).
Na – 1e- Na+ ion sodio
Fe – 2e- Fe2+ ion hierro (II) o ion ferroso
Fe – 3e- Fe3+ ion hierro (III) o ion férrico
Cationes más comunes:
CATIONES NOMBRE
H+
Li+
K+
NH4+
NO2+
Cu+
Ion hidrogeno
Ion litio
Ion potasio
Ion amonio
Ion nitrilo
Ion cobre (I) o cuproso
Cu2+
Al3+
Ca2+
Hg1+
Hg2+
Pb2+
Ion cobre (II) o cúprico
Ion aluminio
Ion calcio
Ion mercurio (I) o mercurioso
Ion mercurio (II) o mercúrico
Ion plomo (II) o plumboso
Aniones: son iones cuya carga es negativa por ganancia de electrones. Cuando un
acido pierde los iones H+ retiene el electrón del hidrogeno o los electrones de los
hidrógenos y queda convertido en un anión.
La carga de un anión, que se obtiene de un acido, es igual al número de hidrógenos
que se retienen.
HBr – H+ Br- ion bromuro
Acido bromhídrico
HClO – H+ ClO- ion hipoclorito
Acido hipocloroso
El nombre de los aniones depende del acido de donde provenga así:



Acido cuyo sufijo es hídrico, el anión se cambia por el sufijo uro
Acido cuyo sufijo es oso, el anión se cambia por el sufijo ito.
Acido cuyo sufijo es ico, el anión se cambia por el sufijo ato.
Los ácidos que presentan dos o más hidrógenos sustituibles, poliproticos, presentan
la posibilidad de formar varios aniones y se nombran según el numero de hidrógenos
que queden en el anión.
Ej. H3PO4
H2PO4- ion fosfato diádico
Aniones de mayor uso:
Anión
Nombre
ClFBr-
Ion cloruro
Ion fluoruro
Ion
bromuro
Ion sulfuro
S=
HPO4= ion fosfato monoacido
OHSO3=
PO43NO2NO3HCO3-
SO4=
CO3=
CNClOClO2ClO3I-
Ion
hidroxilo
Ion
sulfito
Ion fosfato
Ion nitrito
Ion nitrato
Ion
carbonato
Acido
ion sulfato
Ion
carbonato
Ion cianuro
Ion
hipoclorito
Ion clorito
Ion clorato
Ion yoduro
Sales
Son el resultado de combinar un acido con una base; además, producen agua.
Las sales son sustancias iónicas formadas por un anión y un catión, diferentes de
H+, O= Y OH-.
EJ; KOH + HCl
KCl + H2O
Hidróxido de potasio + acido clorhídrico
NaOH + HNO2
cloruro de potasio
NaNO2 + H2O
Hidróxido de sodio + acido nitroso
nitrito de sodio
Nomenclatura: el nombre de las depende del acido que la forma
Sufijo del acido
sufijo de la sal
Hídrico ---------------
uro
Oso ---------------
ito
Ico ---------------
ato
NaCl cloruro de sodio
CuI:
yoduro de cobre (I) o yoduro cuproso
KClO3 : Clorato de potasio
Fe (NO2)3: Nitrito de hierro (III) o nitrito férrico
Las sales se clasifican en haloideas y oxisales
Sales haloideas: se forman por la unión de una base y un acido hidrácido
Acido hidrácido + base o hidróxido
HCl + NaOH
sal + agua
NaCl + H2O
Acido clorhídrico + hidróxido de sodio
KBr: bromuro de potasio
yoduro de magnesio
cloruro de sodio + agua
CaCl2 : cloruro de calcio
MgI2:
Las oxisales: son el producto de la unión de los hidróxidos o bases con los ácidos
oxácidos.
Hidróxido (base) + oxácido
sal + agua
Las oxisales se clasifican en:
 Sales neutras: en ella todos los hidrógenos son sustituidos.
Mg (OH)2 + H2SO4
MgSO4 + H2O
Hidróxido de magnesio + acido sulfúrico
NaNO3: nitrato de sodio
sulfato de magnesio + agua
BaSO4 : sulfato de bario
Ca (NO2)2 nitrito de calcio
 Sales acidas: Hay sustitución parcial de los hidrógenos.
NaOH + H2SO4
NaHSO4 + H2O
Hidróxido de sodio + acido sulfúrico
KHCO3 carbonato acido de potasio
sulfato acido de sodio + agua
LiH2PO4 fosfato diacido de litio
 Sales básicas: se presenta una sustitución parcial de los grupos (OH).
Mg (OH)2 +
HClO
MgOHClO +
H2O
Hidróxido de magnesio + acido hipocloroso
magnesio + agua
hipoclorito básico de
ZnOHNO: hiponitrito básico de zinc
MgOHNO3: nitrato básico de magnesio
 Sales dobles: presenta sustitución de los hidrógenos por más de un metal.
KOH + NaOH + H2SO4
KNaSO4
+
H2O
Hidróxido de potasio + Hidróxido de sodio + acido sulfúrico
de sodio y potasio + agua
sulfato
HIDRUROS
Son combinaciones del hidrogeno con elementos menos electronegativos,
preferentemente metales. En estos compuestos el hidrogeno actúa con
estado de oxidación -1
Responde la formula EHX
Los hidruros se nombran como hidruro de…….y luego el nombre del
elemento
LiH: hidruro de litio
NaH: hidruro de sodio
CaH2: hidruro de calcio
BaH2: hidruro de bario
PEROXIDOS
En estos compuestos el oxigeno presenta estado de oxidación -1 y contienen
enlaces O-O
Los metales activos forman peróxidos, los peróxidos no se pueden simplificar.
Presentan mayor cantidad de oxigeno que un oxido normal
Ej.; H2O2
peróxido de hidrogeno
Na2O2
peróxido de sodio
CaO2
peróxido de calcio
K2O2
peróxido de potasio
ACTIVIDADES
1. Qué diferencia existe entre anión y catión
2. Dar en la siguiente lista de iones, cuales son aniones y cuales cationes
(explica sus razones y nómbralos)
ion
clase
explicación
nombre
NH4+
Mg2+
(BrO3 )-1
(SeO3)-2
Ba2+
Te-2
3. Completar las siguientes reacciones y nombrar todos los compuestos:
Acido
agua
H2SO2
HNO3 +
mas
+
hidróxido
produce
sal
más
Ca (OH)2
Mg (OH) 2
______________________________________________________________
_____________
H2CO3 + Cu (OH) 2
______________________________________________________________
HBr
+
Fe (OH) 2
4. Combinar los siguientes compuestos y construir la sal correspondiente
(dar el nombre a cada una)
 Hidróxido de calcio + acido sulfúrico
 Hidróxido de cobre (II) + acido sulfuroso
 Hidróxido ferroso + acido cloroso
 Hidróxido de aluminio + acido fosfórico
 Hidróxido de plata + acido nítrico
 Hidróxido de hierro (III) + acido carbónico
5. Combinar los siguientes y construir la sal correspondiente (dar el
nombre a cada una)
 Hidróxido de calcio + acido sulfúrico
 Hidróxido de cobre (II) + acido sulfuroso
 Hidróxido ferroso + acido cloroso
 Hidróxido de aluminio + acido fosfórico
 Hidróxido de plata + acido nítrico
 Hidróxido de hierro (III) + acido carbónico
6. Escribe las formulas de las siguientes sales
 Nitrato de bario
 Sulfito de sodio
 Bromuro ferroso
 Perclorato mercúrico
 Fosfato acido de calcio
 Bromito plumboso
 Sulfuro acido de potasio
 Sulfato de estaño (II)
 Per-iodato áurico
 Clorato de potasio
 Fosfato cúprico
Sulfuro de plata
 Fosfito monoacido de calcio
7. Nombra las siguientes sales
FePO3 _______________________________________________
AgNO3 ________________________________________________
K2SO4_________________________________________________
Ca (ClO4)2 _______________________________________________
FeCl3 ___________________________________________________
8. Construye la formula y nombra la sal resultante de combinar el catión
con el anión
Cationes SO4 NO3-1
CO3=
PO4-3
PO3-3
SO3=
Cl-1
S=
Ca2+
1
2
3
4
5
6
7
8
Au+1
9
10
11
12
13
14
15
16
Fe+3
17
18
19
20
21
22
23
24
Pb+4
25
26
27
28
29
30
31
32
K+1
33
34
35
36
37
38
39
40
Cu+2
41
42
43
44
45
46
47
48
9. Completa la siguiente tabla con formula y nombre
Base
NaO
H
Ca(OH)2 Fe(OH)3
Cu(OH
)2
HClO
1
2
3
4
H2S
5
6
6
8
HBrO
9
10
11
12
HBr
13
14
15
16
HIO
17
18
19
20
HClO4
21
22
23
24
acido
HNO3
25
26
27
28
HI
29
30
31
32
H2SO3
33
34
35
36
BIBLIOGRAFIA
POVEDA VARGAS, Julio Cesar. Quimica10. Bogotá – Colombia
.Educar editores, 2003
FERNANDEZ RINCON, Myriam Stella. Spin Quimica10. Bogotá –
Colombia Voluntad S. A.
MONDRAGON MARTINEZ, Cesar Humberto. Química Inorgánica
Bogotá – Colombia
Santillana S.A 2005
óxido-reducción
Definición
Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de
electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde
electrones:
• la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este
proceso se llama Reducción.
• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este
proceso se llama Oxidación.
Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida
de electrones.
Reglas para asignar el
número de oxidación:
º El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero.
Independientemente de la forma en que se representen.
º El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide
con la carga del ion.
º El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los
hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
º El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los
peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
º El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están
combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del
ion.
º El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus
respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en
su hidrácido y respectivas sales es –2.
º El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo
mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una
molécula neutra es cero.
Pasos para establecer el numero de oxidación:
Ejemplo:
Paso 1: Anotar encima de la formula los números de
oxidación de aquellos elementos con números de
oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va
a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos
términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación
con una incognita.
Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de
oxidación conocidos:
Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por
los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego
despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido
para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el
ácido nítrico: La suma algebraica de los números de
oxidación debe ser igual a 0.
Balanceo de la siguiente ecuación:
Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este
tema para asignar el número de oxidación.
Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en
el número de oxidación:
Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se
reduce:
Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo
cual se logra multiplicando la ecuación
Sn0 – 4eSn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1eN+4por 4, lo
que dará como resultado:
Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de
electrones perdidos y ganados que debe ser igual:
Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la
ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros,
como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para
ello es necesario multiplicar el agua por dos:
EJERCICIOS:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Cu + AgnO3 ---> Cu(No3)2 + Ag
HI + H2SO4 ---> H2S + I2 + H2O
PbO + NH3 ---> Pb + N2 + H2O
Ba + NH3 ---> Ba3N2 + H2
HNO3 + Zn ---> NH4NO3 + Zn(NO3)2 + H2O
Al2O3 + C +Cl2 ---> CO + AlCl3
Otro poquito para que sigas practicando
REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
BALANCEO DE ECUACIONES POR OXIDO-REDUCCION
1. I2 + HNO3
HIO3 + NO + H2O
2. HI + H2SO4
H2S + I2 + H2O
3. CuS + HNO3
CU(NO3)2 + NO + S + H2O
4. H3AsO4 + H2S
S + As2S3+H2O
5. HNO3 + Zn
NH4NO3 + Zn (NO3)2 + H2O
6. HNO3 + P + H2O
H3PO4 + NO
7. HNO3 + H2S
NO + S + H2O
8. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
9. MnO2 + HCl
MnCl2 + H2O + Cl2
10. HNO2 + KI + HCl
11. PbS + H2O2
12.Sn + HNO3
I2 + N2 + KCl + H2O
PbSO4 + H2O
SnO2 + NO2 + H2O
13. KMnO4 + H2SO4 + H2O2
14. Cu + AgNO3
15. Sb2S3 + HNO3
K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
Cu (NO3)2 + Ag
H3SbO4 + SO2 + NO + H2O
16. Na2CO3 + FeCr2O7 + O2
Fe2O3 + Na2CrO4+CO2
17. Al2O3 + C + Cl2
CO + AlCl3
18. Zn + HNO3
Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
19. CrCl3 + KOH + K + KClO3
KCl + K2CrO4 + H2O
20. MnO2 + HCl
MnCl2 + Cl2 + H2O
21. Cu + H2SO4
CuSO4 + SO2 + H2O
22. SnCl4 + NH3
SnCl3 + HCl + N2
23. Al2O3 + C + Cl2
CO + AlCl3
24. Ba + NH3
Ba3N2 + H2
25. CoS2 + O2
Co2O3 + SO2
26. CrCl3 + KOH + K + KClO3
27. FeS2 + O2
Fe2O3 + SO2
28. H2S + O2
SO2 + H2O
29. I2 + Na2S2O3
Na2S4O6 + NaI
30. K2Cr2O7 + KI + H2SO4
31. KMnO4 + HCl
32. KNO3 + K
KCl + K2CrO4 + H2O
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
K2O + N2
33. Mg + B2O3
MgO + B
34. Na2CO3 + FeCr2O4 + O2
35. NiF2 + NH3
36. Sn Cl4 + NH3
37. Zn + HNO3
Fe2O3 + Na2CrO4 + CO2
Ni3N + NH4F + N2
SnCl3 + HCl + N2
Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
GASES
GENERALIDADES
PRESION: Fuerza ejercida sobre un cuerpo por unidad de área
atmosfera cm Hg Torr o g cm2
mm Hg
1
76
760
1033
TEMPERATURA: la temperatura de los gases se mide en escala absoluta como la
Kelvin K = ℃ + 273
TEORÍA CINETICA DE LOS GASES
Se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto.
 Las sustancias gaseosas están constituidas por moléculas pequeñísimas
ubicada a gran distancia entre si y su volumen se considera despreciable, en
comparación con el espacio vacío entre ellas.
 Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras y no
existen atracciones intermolecular alguna.
 Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo de forma
desordenada, chocan entre si y contra las paredes del recipiente dando lugar
a la presión del gas.
 Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de
energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las
moléculas que chocan.
PROPIDADES DE LOS GASES
Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:
 Se adaptan a la forma y al volumen del recipiente que los contiene.
 Se dejan comprimir fácilmente.
 Se difunde con facilidad.
 Se dilatan fácilmente.
LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
LEY DE BOYLE Y MARIOTTE: A temperatura constante, el volumen de una
muestra de gas seco varia en forma inversamente proporcional a la presión a que se
someta
𝑉1 𝑃2
=
𝑉2 𝑃1
LEY DE CHARLES: A presión contante, el volumen de un gas varia directamente
proporcional a su temperatura absoluta.
𝑉1 𝑇1
=
𝑉2 𝑇2
RELACION ENTRE LA TEMPERATURA Y LA PRESION DE UN GAS:
Manteniendo la temperatura constante, la presión de un gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta. Su expresión matemática es:
𝑃1 𝑃2
=
𝑇1 𝑇2
LEY COMBINADA DE LOS GASES: El volumen de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión.
𝑉1 𝑃1
𝑇1
=
𝑉2 𝑃2
𝑇2
O V1.P1.T2= V2.P2.T1
LEY DE GAY-LUSSAC: A volumen constante, la presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura. Matemáticamente se expresa.
P1. T2 = P2. T1
PRINCIPIO DE AVOGADRO Y EL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS: A las mismas
condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de distintos gases
contienen el mismo número de moléculas.
1 mol de gas a C.N ocupa un volumen de 22.4 l y contiene 6.02× 1023 moléculas
El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones estándares o
normales es 24.4 litros. Y recibe el nombre de volumen molar.
De acuerdo con el principio de Avogadro podemos deducir que el volumen de un
gas es directamente proporcional al número de moles (n):
Vαn (a T, P constante)
Condiciones estándares (STP) o normales (NC) para los gases son:
Temperatura normal: 0℃ o 273°K
Presión normal: 760 torr o 1 atm
Volumen normal (1mol): 22.4 litros
ECUACION DE ESTADO O LEY DE LOS GASES IDEALES: El volumen de un gas
ideal es directamente proporcional a una constante de proporcionalidad R por el
número de moles n y por la temperatura absoluta sobre la presión.
P.V = n.R.T
𝑤
n= 𝑀
donde w es la masa en gramos de la muestra y M es el peso molecular de la
muestra
Valor de la constante R es 0.082
d=
𝑤
𝑀
PV =
𝑊
𝑀
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜.𝑎𝑡𝑚
o
𝐾.𝑚𝑜𝑙
R. T de donde PM =
𝑊
𝑉
R.T
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠.𝑡𝑜𝑟𝑟
62.35
𝐾.𝑚𝑜𝑙
entonces:
PM = d.R.T
LEY DE DALTON: John Dalton determino que cuando se mezclan dos o más
gases, cada uno de ellos ocupa todo el volumen del recipiente que los contiene.
Ambos poseen la misma temperatura y sin embargo, cada gas ejerce una presión
diferente e independiente de la de los demás gases.
Por lo tanto se establece. La presión total que ejerce una mezcla de gases es el
resultado de sumar las presiones parciales.
Matemáticamente se expresa:
P total = P1+ P2+ P3+…….. + Pn
donde P1 es presión parcial
Realiza los siguientes ejercicios
1. Calcule el numero de moles de un gas que ocupa un volumen de 730ml a C.N
2. Dos moles de un gas ocupan un volumen de 22.4 l a 2 atmosferas de presión
y 0℃. que volumen ocupara a2 atm y 91℃
3.
Un gas ideal ocupa un volumen de 50 l a 350mmHg y 25℃. ¿ qué volumen
ocupara a700 mmHg,si la temperatura no varia ¿
4. Un gas ideal ocupa un volumen de 720 ml a 0℃ y a 1 atm. Que volumen
ocupara a 364°K si la presión no varía.
5. Que volumen en litros, medidos a condiciones normales, ocuparan:
a) 22 g de C4H10
b) 1.2 moles de He
6. Se tienen 400 ml de un gas ideal a 27℃ 1 atm, si se cuadruplica el volumen a
igual presión, de termine la nueva temperatura en ℃.
7. Determine la disminución necesaria en temperatura para que, a presión
constante, 4 l de C2H2 medidos 27℃ y 1 atm ocupen un volumen de 1 l
8. Se mezclan 6.4 g de SO2 y 6.4 g de O2 en un recipiente en el cual la presión
total es 2 atm, cual es la presión del gas parcial de cada gas y el volumen del
recipiente si la temperatura se mantiene constante.
9. Una capsula de 180 ml contiene H2S A 23℃ y está bajo una presión de 1800
torr. ¿Qué volumen ocupara el gas a 16℃ y una presión de 0.88 atm?
10. La masa molecular de un gas es 44.7 g/mol a 30℃ 760 torr. ¿Cuál es la
densidad del gas?
11. Que volumen ocupan 22.5 g de metano, (CH4) A 27℃ Y 800 mm Hg?
12. Determina cuánto pesa el monóxido de carbono contenido en un matraz de
un litro a 1.2 atm y 27°℃
13. La masa molecular de un gas es 44.7 g/mol a 30℃ 760 torr. ¿Cuál es la
densidad del gas ¿
14. La densidad de un mol de nitrógeno a condiciones normales es?
15. Halla el volumen ocupado por 35 gramos de NH3 a 40℃ y 3 atm
SOLUCIONES
Realiza los siguientes ejercicios
1. Se disuelta 45g de Na2SO4 en 400g de agua. Calcula la concentración de la
solución en % m/m R: 10.11%m/m
2. Se disuelven 60g de KNO2en agua hasta completar 250ml de solución ¿Cuál es la
molaridad de la solución? R: 2,82m
3. Se prepara una solución a partir de 750g de agua de Kl ¿cuál es su concentración
expresada en: a. porcentaje masa a masa b. fracción molar del soluto R:
21,05%m/m b. soluto 0,03 solvente =0,97
4. se prepararon1000ml de solución deAgNO3, a partir de 67g de compuesto ¿cuál
es la moralidad de la solución? R: 0,40m
5. ¿Cuántas gramos de HCl se necesitan para preparar 150ml de solución de acido
clorhídrico 0,5N? 2,74g de HCl6
5. Cuantos gramos de NaNO3 se necesitan para preparar 270ml de una solución
0,1N de esta sal? R: 2,30g NaNO3
6. halle la molaridad de las siguientes soluciones a.9, 8g de metanol en 170ml de
solución b. 20,5g de cloruro de calcio en 320 ml de solución c. 50g de glucosa en
500ml de solución R:a. 1,8m B.0,58 c.0.58m
7. Se disuelven 20g de cloruro de sodio con agua hasta completar 250ml de la
solución .la concentración molar de esta solución es:
8. se disuelven 10g de hidrogeno de potasio en 200g de agua .la fracción del soluto
es:
9. el vinagre es una solución de acido acético la concentración del acido acético es
0,76M, si la densidad del vinagre es 1,004g/ml la molalidad es:
10. Calcular la normalidad de una solución que resulta de disolver 25 g de acido
sulfúrico hasta completar un litro de solución
11. ¿Qué volumen de solución 0.8 N se puede preparar con 20 g de hidróxido de
sodio?
NOMENCLATURA QUÍMICA INORGANICA:
Nomenclatura tradicional: En este sistema, se indica la valencia del elemento, con
una serie de sufijos y prefijos. Estos prefijos son:
Hipo-oso
-oso
-ico
Per-ico
-Cuando el elemento tiene 4 valencias se ubica de menor a mayor, ej:
Cloro(Cl):
Nomenclatura
valencia
Hipo-oso
1
-oso
3
-ico
5
Per-ico
7
-Cuando el elemento tiene 3 valencias se ubica de menor a mayor, omitiendo Perico. Ej:
Azufre(S):
Nomenclatura
valencia
Hipo-oso
2
-oso
4
-ico
6
-Cuando el elemento tiene 2 valencias se ubica de menor a mayor, omitiendo Per-ico
y también Hipo-oso. Ej:
Hierro (Fe):
Nomenclatura
valencia
-oso
2
-ico
3
Nomenclatura sistemática: se trata de nombrar las sustancias usando prefijos
numéricos griegos, que indican la atomicidad de cada uno de los elementos:
Prefijos numéricos griegos:
1-mono
6-hexa
2-di
7-hepta
3-tri
8-oct
4-tetra
9-non-nona-enéa
5-penta
10-deca
Ej:
CrBr3 – tribromuro de cromo
Nomenclatura stock: se trata de nombrar las valencias de los elementos al final en
números romanos.
1-(I)
2-(II)
3-(III)
4-(IV)
5-(V)
6-(VI)
7-(VII)
Ej:
I2 O3: Óxido de iodo (III)
OXIDOS
O+NM: Óxido Ácido
O+M: Óxido Básico
Ej: K2O: Óxido de potasio
ACTIVIDAD
Complete los siguientes compuestos con sus respectivos nombres en las tres
nomenclaturas:
Na2O:
CO:
SnO:
SO3 :
Fe2O3:
HIDRÓXIDOS
Estas sustancias resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Su
fórmula general es:
M (OH) x
M: metal
X: la valencia con la que trabaja el elemento
Para nombrarlos decimos: hidróxido de _____________
Ej:
KOH: hidróxido de potasio
Ca (OH) 2 : hidróxido de calcio
Ni (OH) 3 : hidróxido niquélico ó hidróxido de níquel (III)
ACTIVIDAD
Complete los siguientes compuestos con sus respectivos nombres o haciendo su
fórmula:
Au (OH) 3 :
Zn (OH) 2 :
Hidróxido mercúrico:
Hidróxido de platino (IV):
Hidróxido de litio:
ÁCIDOS
Son sustancias que se agrupan en dos clases: Hidrácidos y oxácidos
Hidrácidos: son una formación del hidrogeno y de un NO metal. Su formula general
es:
H _
H: hidrógeno
O: menor valencia de elemento
_: elemento
Se le da el nombre así:
Acido ____hídrico
*en el espacio se coloca el elemento
En estos compuestos el hidrógeno trabaja con +1
Ej:
H2 S: Acido sulfhídrico
ACTIVIDAD
Complete los siguientes compuestos con sus respectivos nombres o haciendo su
fórmula:
HCl:
Acido bromhídrico:
HI:
Acido selenhidrico:
Oxácidos: son compuestos que resultan de la combinación de un óxido acido y el
agua. su formula general es:
HXO
*X es el elemento, el hidrógeno trabaja con +1 y el oxígeno con -2. Se nombra así:
Acido ________
Cuando la suma de lo positivo, es decir, del hidrogeno y el elemento; da un numero
impar (3,5…) le colocamos un dos al hidrogeno, así: H2 , Para que nos pueda dar
con el oxigeno, ya que este trabaja con -2 y un numero multiplicado por 2 da par (los
números no pueden ser con decimales: O2,5 , solo enteros)
Ej:
Acido hipobromoso: H2 Br2 O2
Es decir:
Acido clórico: HClO3
HBrO
ACTIVIDAD
Complete los siguientes compuestos con sus respectivos nombres o haciendo su
fórmula:
H2 S O4 :
H2 CO3 :
Acido arsenioso:
Acido carbónico:
Acido clórico:
Balanceo De ecuaciones
-Método tanteo: Se trata de colocar coeficientes hasta tener igual
número de átomos. Esto tiene un orden, el cual es:
1-metal
2-no metal
3-hidrógeno
4-oxígeno
Ej: N2 +
H2
NH3
Ahora empezamos a tantear con el orden correspondiente
N2 + H2
2NH3
Por último los hidrógenos
N2 + 3H2
2NH3
ACTIVIDAD
Tantea las siguientes ecuaciones:
1- Al(OH)3 + H2SO4
2- C4H10 +
O2
Al2(SO4)3 + H2O
CO2 + H2O
3- Ca(OH)2+HCI
4- RaCI2+HI
5- NaCI
CaCI2+H2O
RaI2+ HCI
Na +CI
-Método tanteo: Para esto se necesita saber tantear, y tener en
cuenta los siguientes aspectos:
El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.
El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en los
peróxidos que trabaja con -1
El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma
hidruros metálicos que es -1
Pasos para balancear una ecuación por el método rédox:
Sn + HNO3
SnO2 + NO2 + H2O
1- Le colocamos los estados de oxidación a los elementos teniendo en
cuenta las reglas anteriores
2-luego analizamos cuales compuestos cambiaron y le colocamos una
flecha hacia arriba si ganó ( ) y una flecha hacia abajo si perdió ( ), con
su número respectivo de electrones.
3-hacemos las semirreacciones utilizando los elementos que
cambiaron, las semirreacciones también se tantean. un ejemplo de una
semirreaccion es:
Sn0-4e-
Sn4
N5 + 1e-
N4
4-cruzamos las ganancias o pérdidas de electrones para
multiplicar, así:
Sn0-4e-
Sn4
N5 + 1e-
N4
1x Sn0-4e-
Sn4
4 xN5 + 1e-
N4
Sn0
Sn4
4N5
4N4
5-luego ubicamos los coeficientes en el lugar correspondiente
Sn + 4HNO3
SnO2 + 4NO2 + H2O
ACTIVIDAD
1- PbS + H2O2
2- I2 + HNO3
3- CH4 + O2
4- KClO3
5-HCl + ZnO
Nota:
PbSO4 + H2O
HIO3 + NO + H2O
CO2 + H2O + energía
KCl + O2
ZnCl2 + H2O
significa calor pero no influye en nada
Energía solo es energía y no altera nada