Clase Nº3 Átomos, moléculas y iones Compuestos iónicos

Presentación del tema: "Clase Nº3 Átomos, moléculas y iones Compuestos iónicos"— Transcripción de la presentación:

1 Clase Nº3 Átomos, moléculas y iones Compuestos iónicos Tópicos de nomenclatura inorgánica Estequiometría Masa atómica, masa molar y número de avogadro. Concepto de mol Ecuaciones y reacciones químicas Composicion porcentual de los compuestos.

2 Moléculas y Fórmulas Químicas
Una molécula es un conjunto de dos o mas átomos estrechamente unidos. H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 elementos moleculares (moléculas diatómicas) H2O , H2O2 , CH4 , CO2 , CO compuestos moleculares Las fórmulas moleculares son fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el numero real de cada uno en la molécula Las fórmulas empíricas son fórmulas que indican solo los tipos de átomos que forman el compuesto y no la cantidad de átomos que la componen. F. Molecular F. Empírica H2O2 HO C2H4 CH2 C6H12O6 CH2O La fórmula estructural muestra los átomos se encuentran unidos a través de líneas, representando los átomos de cada elemento con su símbolo químico.

3 Tipos estándares de formulas y modelos
Metano Hidrógeno Agua Amoniaco Formula molecular Formula estructural Modelo de barras y esferas Modelo espacial

4 Los Compuestos Iónicos son compuestos que contienen iones con carga positiva (cationes) y con carga negativa (aniones), Generalmente, se forman por la transferencia electrónica desde los metales a los no-metales. En la forma molecular se coloca primero el metal y luego el no-metal Ejemplo: KCl - Na2O - CaCl2 Los compuestos moleculares sólo contienen elementos no-metales Ejemplo: CH4 - CCl4 - HCCl3 - SO2

5 Los compuestos químicos son eléctricamente neutros.
Los iones de un compuesto iónico siempre se encuentran en una proporción tal que la carga positiva total es igual a la carga negativa total. Ejemplo: NaCl, BaBr2, AlI3 , FeS Cuando las cargas de los cationes y aniones sean desiguales estos se combinan según la fórmula Catión Anión Compuesto Iónico Mm+ Nn- Mn Nm Ejemplo: Zn SO42- ZnSO4 sulfato de zinc Na PO Na3PO4 fosfato de sodio Cu NO Cu(NO3)2 nitrato de cobre (II) Fe Cl- FeCl2 cloruro de hierro (II) Fe Cl- FeCl3 cloruro de hierro (III)

6 Tópicos de Nomenclatura Inorgánica

7 Nombres y Fórmulas de compuestos iónicos
Iones Positivos (Cationes) Son iones que se forman a partir de átomos metálicos y mantienen el nombre del metal. Na+ ion sodio ; Zn2+ ion cinc ; Al3+ ion aluminio Si un metal forma cationes con diferente carga, la carga positiva se indica con números romanos entre paréntesis Fe2+ ion hierro (II) Cu+ ion cobre (I) Fe3+ ion hierro (III) Cu2+ ion cobre (II) Nomenclatura antigua que aun se utiliza son las terminaciones –oso e –ico Fe2+ ion ferroso Cu+ ion cuproso Fe3+ ion férrico Cu2+ ion cúprico

8 Los cationes formados a partir de átomos no-metálicos terminan en –io
NH4+ ion amonio H3O+ ion hidronio Los cationes mas comunes son: H Ion hidrogeno (Protón) Na Ion sodio K Ion potasio Cs Ion cesio NH4+ Ion amonio Cu Ion cobre (I) o cuproso Ag Ion plata Au Ion oro (I) o auroso Mg2+ Ion magnesio Ca Ion calcio Cd Ion cadmio Zn Ion cinc Ba Ion bario Ni Ion níquel (II) o niqueloso Fe2+ Ion fierro (II) o ferroso Pb2+ Ion plomo (II) o plumboso Cu Ion cobre (II) o cúprico Co Ion cobalto (II) o cobaltoso Fe Ion fierro (III) o férrico Al Ion aluminio Co Ion cobalto (III) o cobaltico Ni Ion níquel (III) o niquélico Ru Ion rutenio (III) Au Ion oro (III) o aurico

9 2. Iones negativos Aniones
Los Iones negativos monoatómicos y poliatómicos llevan nombres terminados en -uro. Los iones de oxígeno terminan en –ido H- ion hidruro N3- ion nitruro Cl- ion cloruro O2- ion óxido OH- ion hidróxido CN- ion cianuro O22- ion peróxido Los aniones poliatómicos que contienen oxigeno (oxianión) terminan en –ato o –ito NO3- nitrato SO42- sulfato NO2- nitrito SO32- sulfito Los oxianiones que contienen halógenos se utilizan los prefijos per- e hipo- además de las terminaciones –ato e –ito ClO4- perclorato ClO2- clorito ClO3- clorato ClO- hipoclorito

10 CO32- carbonato HCO3- ion carbonato ácido
Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se nombran con el prefijo ácido o diácido. CO32- carbonato HCO3- ion carbonato ácido PO43- fosfato H2PO4- ion fosfato diácido

11 (Para Li+ su EO es +1 y O2- su EO –2)
Números de Oxidación o Estados de Oxidación(EO) Es la carga eléctrica neta que presenta el átomo en una molécula o ión. Las siguientes reglas ayudan a asignar el EO de los elementos. 1.- Sus valores pueden ser positivos o negativos. 2.- Un elemento puede tener uno ó más EO. Todos los Metales alcalinos (Grupo IA) tienen EO + 1. Todos los metales Alcalinos Térreos (Grupo II A) tienen EO + 2. El aluminio siempre tiene EO + 3 en todos sus compuestos. 3.- En los elementos libres (que no están combinados) el EO es cero. 4.- En una molécula neutra, la suma de los EO de todos los átomos debe ser cero. 5.- Para los iones formados por un sólo átomo el EO es igual a la carga del ión. (Para Li+ su EO es +1 y O2- su EO –2) 6.- En un ión poliatómico la suma de los EO de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio NH4+; N (-3), H (+1). La suma de los EO es –3 + 4 (+1)= +1, que es la carga neta del ión. 7.- El EO del oxigeno en la mayoría de sus componentes es –2 excepto en los peróxido donde actúa con su EO-1 8.- El EO del hidrógeno en la mayoría de sus compuestos es +1 excepto cuando esta formando hidruros (unido a un metal) donde actúa con su EO-1

12 Estados de Oxidacion (EO)
EO Cl ? HClO ; HClO2 HClO3 ; HClO4 HCl

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14 Aniones simples Oxianiones Oxiácidos + H+
________uro (cloruro, Cl-) Ácido _____hídrico (Ácido clorhídrico,HCl) + H+ + átomo O átomo O átomo O per_______ato (perclorato, ClO4-) ________ato (clorato, ClO3-) ________ito (clorito, ClO2-) hipo_____ito (hipoclorito, ClO-) + H+ + H+ + H+ + H+ Ácido _____ico Ácido clorico, HClO3, Ácido perclorico, HClO4 Ácido _____oso Ácido cloroso, HClO2, Ácido hipocloroso, HClO, Si el atomo tiene tres valencias en el nombre no se considera la terminación per ato o ico

15 Compuestos Ionicos Se nombran: “anión de catión” BaBr bromuro de bario Al(NO3)2 nitrato de aluminio Cu(ClO4)2 perclorato de cobre (II) Compuestos Iónico MgH2 Hidruro de Magnesio FeF2 Fluoruro de hierro (II) FeCl3 Cloruro de hierro (III) Mn2O3 Oxido de manganeso(III)

16 Compuesto Molecular (No-Metales)
H2S Sulfuro de hidrogeno o ácido sulfhídrico NF3 Trifluoruro de nitrógeno N2O Monóxido de dinitrógeno SO2 Dióxido de azufre

17 Estequiometría

18 Relaciones de masa en las reacciones químicas
Se ha visto que las unidades de masa atómica (uma) constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero dado que las masas de los átomos son tan pequeñas. Por ejemplo, la masa de un átomo de 12C es 1,993 x g No es posible diseñar balanza alguna que pueda medirlas en unidades convencionales Las muestras materiales manejadas en el mundo real contienen una enorme cantidad de átomos Por estas razones se inventó una unidad para manejar una gran cantidad de átomos

19 La unidad SI definida para dicho propósito es el mol
El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12,00 g de 12C 1mol = 6,022045x1023 partículas Número de Avogadro Entonces, un mol de átomos de carbono 12 tiene exactamente una masa de 12 g y contiene 6,02x1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12, que numéricamente es igual a su masa atómica expresada en uma.

20 masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
Análogamente, para Na: masa atómica =22,99 uma; luego masa molar = 22,99 g Cu: masa atómica = 63,55 uma; entonces masa molar = 63,55 g Por consiguiente, para cualquier elemento: masa atómica (uma) = masa molar (gramos) Relación entre uma y gramo Se obtiene de la siguiente manera: 12,00 g 6,022 x átomos 12C = 1,66 x g 1 uma 1 átomo 12C 12,00 uma x 1 uma = 1,66 x g 1 g = 6,022 x 1023 uma

21 Ejemplo. Calcular el número de átomos que hay en 0,551 g de potasio (K) Se sabe que: 1 mol átomos de K = 39,10 g de K 1 mol de K = 6,022 x 1023 átomos de K Entonces, el Nº de átomos de potasio es: 1 mol K 39,10 g K x x 6,022 x 1023 átomos K 1 mol K 0,551 g K Nº de átomo de K=8,49 x 1021 átomos K

22 Masa molecular, también llamado peso molecular
Recordar que una molécula es un agregado de dos o más átomos, que las moléculas (de elementos y de compuestos) se representan por fórmulas químicas y que para las moléculas de los compuestos su usan tanto formulas moleculares como empíricas. Entonces, se define como masa molecular a la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Ejemplo, SO2 1 S 32,07 uma 2 O + (2 x 16,00 uma) SO2 64,07 uma = masa molecular

23 Masa molar de un compuesto
Es la masa en gramos de un mol de compuesto y numéricamente es igual a su masa molecular (en uma). En el ejemplo anterior se calculó que la masa molecular del SO2 es de 64,07 uma. Por consiguiente, su masa molar es 64,07 g Análogamente, dado que la masa molecular del agua es 18,02 uma, su masa molar es de 18,02 g.

24 1 mol moléculas C3H8O = 8 átomos H
Ejemplo Calcular el N° de átomos de H que hay en 72,5 g de C3H8O Se sabe que: 1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O 1 mol moléculas C3H8O = 8 átomos H 1 mol H = 6,022 x 1023 átomos H - Con esto se obtiene que el Nº de átomos de H estará dado por: 1 mol C3H8O 60 g C3H8O x 8 mol átms H 1 mol C3H8O x 6,022 x 1023 átms H 1 mol átms H x = 72,5 g C3H8O Nº de átomos de H = 5,82 x 1024 átomos H

25 Ecuaciones químicas La forma convencional para representar las reacciones químicas. Esto es, los cambios químicos. Sustancias que cambian Sustancias que se forman Reactivos Productos Ejemplo 2 H O → H2O 2 Deben balancearse utilizando coeficientes, de modo que: “ el Nº de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos sea el mismo”. Así, se cumple con la ley de conservación de la masa

26 2H2 + O2 → 2H2O Lectura de una ecuación química: Ejemplos:
2 moléculas H molécula O2 → 2 moléculas H20 2 moles H mol O → 2 moles H2O 2 (2,02 g)=4,04 g H ,0 g O → 2 (18,02)=36,04 g H2O 2 Mg O2 → MgO 2 átomos Mg molécula O2 → 2 moléculas MgO 2 moles Mg mol O → 2 moles MgO 48,6 gramos Mg ,0 gramos O2 → 80,6 g MgO

27 Si las especies de la reacción están disueltas en agua. Es decir,
A menudo se indica también el estado físico (solido, líquido o gaseoso) de los reactivos y productos. Ejemplo 2P Cl → PCl3 (s) (g) (l) Si las especies de la reacción están disueltas en agua. Es decir, en ambiente acuoso KBr AgNO → KNO AgBr (ac) (ac) (ac) (s) Todas las ecuaciones químicas deben cumplir con la ley de conservación de la masa

28 Balanceo de ecuaciones químicas
Se deben seguir los siguiente pasos: 1º- Se identifica a todos los reactivos y producto con sus respetivas formulas correctas. Ejemplo: Para la reacción entre etano (C2H6) y oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), se escribe: C2H O → CO H2O 2º- Se identifican los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual números de átomos. Las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente

29 En ningún caso se modifican los subíndices
3º- Se identifican los elementos que están una sola vez en cada lado de la ecuación con distintos números de átomos; procediéndose a balancearlos en primer lugar. C2H O → CO H2O Es el caso del H y el C en el ejemplo. - Para balancear el H se coloca un 3 delante del H2O C2H O → CO H2O 2 3 - El C se balancea colocando un 2 delante del CO2 En ningún caso se modifican los subíndices de las fórmulas !!!!!!!

30 Es el caso del O que aparece en dos productos
4º.- Se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación. C2H O → CO H2O 7/2 Es el caso del O que aparece en dos productos Para balancear el O la única manera es colocar 7/2 delante del reactivo O2, ya que al lado de los productos hay 7 átomos O y 2 al lado de los reactivos Se ve que “los coeficientes estequiométricos son números racionales”;siendo preferibles expresarlos como números enteros. Para el efecto, se multiplica toda la ecuación por 2 C2H /2 O → CO H2O x 2 Así, finalmente queda como: 2C2H O → CO H2O

31 La ecuación cumple con la ley de conservación
5º.- Finalmente se verifica el número de átomos de cada elemento sea el mismo a ambos lados de la ecuación balanceada 2C2H O → CO H2O (2 x 2)= 4C 4 C (2 x 6)= 12 H (6 x 2) = 12 H (7 x 2) = 14 O (4 x 2) + ( 6x 2) = 14 O La ecuación cumple con la ley de conservación de la masa !!!!!!!!!

32 En el ejemplo KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente .
Puede darse casos en que aparezcan elementos una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos. Por ejemplo en: KClO3 (s) → KCl(s) O2 (g) Es el caso del K y del Cl En estos casos se identifica primero a estos elementos para asignarle el mismo coeficiente a las fórmulas que los contengan En el ejemplo KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente . El paso siguiente es igualar el número de átomos de O 2 KClO3 → KCl O2 2 3 Ecuación balanceada !!!!!!!!!!

33 Tipos de reacciones reacciones de combustión
2C2H O → CO H2O En éstas siempre interviene el oxígeno como reactivo para dar los productos CO2 y H2O. Otro ejemplo típico es: C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l) reacciones de descomposición En éstas hay siempre más productos que reactantes. Ejemplos: PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

34 Un tercer tipo de reacciones son las de reacciones de
metátesis (intercambio). Se dan generalmente entre compuestos iónicos e involucran el intercambio de aniones y cationes, formándose un producto que precipita Ejemplo:. : Se intercambian AgNO3 (ac) NaCl (ac) → AgCl(s) + NaNO3 (ac) Se intercambian Precipita

35 Además de las reacciones anteriores, existen las reacciones de
combinación. También llamadas de síntesis o de unión directa. En estas hay siempre menos productos que reactantes. Ejemplos: Entre elementos C(s) O2(g) → CO2(g) N2(g) H2(g) → 2NH3(g) 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) Entre compuestos CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

36 Composición porcentual en masa de los compuestos
Como se ha visto, la fórmula de un compuesto indica su composición. La composición se puede expresar convenientemente como el porcentaje en masa de cada elemento presente en el compuesto. Así, Atomos del elemento x PesoAtomico del elemento Peso de la fórmula del compuesto % elemento = x 100%

37 Entonces la composición porcentual se calcula como sigue
Ejemplo: La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, (H2O2), indica que en un mol de este compuesto hay 2 átomos de H y 2 átomos de O. Además, se sabe que . masa molar H2 = 1,008 g masa molar H2O2 = 34,02 g masa molar O2 = 16,00 g Entonces la composición porcentual se calcula como sigue %H = 2 x (1,008 g) 34,02 g x 100% = 5,926% Sumando %O = 2 x (16,00 g) 34,02 g x 100% = 94,06% Total ,99%  100%

38 Otro ejemplo. El etanol es un compuesto presente en
las bebidas alcohólicas De acuerdo a su fórmula C2H6O su masa molar es 46,07 g Entonces, %C = 2 x (12,01 g) 46,07 g x 100% = 52,14% %H = 6 x (1,008 g) 46,07 g x 100% = 13,13% %O = 1 x (16.00 g) 46.07 g x 100% = 34,73% Total = 100%

39 La formula empírica de un compuesto se puede determinar mediante la composición porcentual
Ej. La composición porcentual del ácido ascórbico (vitamina C ) es de 40,92 % de C y 4, 58% de H y 54, 50 % de O. Determinar la fórmula empírica de esta vitamina La información indica que en 100 g del ácido hay 40,92 g de C; 4,58 g de H y 54,50 g de O. De modo que el N° de moles de cada elemento será: n de C = 40,92 g C x (1 mol C / 12,01 g C) = 3, 407 mol C n de H = 4, 58 g H x ( 1mol H / 1,008 g H) = 4,54 mol H n de O = 54,50 g O x ( 1mol O) / 16,00 g O) = 3,406 mol O Con estos resultados se llega a la fórmula empírica C3,047H4,54 O3,406.

40 Aún es necesario convertir este en un N° entero.
Como las formulas se escriben con números enteros, no es posible tener 3,407; 4,54 y 3,406 átomos de C, H y O, respectivamente. Algunos de estos subíndices se pueden transformar en enteros dividiéndolos por el más pequeño. Así, C:(3,407/ 3,406) = 1; H:(4,54 / 3,406) =1,33 y O:(3,406 /3,406 = 1 Con esto la fórmula empírica sería: CH1,33 O Se hace por ensayo y error Aún es necesario convertir este en un N° entero. 1,33 x 2 = 2,66 1,33 x 3 = 3, 99 = 4 Así, finalmente la formula empírica es: (CH1,33 O) x 3 = C3H4O3

41 FIN