Clase 5 Compuestos ternarios y estequiometría

Sales Binarias HCl + NaOH NaCl + H2O Están formadas por un elemento metálico y otro no metálico. Se nombra primero el anión (no metal), con terminación uro, y luego el metal. Resultan de la reacción de un hidrácido y hidróxido. HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de sodio (sal binaria) Ácido clorhídrico (hidrácido) Hidróxido de sodio (base)

Hidróxidos Están formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH–). Estos compuestos tienen propiedades básicas, es decir, presentan pH mayor a 7. La fórmula general de los hidróxidos es: E+yOHy-1 Estado de oxidación del metal Metal

Oxácidos La fórmula general de los oxácidos es: H+1 E-xO-2 Son compuestos formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal. Presentan características de pH ácido. Su origen es a través de anhídridos y agua. CO2 + H2O  H2CO3 Anhídrido carbónico Ácido Carbónico La fórmula general de los oxácidos es: H+1 E-xO-2 Estado de oxidación del no metal No metal

Sales Ternarias MX+Z (AO)Z-X Se forman sustituyendo los átomos de hidrógeno de un oxácido por un elemento metálico. El estado de oxidación que lleva el anión respectivo, corresponde al número de átomos de hidrógeno que perdió el oxácido. Para nombrar la sal respectiva, se cambia el sufijo oso o ico del oxácido por el sufijo ito o ato, respectivamente. La fórmula general de las sales ternarias: MX+Z (AO)Z-X Estado de Oxidación del metal Metal Anión del oxácido

Síntesis de contenidos -1 -2 -2 +1

Estequiometría La estequiometría establece las relaciones existentes entre reactantes y productos, en una reacción química. Los reactantes son los precursores del proceso. Los productos, constituyen la parte final de la reacción, es decir, lo que se formó.

Dos moléculas de Hidrógeno (H2) Dos moléculas de agua (H2O) Una molécula de Oxígeno (O2)

Ley de la Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier) “En toda reacción química, la masa de los reactantes será igual a la masa de productos”. m Reactantes = m Productos Esta ley reafirma que en la naturaleza nada se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Conceptos estequiométricos Mol Molécula Número de Avogadro Masa molar

Mol (n) Cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomo, moléculas o iones) como átomos hay en 12g. de carbono 12.

Molécula Es la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de ella. Cada molécula se presenta independientemente de las demás.

Moléculas

Número de Avogadro El Número de Avogadro o Constante de Avogadro, es el número de moléculas de un mol de cualquier sustancia. 1 mol = 6,02 x 1023 moléculas 1 mol = 6,02 x 1023 átomos 1 mol = 6,02 x 1023 iones 1 mol gas *C.N.P.T. = 22,4 litros * C.N.P.T. presión: 1 atm, temperatura: 0°C

Uso del número de Avogadro Calcular el número de átomos que hay en 3 moles de Cu. Solución: 1 mol  6,02 x 1023 átomos de Cu 3 mol  x átomos de Cu x = 3 x 6,02 x 1023 átomos de Cu

Masa Molar Relación que se establece entre la masa de la entidad y la cantidad de moles. Se expresa:

Cálculo de masa molar Calcular la masa molar del Cu(OH)2, sabiendo que las masas atómicas (M.at.) de cada átomo son respectivamente: Mat Cu = 64 g/mol Mat O = 16g/mol Mat H = 1 g/mol MM Cu(OH)2 = Mat Cu + 2 Mat O + 2 Mat H Mat Cu = 64 g/mol  1 = 64 g/mol Mat O = 16 g/mol  2 = 32 g/mol Mat H = 1 g/mol  2 = 2 g/ mol + MM Cu(OH)2 = 98 g/mol

Equilibrio de ecuaciones Una forma sencilla de equilibrar ecuaciones, es seguir el orden de los elementos químicos. En primer lugar, se equilibran los metales. En segundo lugar, se equilibran los no metales. En tercer lugar, se equilibra el hidrógeno. Finalmente, se equilibra el oxígeno.

6 2 3 metal hidrógeno no metal Mg3 N2 + H2O NH3 + Mg(OH)2 2 x 3 = 6 total = 12

C Ejemplo Para que la ecuación CH4 + XO2 → YCO2 + ZH2O cumpla con la ley de conservación de masa, los valores de X, Y y Z deben ser respectivamente: A) 1, 2, 3 B) 3, 2, 1 C) 2, 1, 2 D) 2, 2, 1 E) 1, 2, 2 C

Síntesis de contenidos Átomos Molécula Nº Avogadro 6,02x1023 Mol Volumen molar C.N.P.T. 22,4 litros Masa molar