curso de ingreso 2013 cuadernillo de elementos de...

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SANTIAGO DEL ESTERO

FACULTAD DE AGRONOMÍA Y AGROINDUSTRIAS

CURSO DE INGRESO 2013

Cuadernillo de Elementos de Física y Química

Lic. Ricardo A. Mignone

Lic. Mariana García

Dra. Lucrecia L. Chaillou

Elementos de Física

Física es la ciencia que estudia las propiedades y fenómenos de la naturaleza con la asistencia del lenguaje matemático. Es una ciencia experimental. Esta ciencia incluye el estudio de las propiedades de la materia, la energía, el tiempo y sus interacciones.

Puede decirse que la Física es una ciencia que tiene como objetivo medir y relacionar los resultados de estas medidas entre sí y con otras magnitudes que no son directamente medibles, y deducir de estas relaciones leyes cuantitativas que puedan ser comprobadas posteriormente mediante nuevas medidas.

Entre las principales teorías de la física, puede mencionarse a la mecánica clásica (que describe el movimiento macroscópico), el electromagnes mo (se encarga de los fenómenos electromagnéticos como la luz), la relav idad (analiza el espacio-tiempo y la interacción gravitatoria), la termodinámica (sobre los fenómenos moleculares y de intercambio de calor) y la mecánica cuántica (que estudia el comportamiento del mundo atómico). Bibliografía

- Resnik, R.; Halliday, D.; Krane K. 2001. Física Vol. 1. 4º Edición. Compañía Editorial Continental. Mexico.

-Ledesma, M.M. 2009. Ingreso 2009. Área disciplinar: Física. Facultad de Ciencias Exactas y Tecnologías. Universidad Nacional de Santiago del Estero.

- Anríquez, C.; Biasoni, E.; Sain, P.; Santucho López, D. 2008. Física para el Ingreso 2008-2009. Facultad de Agronomía y Agroindustrias. Universidad Nacional de Santiago del Estero.

- Hewitt, P. 1999. Física conceptual. Ed. Prentice Hall, México

Curso de Ingreso FAyA 2013 Magnitudes Físicas

3

MAGNITUDES FÍSICAS

Se denomina magnitud física a aquellos parámetros que pueden ser medidos directa o indirectamente en una experiencia y expresar su resultado mediante un número y una unidad. Son ejemplos de magnitudes: la longitud, la masa, el tiempo, la superficie, la fuerza, la presión, la densidad, etc. Una medición es directa si se concreta a través de un instrumento de medida, y es indirecta si la medición se realiza a través de una variable que permite calcular otra distinta.

Las magnitudes físicas se utilizan para traducir en números los resultados de las observaciones; así el lenguaje que se utiliza en la Física es claro, preciso y terminante.

1.1. CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS

1.1.1. POR SU ORIGEN

Las magnitudes físicas, por su origen, se clasifican en fundamentales y derivadas.

Magnitudes Fundamentales

Son aquellas que sirven de base para escribir las demás magnitudes. Las magnitudes fundamentales son:

Longitud (L)

Masa (M)

Tiempo (T)

Temperatura termodinámica ( )

Intensidad luminosa (J)

Cantidad de sustancia ( )

Intensidad de corriente eléctrica (I)

Magnitudes Derivadas

Son aquellas magnitudes que se expresan en función de las magnitudes fundamentales. Por ejemplo, velocidad, trabajo, presión, aceleración, superficie (área), potencia, fuerza, densidad, etc.

1.1.2. POR SU NATURALEZA

Las magnitudes se clasifican por su naturaleza en magnitudes escalares y vectoriales.

Magnitudes Escalares

Son aquellas magnitudes que están perfectamente determinadas con sólo conocer su valor numérico y su respectiva unidad.

Por ejemplo, volumen: 120 m3, tiempo: 20 min, temperatura: 38 ºC


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Magnitudes Vectoriales

Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor numérico y unidad, se necesitan la dirección y sentido para que dicha magnitud quede perfectamente determinada.

Por ejemplo, en la Figura 1.1 se muestra que al bloque se le aplica una fuerza de 4 N, y la flecha (vector) indica que la fuerza es vertical y hacia arriba. La fuerza es una magnitud vectorial.

Figura 1.1. Fuerza aplicada a un cuerpo

De acuerdo con lo expresado anteriormente, se desprende que el concepto de magnitud está íntimamente relacionado con la idea de medición. Una magnitud física queda definida cuando se conocen las prescripciones para medirla, es decir se le asocia valores numéricos comparándola con otra de la misma clase tomada como unidad.

1.2. SISTEMAS DE UNIDADES Un sistema de unidades es un conjunto ordenado de unidades de medida que guardan entre sí relaciones definidas y sencillas.

1.2.1. SISTEMA INTERNACIONAL

El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el resultado de un acuerdo alcanzado en 1960 por la Conferencia General de Pesas y Medidas y tiene vigencia en la actualidad.

Este Sistema Internacional de Unidades consta de 7 unidades básicas o fundamentales que permiten expresar las magnitudes fundamentales. Estas se detallan en la Tabla 1.

Tabla 1. Unidades básicas o fundamentales

MAGNITUD UNIDAD SIMBOLO PATRON PRIMARIO

Longitud metro m Longitud de onda de la luz emitida por una lámpara de criptón

Masa kilogramo kg Cilindro de aleación de platino

Tiempo segundo s Frecuencia de la radiación de un oscilador de cesio especial

Intensidad de corriente eléctrica Ampere A Se basa en la fuerza magnética entre dos

alambres que transportan la misma corriente

Temperatura termodinámica Kelvin K

Temperatura a la que hierve el agua y se congela simultáneamente si la presión es

adecuada


5

Intensidad Luminosa Candela cd Radiación de una muestra de platino

preparada especialmente Cantidad de sustancia mol mol Definido partir de los átomos presentes en 12

g de carbono 12

Las unidades derivadas son las unidades correspondientes a las magnitudes derivadas, es decir resultan de la combinación de las fundamentales. Por ejemplo, la unidad de superficie, el m2 resulta de combinar dos veces la longitud. En la Tabla 2 se presentan algunas de ellas.

Tabla 2. Ejemplo de unidades derivadas MAGNITUD UNIDAD SIMBOLO

Fuerza Newton N

Área metro cuadrado m2

Volumen metro cúbico m3

Velocidad metro por segundo m/s

Trabajo Joule J

Potencia Watt W

Presión Pascal Pa

La relación entre las unidades derivadas y las fundamentales se establece mediante las ecuaciones dimensionales.

1.2.2. MÚLTIPLOS Y SUBMÚLTIPLOS

En Física, es muy frecuente usar números muy grandes, pero también números muy pequeños; para simplificar su expresión se utilizan los múltiplos y submúltiplos (Ver Tabla 3).

Tabla 3. Múltiplos y submúltiplos Múltiplos Submúltiplos

Prej o Símbolo Factor de multiplicación Prej o Símbolo Factor de

multiplicación Yotta Y 1024 yocto y 10-24

Zetta Z 1021 zepto z 10-21

Exa E 1018 atto a 10-18

Peta P 1015 femto f 10-15

Tera T 1012 pico p 10-12

Giga G 109 nano n 10-9

Mega M 106 micro 10-6

Kilo k 103 mili m 10-3

Hecto H 102 centi c 10-2

Deca D 101 deci d 10-1


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Los símbolos de los múltiplos o submúltiplos se escriben en singular. Al unir un múltiplo o submúltiplo con una unidad del S.I. se forma otra nueva unidad. Por

ejemplo, kilómetro (km), centímetro (cm), son nuevas unidades. La escritura, al unir múltiplo o submúltiplo con una unidad del S.I. es la siguiente:

1. El número (valor de la magnitud). 2. El múltiplo o submúltiplo (dejando un espacio entre el número y el múltiplo o submúltiplo) 3. La unidad del S.I. (sin dejar espacio).

Por ejemplo:

2 x103 m 2 kilómetros 2 km 4 x10-2 m 4 centímetros 4 cm

1.2.3. SISTEMA CEGESIMAL El sistema cegesimal de unidades, también llamado sistema CGS, es un sistema de unidades basado en el centímetro, el gramo y el segundo. Su nombre es el acrónimo de estas tres unidades. El sistema CGS ha sido casi totalmente reemplazado por el Sistema Internacional de Unidades. Sin embargo se utiliza en algunos campos científicos y técnicos muy concretos.

1.2.4. SISTEMA INGLÉS El sistema inglés de unidades o sistema imperial, es aún usado ampliamente en los Estados Unidos de América y, cada vez en menor medida, en algunos países con tradición británica. En este sistema las unidades fundamentales son:

Longitud: pie (ft) Fuerza: libra fuerza (lbf)

Masa: Libra - masa (lbm) Energía, trabajo: Joule (J)

Tiempo: segundo (s) Intensidad: Amperio (A))

Temperatura termodinámica grados Rankine (º R)

1.2.5. EQUIVALENCIA ENTRE LOS SISTEMAS

En la Tabla 4 se presentan algunas equivalencias entre las unidades de los distintos sistemas detallados anteriormente.

Tabla 4. Equivalencia entre unidades de distintos sistemas

MAGNITUD VALOR EN UNIDADES DEL S.I.

Longitud

1 año luz 9,46055 x 1015 m

1 pulgada 0,0254 m

1 pie = 12 pulgadas 0,3048 m

1 yarda = 3 pies 0,9144 m


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1 milla terrestre = 1760 yardas 1,609344 x 103 m (exactamente)

1 milla náutica 1,852 x 103 m

Velocidad

1 km/h 0,2778 m/.s

1 nudo = 1 milla náutica/h 1,852 km/h = 0,5144 m/s

Área

1 hectárea (ha) 1 x 104 m2

1 milla cuadrada 2,589988 km2 = 2,589988 x 106 m2

1 acre (ac) 4,04686 x 103 m2

Volumen

1 litro (l) 1 dm3

1 mililitro (ml) 1 cm3

1 UK galón 4,54609 dm3

1 US galón 3,785412 dm3

1 pie cúbico 2,831685 x 10-2 m3

1 pulgada cúbica 1,6387064 x 10-5 m3 = 16,387064 cm3

Peso

1 tonelada métrica 1x103 kg

1 libra (lb) 0,45359327 kg

1 onza (oz) 2,834952 x 10-2 kg

Temperatura

Celsius a Fahrenheit: T (ºF) = 9/5 (T ºC + 32)

Fahrenheit a Celsius: T (ºC) = 5/9 (T ºF - 32)

Celsius a Kelvin T (K) = T (ºC) +273

Fuerza

1 lb fuerza 4,48 N

1 dina 10-5 N

1 kg fuerza 9,8 N

Por ejemplo si se deseara expresar 720 km/h en m/s se procede de la siguiente manera: a) se escriben los factores de conversión

b) se simplifican las unidades cuando sea posible


8

sm

36001000.720

hkm720

c) se realizan las operaciones indicadas

2

4

1.3. ANÁLISIS DIMENSIONAL El análisis dimensional es una parte de la Física que estudia la forma como se relacionan las magnitudes derivadas con las fundamentales.

Toda unidad física, está asociada con una dimensión física, por ejemplo el segundo pertenece a la dimensión del tiempo (T), el metro es una unidad de medida de la dimensión longitud (L), el kg es una unidad de medida de la dimensión masa (M), etc. Además existen otras unidades que pueden expresarse en términos de las dimensiones fundamentales, por ejemplo la unidad de velocidad en el S.I. es m/s, que puede expresarse como combinación de las dimensiones mencionadas anteriormente, es decir:

Dimensión de velocidad =

El Análisis Dimensional se utiliza para:

expresar (relacionar) las magnitudes derivadas en términos de las fundamentales.

comprobar la veracidad o falsedad de las fórmulas físicas, haciendo uso del principio de homogeneidad dimensional.

deducir nuevas fórmulas a partir de datos experimentales.

Los símbolos que se utilizan para especificar las dimensiones básicas: longitud, masa y tiempo son L, M y T respectivamente.

Comúnmente se usan corchetes [ ] para indicar las dimensiones de una magnitud y deben expresarse como productos, así para el caso anterior se tiene:

TLv =LT-1

Las dimensiones pueden tratarse como cantidades algebraicas, de manera que, en el análisis

dimensional:

las cantidades sólo pueden sumarse o restarse si tienen las mismas dimensiones.

los dos miembros de una igualdad (o ecuación) deben tener las mismas dimensiones. Conviene remarcar que con este análisis se puede deducir o verificar una fórmula o expresión,

determinar las unidades (o dimensiones) de la constante de proporcionalidad, pero no su valor numérico, por lo tanto no pueden determinarse las constantes adimensionales.

Por ejemplo, si se desea determinar si la expresión 2at21x es dimensionalmente correcta:


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1. Se determinan las dimensiones de cada una de las variables: [x] = L, [a] = L/T2=LT-2, [t]2=T2

2. Se igualan las dimensiones de cada variable:

[x] =[a][t]2

3. Se sustituyen las dimensiones de cada variable:

L = (LT-2)(T)2.

4. Se opera algebraicamente con las dimensiones (agrupando las dimensiones iguales y aplicando propiedades de potencias):

L = L (T-2).(T)2 = L T (-2+2) = LT0 = L

5. Se observa si el resultado si es dimensionalmente correcto. En este caso sí lo es.

En la Tabla 5 se presentan magnitudes de uso frecuente con sus dimensiones, símbolos y unidades (en S.I.).

Tabla 5. Dimensiones, símbolos y unidades de magnitudes físicas de uso frecuente

Magnitud Dimensión Símbolo Unidad

Longitud L x, y m

Masa M m kg

Tiempo T t s

Superficie L2 A m2

Volumen L3 V m3

Velocidad L.T-1 v m/s

Aceleración L.T-2 a m/s2

Fuerza M.L.T-2 F kg.m/s2

Trabajo M.L2.T-2 J kg.m2/s2


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Guía de Ejercitación Nº1

Sistemas de unidades

1. Entre las alternativas, indique las unidades que no corresponden a las magnitudes fundamentales del Sistema Internacional:

a) metro (m) b) mol (mol) c) Amperio (A) d) candela (cd) e) segundo (s) f) kilogramo (kg) g) dina (din) 2. Marque las magnitudes que no corresponden con la unidad asignada en el S.I.

a) Cantidad de sustancia - kilogramo b) Tiempo - segundo c) Intensidad de corriente - candela d) Masa - kilogramo e) Temperatura termodinámica kelvin f) Intensidad luminosa- Amperio 3. Indique las unidades que no corresponden a una unidad fundamental en el S.I.

a) A Ampere b) mol - mol c) C - Coulomb d) m metro e) ergio - erg f) libra - lb g) pie ft 4. Entre las unidades mencionadas, señale las que pertenecen a unidades base en el S.I.

a) N Newton b) Pa - Pascal c) oz - onza d) A - Amperio e) g gramo f) W watt g) ºC grado centígrado o Celsius 5. ¿Qué relaciones no corresponden?

a) 1 YN = 1024 N b) 4 PJ = 4x 1015J c) 1 ns = 10-9 s d) 3 pmol= 3x10-9


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e) 5 fA = 5x10-18 A f) 20 cd= 2x10-7 cd 6. Al convertir una señal de camino al sistema métrico, sólo se han cambiado parcialmente los datos. Se indica que una población está a 20 km de distancia, y la otra a 10 millas de distancia (1 milla = 1,61 km). ¿Cuál población está más distante y en cuántos kilómetros? 7. Los diámetros de unas tuberías necesarias en una fábrica son 2; 4 y 12 pulg. Indique los diámetros en cm y dm.

8. Realice las siguientes conversiones:

a) 520.314 m a km

b) 120 km/h a m/s

c) 145 ft a m

d) 1500 cm3 a l

e) 8240 l/s a m3/s

f) 4200s a min

g) 2 kW.h a J (recordar que W=N/s y J=N.m)

h) 15 lb/pulg3 a g/ml

9. Complete la siguiente tabla

Cand ad Converr en Procedimiento

(Multiplicar / dividir por uno o varios factores de conversión)

Respuesta (número y unidad)

0,0220 m cm

0,00120 mm nm

450002 cm m

25 km m

4,2 mm2 cm2

2,5 días h

2,5 días min

2,5 días s

34728 s min

34728 s h

34728 s d

742 cm3 m3

412 dm3 m3

1248 l cm3

1,033 g/cm3 g/l


12

10. Hallar en Zm la distancia que existe desde la Tierra a una estrella, siendo esta distancia equivalente a 4 años luz. (1 año luz = distancia que recorre la luz en un año de 365 días). Considere que la luz recorre 300 000 km en 1 segundo. 11. Exprese en Gm la distancia que recorre en 2 Ts un móvil que marcha a 110 km/h

12. Las cepas de Bacillus cereus se reproducen en progresión geométrica a razón de 1200 bacterias por hora. Si un cultivo tenía inicialmente 24 bacterias, cuántas se tendrá en 2 h? Exprese este resultado en Tbacterias. 13. Si un mol de carbono tiene 6, 02 x1023 átomos y pesa 12 g, ¿cuánto pesaran en ng 21,25 x 1013 átomos? 14. Un cuerpo tiene una masa de 2400 Gg y un volumen de 3500 km3, encuentre su densidad en

g/m3

Análisis dimensional

15. Siendo m una magnitud física, indique cuáles de las siguientes proposiciones se cumplen:

a)

b) 2mm.m

c) mm/m 2

d) 16. Indique las relaciones que son dimensionalmente correctas:

a) [fuerza]= MLT-3

b) [trabajo]=ML2T-2 c) [velocidad]=L.T1 d) [aceleración]= LT-2

120 g/cm3 kg/m3

1,033 g/cm3 lb/ft3

1,033 g/cm3 g/dm3

1200 kg tn

8740 mg g

12 lb g

350 ft pulg

350 ft m

12 kg fuerza N


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17. Indique verdadero o falso

a) El análisis dimensional se utiliza para verificar fórmulas b) El análisis dimensional se utiliza para deducir fórmulas empíricas c) En una fórmula dimensional todos los términos de ambos miembros deben tener las mismas dimensiones d) La ecuación dimensional de los términos del primer miembro son diferentes a las dimensiones del segundo miembro. 18. Marque las unidades que están asociadas incorrectamente a las dimensiones propuestas.

a) 11TMLm

s.kg

b) 222

2TML

sm.kg

c) A/s= I.T-1

19. A partir de la ley de Gravitación Universal de Newton: 2

21

r

mGmF determinar las dimensiones

de la constante de gravitación G. 20. A partir de la Ecuación General de los Gases Ideales, PV=n RT determine las dimensiones de la constante universal de los gases R. 21. Encuentre las dimensiones del período T de un péndulo de longitud l, siendo la fórmula:

glkT , donde k es una constante adimensional y g es la aceleración de la gravedad.

22. El calor específico de una sustancia está dado por la ecuación c=a+bt2, donde a y b son constantes y t es la temperatura en grados centígrados. El calor necesario para aumentar la temperatura de una masa m de la sustancia desde 0 ºC hasta T ºC es:

a) 3

TbaTm3

o bien b) 4

TbaTm2

Curso de Ingreso FAyA 2013 Cinemática

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CINEMATICA

La Mecánica es una rama de la Física que estudia el movimiento de los cuerpos. Cinemática es una parte de la Mecánica que se encarga de estudiar el movimiento de los cuerpos sin considerar las causas que lo producen.

2.1. CONCEPTOS BÁSICOS

Partícula

Un cuerpo puede considerarse como partícula o punto material cuando pueden despreciarse sus dimensiones geométricas y no hay interés en su estructura interna comparadas con el fenómeno estudiado. Por ejemplo si un ómnibus que mide 15 m se desplaza 1 cuadra no pude considerarse como una partícula, sin embargo si este ómnibus se desplaza de Santiago del Estero a Las Termas, sí puede considerarse una partícula.

Posición

La posición de una partícula puede decirse que es el punto del espacio que ocupa esa partícula con respecto a un sistema de referencia. De manera que dado un sistema de coordenadas, a cada posición de la partícula le corresponde una única coordenada. Por ejemplo en la Figura 2.1 se indican dos posiciones diferentes de una partícula en un sistema de referencia de coordenadas cartesianas.

Figura 2.1. Diferentes posiciones de una partícula

La posición de una partícula se puede representar como un vector, , cuyo origen coincide con el origen del sistema de coordenadas y cuyo punto final está en el punto correspondiente a su posición. En la Figura 2.2. se presentan los vectores que representan a las posiciones de la figura anterior.

x

y

x1 x2

y2

y1 P1=(x1,y1)

P2=(x2,y2)


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Figura 2.2. Representación vectorial de dos posiciones de una partícula

Desplazamiento

Desplazamiento es la diferencia entre dos vectores posición de la partícula, es la diferencia entre el vector posición inicial y el vector posición final. En la Figura 2.3 se muestra el desplazamiento entre las posiciones P1 y P2: Como puede observarse el desplazamiento es un vector trazado desde la posición inicial hasta la posición final.

.

Figura 2.3. Desplazamiento de una partícula de la posición 1 a la 2

Movimiento

Puede definirse al movimiento como el fenómeno físico que consiste en el cambio de posición que realiza un cuerpo (móvil) en cada instante con respecto a un sistema de referencia, el cual se considera fijo.

UN CUERPO ESTÁ EN MOVIMIENTO SI SU POSICIÓN CAMBIA CON EL TIEMPO, respecto a un punto o sistema de referencia.

y

x x1 x2

y2

y1 P1

P2

2r

y

x x1 x2

y2

y1 P1

P2

2


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Trayectoria

Es el lugar geométrico de las posiciones sucesivas por las que pasa un cuerpo en su movimiento. Es la línea que describe la partícula en su movimiento. La longitud de la trayectoria se denomina longitud recorrida x. En la Figura 2.4 se presentan ejemplos de trayectorias de una partícula.

Figura 2.4. Ejemplos de trayectorias de una partícula

Intervalo de Tiempo

El intervalo de tiempo es el tiempo en el que se desarrolla un fenómeno o acontecimiento, es la diferencia entre el tiempo final y el inicial. Se denota como ( ti) o bien ( t1), etc.

2.2. MOVIMIENTO RECTILÍNEO Se denomina movimiento rectilíneo a aquel cuya trayectoria es una línea recta. A continuación se considerarán distintos conceptos vinculados a este tipo de movimiento.

2.2.1. POSICIÓN

Considerando el caso de una partícula que se mueve en línea recta, desde el punto 0 al punto P, su

posición, en el instante t, queda determinada por el vector (considerando que el sistema de

referencia tiene origen en 0 y el eje x coincide con la dirección del movimiento) cuyo origen es el punto 0 y su extremo el punto P de coordenada x1, como se muestra en la Figura 2.5.

Figura 2.5. Posición de una partícula en un instante de tiempo

En el sistema de referencia de la Fig. 2.5 se observa que arbitrariamente se tomó como positivo el sentido del desplazamiento de la partícula. Como se indicó en el apartado 1.6 del capítulo anterior, se debe elegir una escala para representar adecuadamente el vector.

Si la partícula se desplazara en sentido contrario al que se eligió como positivo, su posición será negativa. Si la partícula está en reposo la coordenada del punto P no varía, si la partícula se mueve con respecto al origen, la coordenada cambia.

x 0 x1

P


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2.2.2. DESPLAZAMIENTO

Suponiendo que en el tiempo t1, la partícula se encuentra en posición x1, y más tarde en el tiempo t2, la partícula se encuentra en la posición x2 (Fig. 2.6). Puede afirmarse que la partícula se ha desplazado (ha variado su posición con el tiempo), ese desplazamiento se denota con

, el mismo se produjo en el intervalo de tiempo t = t2-t1.

Figura 2.6. Posición de una partícula en dos instantes de tiempo

El desplazamiento x como se indicó anteriormente es un vector cuyo origen coincide con la

posición de la partícula en el primer instante de tiempo y su extremo se encuentra en el punto que ocupa la partícula en el tiempo final. Por ello el desplazamiento no es una medida del camino recorrido, por ejemplo si la partícula se mueve a las posiciones x1, x2, x3 y x4 y regresa en el tiempo final a la posición x3, el x= x3 - x1.

Por ejemplo, si el vector =3 m y 2 = 5 m, entonces el desplazamiento es

El desplazamiento indica el cambio neto de posición en el intervalo de tiempo considerado.

2.4. CAMINO RECORRIDO

Al desplazarse, la partícula describe una trayectoria, la longitud de la misma se denomina camino recorrido o longitud de la trayectoria L, que es una magnitud escalar.

Por ejemplo, si las posiciones de la partícula son =3 m, 2 = 5 m, 3 = 9 m (con puntos

de coordenadas P1= 3m, P2=5 m y P3= 9 m) y luego retorna a la posición entonces la longitud del

camino recorrido es: L= P1P2 + P2P3 +P3P1= [(5-3) + (9-5) + (9-3)] m =(2 + 4 + 6) m= 12 m 2.5. VELOCIDAD

La velocidad es una magnitud vectorial cuyo módulo indica cual es el espacio recorrido por una partícula en cada unidad de tiempo. Físicamente, el módulo o valor de la velocidad indica la rapidez

con la cual se mueve un cuerpo, se denota con . La velocidad media entre los instantes t1 y t2 está definida por la siguiente fórmula:

12

12

12

1212m tt

xxtx

v

La interpretación geométrica de esta definición es la siguiente:

Si una partícula se mueve en línea recta, su posición es una función del tiempo, es decir x

=f(t). Por lo tanto para cada instante de tiempo existe un valor determinado de posición. Si se grafica esta función se obtiene una curva como la representada en la Fig. 2.7.

x 0 x1

P1

x2

P2 x


18

Figura 2.7. Interpretación geométrica de la velocidad media

La velocidad media en el intervalo t = t2-t1 es la pendiente de la recta secante a la

curva x =f(t), en los puntos R y P. De la gráfica esa pendiente es: 12

12

12

12ttxx

tx

Cuanto mayor es la pendiente mayor es el módulo de la velocidad media.

La ecuación dimensional para la velocidad es: , su unidad en el S. I es m/s.

2.3. MOVIMIENTO RECTILÍNEO UNIFORME (MRU) Una partícula posee movimiento rectilíneo uniforme si cumple las siguientes condiciones:

1. La trayectoria que recorre es una línea recta. 2. La velocidad (v) es constante (por lo tanto la aceleración es igual a cero)

Que la velocidad sea constante implica que el desplazamiento es proporcional al e mpo En esta clase de movimiento, la partícula recorre distancias iguales en tiempos iguales. En la Figura 2.9 se representa v= v(t):

Figura 2.9. Representación de velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniforme

t

x

t1 t2

x1

x2

t

x

R

P

v

t t1 t2

v


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Como se observa en la figura anterior, , el signo de la velocidad

(recordar que es una magnitud vectorial) coincide con el del desplazamiento puesto que el tiempo es siempre positivo.

Si , el movimiento es de avance, la partícula se desplaza en el sentido positivo

del eje de referencia.

Si , el movimiento es de retroceso, la partícula se desplaza en el sentido

negativo del eje de referencia. El gráfico de la posición en función del tiempo es una recta de pendiente constante, negativa

o positiva de acuerdo con el sentido del movimiento (Ver ejemplo en la Figura 2.10).

Figura 2.10. Representación de posición vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniforme

De la ecuación , se puede despejar el desplazamiento (para simplificar

la notación se escribe v en lugar de v , lo mismo para el desplazamiento, pero recordando siempre que son magnitudes vectoriales. Considerando además que el tiempo inicial se denota con t0 y la posición inicial con x0.

)tt.(vxx 00 es la ecuación de la posición en función del tiempo para el MRU.

Como puede verse esta ecuación indica que la posición es una función de primer grado del tiempo.

Puede suceder que t0=0, entonces:

Si x0=0, la ecuación queda reducida a: x = v.t (su representación es una recta que pasa

por el origen de coordenadas).

A partir de la ecuación , se ve que el desplazamiento es igual al producto de la

velocidad (que es una constante) por el intervalo de tiempo, es decir el área sombreada en la Fig. 2.11.

x

t t1 t2

x1

x2

t

x


20

Figura 2.11. Área encerrada por la curva del el gráfico velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniforme.

v

t t1 t2

v x


21


Movimiento Rectilíneo Uniforme

1. Considerando una partícula que se mueve en línea recta, grafique los vectores posición para: a) t =0 s y x= 2 m; b) t =1 s y x= 2,5 m; c) t =3 s y x= 3 m; d) t=5 s y x= 6 m 2. Considerando las posiciones del ejercicio 1, calcule y grafique los vectores desplazamiento para los intervalos de tiempo: a) (0,1) s; b) (0,3) s ; c) (1,3) s; d) (3,5) s; e) (1,5) s; f) (0,5) s 3. Calcule la velocidad media para los intervalos de tiempo del ejercicio 2, indicando módulo, dirección y sentido, grafique. 4. Si un tren circula a 240 km/h, cuanto tiempo tardará en recorrer 500 km? 5. Si un auto mantiene constante su velocidad de 110 k/h, ¿que distancia recorrerá en 24 min? 6. Un automóvil circula a 120 km/h y otro a 30 m/s, indique cuanto tiempo tardan en recorrer 45 km. 7. Considere una partícula que se desplaza de la manera siguiente para t =0 s, x= 2 m; t =4 s y x= 6 m, para t =8 s y x= 15 m y para t= 12 s retrocede 8 m. Calcule el camino recorrido y el desplazamiento. 8. Si el registro de la posición con respecto al tiempo, de un automóvil que desciende por una colina es la siguiente, encuentre la velocidad promedio y la velocidad media del automóvil durante: a) el primer segundo, d) durante los cuatro primeros segundos c) durante todo el descenso.

x(m) 0 9 16 25 32 36 38

t (s) 0 1 2 3 4 5 6

9. Un ciclista viaja hacia el Sur durante 35 min a 20 km/h, se detiene durante 25 min. Después continúa hacia el Este, recorriendo 50 km en 2 h. Indique: a) ¿cuál es su desplazamiento? b) ¿Qué distancia recorrió? c) ¿cuál es su velocidad promedio? ¿ y la velocidad media? 10. Un maratonista avanza en línea recta con una velocidad promedio de + 5 m/s durante 8 min, y después con una velocidad promedio de + 4.00 m/s durante 6 min. Indique su velocidad promedio durante este tiempo? 11. Si la ecuación en función del tiempo para una partícula es x= 4 + 2.t, donde x se mide un m y t en segundos, indique: a) la posición de la partícula para: i) el instante inicial ii) t= 6 s iii) t = 12 s b) el desplazamiento a cabo de 1 s c) el tiempo para que la partícula se encuentre a 16 m del origen de coordenadas


22

12. Considere el gráfico de una partícula que se mueve con MRU Determine:

a) la posición inicial b) la velocidad media c) el desplazamiento en el intervalo (0,6) s d) la ecuación de x=x(t)

13. Si dos ómnibus salen al mismo tiempo, y en sentido contrario de dos ciudades separadas 550 km, y se desplazan a velocidad constante de 100 y 90 km/h, calcule la distancia a la que se encontrarán y el tiempo que tardarán en llegar al punto de encuentro. Grafique. 14. Considere el gráfico de una partícula que se mueve con MRU Determine:

e) la posición inicial f) la velocidad media g) el desplazamiento en el intervalo (0,7) s h) la ecuación de x=x(t)

x (m)

t (s)

12

3

24

x (m)

t (s)

4

3

5

7

6,5


23

2.4. MOVIMIENTO RECTILÍNEO UNIFORMEMENTE VARIADO (MRUV)

Para describir este movimiento se necesita un nuevo concepto, el de aceleración.

Aceleración

La aceleración es una magnitud vectorial cuyo módulo mide el cambio de la velocidad por cada unidad de tiempo. Físicamente, el módulo de la aceleración mide la rapidez con la cual varía la

velocidad. Se denota con .

Si la velocidad de una partícula varía con el tiempo, la partícula sufre una aceleración y el movimiento es variado.

La aceleración media entre los instantes t1 y t2 está definida por la siguiente fórmula:

12

12

12

1212m tt

vvtv

a

Al igual que la velocidad media su interpretación geométrica involucra un gráfico de la

velocidad en función del tiempo, es decir v =f(t). Por lo tanto para cada instante de tiempo existe un

valor determinado de velocidad. Si se grafica esta función se obtiene una curva como la representada en la Fig. 2.8. Si se traza la recta secante por los puntos S y U, su pendiente representa la aceleración media en el intervalo t = t2-t1

Figura 2.8. Interpretación geométrica de la aceleración media

Cuanto mayor es la pendiente mayor es el módulo de la aceleración media.

La ecuación dimensional para la aceleración es: , su unidad en el S. I es m/s2. Una partícula posee movimiento rectilíneo uniformemente variado si cumple las siguientes

condiciones: 1. La trayectoria que recorre es una línea recta. 2. La aceleración (a) es constante

Que la aceleración sea constante implica que la velocidad es proporcional al tiempo En la Figura 2.12 se representa a= a(t):

t

v

t1 t2

v1

v2

t

v

S

U


24

Figura 2.12. Representación de aceleración vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado

Como se observa en la figura anterior, , el signo de la aceleración (recordar

que es una magnitud vectorial) coincide con el de la velocidad puesto que el tiempo es siempre positivo.

El gráfico de la velocidad en función del tiempo es una recta de pendiente constante, negativa o positiva de acuerdo con el sentido del movimiento (Ver ejemplo en la Figura 2.13).

Figura 2.13. Representación velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado

De la ecuación , se puede despejar la velocidad (para simplificar la

notación se escribe v en lugar de v , lo mismo para el desplazamiento, la aceleración, pero

recordando siempre que son magnitudes vectoriales. Considerando además que el tiempo inicial se denota con t0 y la velocidad inicial con v0.

0000

es la ecuación de la velocidad en función del tiempo para el MRUV.

Como puede verse esta ecuación indica que la velocidad es una función de primer grado del tiempo.

Puede suceder que t0=0, entonces:

a

t t1 t2

a

v

t t1 t2

v1

v2

t

v


25

Si v0=0, la ecuación queda reducida a: v = a.t (su representación es una recta que pasa

por el origen de coordenadas). Para conocer la ecuación temporal de la posición para el MRUV, se considera el significado físico del área encerrada por la curva v=v(t) y el eje temporal, que como se desarrolló para el MRU corresponde al desplazamiento. De la Figura 2.14 se tiene que el área involucrada corresponde al área de un trapecio que a su vez puede considerarse formado por un triángulo rectángulo y un rectángulo.

Figura 2.14. Area encerrada por la curva del gráfico velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado.

El área del triángulo es: t.v21 , la del rectángulo es t.v1, por lo tanto el desplazamiento x

en el intervalo t= t-t0 es:

Como , se tiene:

21212112

21

)tt.(a21)tt(vxx

t.a21tvx

Si t1=0 y t2 = t, y x1=x0 y x2=x, se puede escribir una ecuación más simple que es:

Si además x0=0 y v0=0, la ecuación es:

2t.a21x

La representación gráfica de la posición en función del tiempo para un MRUV es la que se presenta en la Fig. 2.15.

v

t t1 t2

v1

v2

t

v


26

Figura 2.15. Posición vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado

x

t

x

t

a >0 a < 0


27


Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado

1. Calcule la aceleración de un auto que a los 20 s de ponerse en marcha alcanza una velocidad de 25 km/h. 2. Si un motociclista circula 40 km/h , frena y se detiene a los 3 s, indique la aceleración y la distancia a la que se detiene. 3. Una partícula se desplaza a 20 m/s y la aceleración constante es 1,5 m/s2, calcule la velocidad luego de 30 s y la posición al cabo de ese tiempo. 4. Si una partícula se mueve sobre una recta de forma tal que su posición varía con el tiempo como se indica en el gráfico:

Determine: a) la velocidad media en los intervalos (0,4); (4,10); (10,12); (0,12) b) describa el movimiento de la partícula c) represente esquemáticamente v=v(t)

5. La ecuación v= 4 t +6 representa la velocidad en función del tiempo para una partícula que se mueve sobre el eje x. Donde v se mide en m/s y el tiempo en s. Calcule: a) la velocidad en el instante inicial b) la velocidad en t= 4, 10 y 12 s c) la aceleración d) la variación de la velocidad al cabo de 4 s e) la ecuación de x=x(t) para x0= 5 m f) el desplazamiento a los 4 s.

6. Considere el gráfico de v=v(t) para una partícula se mueve con MRUV y determine: a) la velocidad inicial de la partícula b) su aceleración media c) la aceleración a los 5 s d) el desplazamiento en el intervalo (0,5) s e) la velocidad media en el intervalo (0,10) s f) la ecuación x=x(t)

x(m)

t (s)

20

4 10 12


28

7. El gráfico v= v(t) para una partícula es:

Indique: a) la velocidad media; b) la aceleración media 8. Una partícula se mueve con una velocidad inicial de 50 m/s en 30 s, la velocidad disminuye uniformemente hasta cero. ¿Cuál es la aceleración promedio durante ese intervalo? 9. Si la ecuación temporal de la posición de una partícula es x= 4 + 2t + 5t2 cuyas unidades son m para la posición y segundos para el tiempo, determine la velocidad y la aceleración de la misma.

v (m/s)

t (s) 5 10

-6

v (km/h)

t (h) 7 12

75

Elementos de Química

Química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su estructura, su composición,

las transformaciones que experimenta y la energía involucrada en dichos cambios y las leyes

que los rigen.

La materia, según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo físico".

La Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla, toca o

siente, es materia. También lo es el hombre mismo.

A la energía, se la define generalmente como la capacidad para realizar trabajo.

A pesar que la energía puede asumir muchas formas que son interconvertibles no se crea ni

se destruye. Cuando una forma de energía desaparece, otra forma de igual magnitud debe

aparecer y viceversa. La energía total del universo permanece constante: ley de

conservación de la energía.

Bibliografía

- R. Chang, W. College. Química 7° Edición. Ed. McGraw-Hill (2002).

- Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003).

- R.Usón. Química, una ciencia experimental. Ed. Reverté S.A. (1990)

- G. Fabiani, M. Garcia, R. Mignone, V. Palazzi. Química para el Ingreso 2012. Facultad de Agronomía y Agroindustrias. Universidad Nacional de Santiago del Estero.

Curso de Ingreso FAyA 2013 Estructura Atómica

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ESTRUCTURA ATÓMICA

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. La Tabla 3.1. resume los descubrimientos científicos que permitieron desarrollar los distintos modelos atómicos propuestos antes del modelo atómico actual. También se enuncian los principales postulados de los mismos.

Tabla 3.1. Resumen de algunos modelos atómicos.

Año Científico Descubrimiento Modelo Atómico

1808 John

Dalton

Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

Joseph J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911

Ernest Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.


31

3.1. CONCEPTOS BÁSICOS

En el átomo se distinguen dos zonas bien diferenciadas: 1- Zona corc al externa: formada por electrones que se distribuyen alrededor del núcleo en orbitales o niveles de energía. Los electrones se desplazan acercándose o alejándose del núcleo, formando una esfera difusa alrededor del mismo (nube electrónica). Los electrones del nivel mas externo se denominan electrones de valencia, los restantes se llaman electrones satélites. 2- Núcleo: formado por protones y neutrones. Los protones son partículas cargadas positivamente, cuya masa es 1836 veces mayor que la del electrón. Se encuentran en cada átomo en número igual a los electrones. Los neutrones son partículas subatómicas de masa ligeramente superior a la de los protones pero no poseen igual carga eléctrica. La suma de la masa de los protones y neutrones equivale al 99% de la masa total del átomo. Al conjunto de estas dos partículas se las conoce como nucleones. El átomo es eléctricamente neutro.

3.1.1. NÚMERO ATÓMICO (Z)

Se denomina número atómico al número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Se designa con la letra Z. Como en un átomo hay igual cantidad de protones que de electrones, el número atómico indica también el número de electrones que posee un átomo.

Z= ne- = np+

3.1.2. NUMERO MÁSICO (A)

Es el número que resulta de sumar los protones y neutrones de su núcleo atómico. Se designa con la letra A. Tiene un valor igual o aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.

A = np + nn A = Z + nn nn = A Z

Notación Espectroscópica

De acuerdo con esta notación, se consignan los elementos con su símbolo químico al que se le adicionan abajo y a la esquina Z y arriba y a la izquierda o derecha A:

Z X A o A Z X

Un átomo puede a su vez ganar o perder electrones transformándose en una especie cargada eléctricamente que se denomina ion. Los iones que se originan por ganancia de electrones se denominan aniones y los que se originan por pérdida de estos, cationes.

X + e- X- (anión) X - e- X+ (catión)


32

Resumen Los átomos no tienen carga eléctrica. Los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones. Si un átomo gana electrones adquiere carga eléctrica negativa y se transforma en un ion

negativo denominado anión. Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva y se transforma en un ion positivo

denominado catión. Se denominan especies isoelectrónicas a las que poseen igual número de electrones.

ISOTOPOS

Difieren por lo tanto en el número másico. La palabra isotópo deriva del griego (iso = igual; topo = lugar) o sea que son elementos que ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica, por tener el mismo número atómico. Los isotópos poseen las mismas propiedades químicas, difiriendo entre sí solamente en lo relacionado con algunas propiedades físicas.

Ejemplos:

Figura 3: Los isótopos del hidrógeno.

Se llaman isótopos de un elemento a los átomos de un mismo elemento cuyos núcleos contienen el mismo número de protones (igual número atómico) pero diferente número

de neutrones.


33

Aunque los isotópos tienen diferente masa atómica, poseen, como ya se dijo, las mismas propiedades químicas, esto nos demuestra que las propiedades químicas dependen del número atómico y no del número másico. En cambio las propiedades físicas dependen de este último. Ejercicio: Complete la siguiente tabla:

Especie Protones Electrones Neutrones Z A Ba 60 56 Mn 30 55 Si 16 14 Kr 36 38 Ca++ 20 40 N-3 10 15

VARIEDADES ALOTRÓPICAS

Entre los elementos que poseen esta propiedad podemos mencionar: Carbono que posee dos variedades alotrópicas: diamante y grafito. Oxígeno que posee dos variedades alotrópicas: oxígeno molecular (O2) y ozono (O3). Fósforo que posee tres variedades alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro. Las variedades alotrópicas de un elemento presentan propiedades intensivas diferentes.

MODELO ATÓMICO ACTUAL

El fracaso del modelo de Bohr para explicar los espectros de átomos distintos al hidrógeno, sumado a los descubrimientos de principios de siglo que revolucionaron toda la Física, llevó a crear un modelo atómico mejorado que, hasta el momento, explica satisfactoriamente los resultados de las experiencias atómicas. Este modelo se conoce con el nombre de modelo atómico actual y fue el resultado de varias contribuciones hechas por De Broglie, Heissenberg, Planck, Schrödinger, Pauli, entre otros. El modelo actual sostiene básicamente que los electrones no ocupan una órbita a distancia fija, sino que hay probabilidad de encontrarlos dentro de una determinada región del espacio que rodea al núcleo llamada orbital. En 1926 el físico austríaco Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda (psi), la cual depende de la ubicación del sistema en el espacio (como la que guarda un electrón en un átomo).

Alotropía es la propiedad de algunos elementos de formar distintas sustancias simples.


34

La función de onda en sí misma no tiene un significado físico directo. Sin embargo, la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la función de onda,

2.

Números cuánticos

Cuando se quiere caracterizar e identificar cada uno de los electrones de un átomo, el modelo atómico actual define los números cuánticos, que se representan con las letras n, l, m y s. Los primeros tres derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger y se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. El número s describe el comportamiento de un determinado electrón y completa la descripción de los electrones en el átomo.

Número cuántico principal (n): define el nivel de energía en que se ubica el electrón. También está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital, como así también al tamaño o volumen de dicho orbital La cantidad de electrones que puede alojar cada nivel de energía es igual a 2n2.

Número cuántico secundario o azimutal (l): indica dentro de cada nivel energético, el subnivel donde se encuentra el electrón. Está relacionado con la forma del orbital. Los valores de l dependen del valora asignado al número cuántico principal. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n-1).

0 1 2 3 4 5 subnivel s p d f g h nombre sharp principal diffuse fundamental -- --

Cantidad de subniveles en cada nivel energético: El primer nivel: n = 1 tiene subnivel: l = 0 (s) El segundo nivel: n = 2 tiene 2 subniveles: l = 0 (s) y l = 1 (p) El tercer nivel: n = 3 tiene 3 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p) y l = 2 (d) El cuarto nivel: n = 4 tiene 4 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d) y l = 3 (f) Cantidad de orbitales en cada nivel energético:

La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a: n2

Nivel de energía Número de orbitales Primer nivel: n = 1 12 = 1 Segundo nivel: n = 2 22 = 4 Tercer nivel: n = 3 32 = 9

Número cuántico magnético (m): Indica el orbital que ocupa cada electrón en un subnivel y está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico secundario. Para cierto valor de l, existen (2 l +1) valores enteros de m:


35

- l, (-l l-1), l La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a n2

Para l = 0 (s) m = 0 Para l = 1 (p) m = -1, 0, +1 Para l = 2 (d) m = -2, -1, 0, +1, +2 Para l = 3 (f) m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Número cuántico de spin (s): está relacionado con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Puede tomar solamente dos valores: +½ y -½.

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos

n l m número de orbitales

número de electrones

designación

1 0 0 1 2 1s

2 0 1

0 -1, 0, 1

1 3

2 6

2s 2px, 2py, 2pz

3 0 1 2

0 -1, 0, 1

-2, -1, 0, 1, 2

1 3 5

2 6

10

3s 3px, 3py, 3pz

3dxy, 3dyz, 3dxz, 2 2 2x -y z3d ,3d

Representación espacial de los distintos subniveles de los orbitales s, p, d y f.


36

Resumiendo

El nivel está definido por el número cuántico principal (n). El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l). El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m). El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

Wolfgang Pauli enunció en 1925 un principio que hoy lleva su nombre y que se denomina principio de exclusión. Establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener iguales valores de n, l y m, por lo tanto deben diferir en su valor de s. Conclusiones: En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spins opuestos. Cada orbital se representa mediante rectángulos. Los electrones que se ubican en el orbital se simbolizan con una flecha.

Si un orbital posee un solo electrón se denomina incompleto o desapareado.

Cuando un orbital e ne dos electrones se llama completo o apareado.

Cuando un orbital no tiene electrones se llama vacío.

REGLAS DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD

Estas reglas establecen que: 1-Los electrones ocupan primero los orbitales de menor contenido energético (más próximos al núcleo). 2-Cuando los electrones ocupan un subnivel que tiene varios orbítales (Ej. El subnivel p, que tiene 3), lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos antes que se produzca el apareamiento entre ellos.

px pz py

Principio de mínima energía

Los electrones se ubican en un átomo de tal manera que les corresponda el menor valor de energía posible. La secuencia de llenado de los subniveles, según su energía creciente es: 1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f


37

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS

Se llama configuración electrónica de un elemento a la expresión simbólica de la distribución de los electrones en niveles y subniveles. Se simboliza con: 1-Un número que es el Número Cuántico Principal e indica el nivel. 2-Una letra que representa el Número Cuántico Secundario e indica el subnivel (s, p, d, f). 3-Un exponente que indica el número de electrones en el subnivel. La suma de todos los exponentes indica el número total de electrones (Z). 4-La suma de todos los exponentes indica la cantidad total de electrones. Una forma práctica de obtener la secuencia de llenado de los subniveles se obtiene aplicando la siguiente regla:

En la tabla siguiente se resume la configuración de los primeros once elementos. Elemento Nro de electrones Configuración electrónica

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s22s1

Be 4 1s22s2


38

B 5 1s22s22p1

C 6 1s22s22p2

N 7 1s22s22p3

O 8 1s22s22p4

F 9 1s22s22p5

Ne 10 1s22s22p6

Na 11 1s22s22p63s1

Sobre la base del número atómico y la configuración electrónica es posible ubicar a un elemento en la Tabla Periódica. Para ello se aplica la siguiente regla:

Se debe señalar que el subnivel 4s posee menos energía que el 3d, y el 5s menos que el 4d; como los orbitales se llenan de acuerdo con estados de energía crecientes, estas alteraciones se deben tener en cuenta para escribir correctamente la configuración electrónica de los distintos elementos.

Aclaración: Para calcular si 4s tiene mayor o menor energía que 3d, se suman los valores correspondientes a los números cuánticos que determinan esos niveles y subniveles de energía: 4s n = 4 y l = 0 luego n + l = 4 3d n = 3 y l = 2 luego n + l = 5 Por lo tanto el estado energético de 4s es menor que el de 3d y se escribe antes 4s que 3d. Ejemplo: la configuración electrónica del Zn es: 1s22s22p63s23p64s23d10

De la misma forma se puede calcular la relación entre el estado energético de 5s y 4d, comprobándose que en la estructura electrónica corresponde colocar 5s antes que 4d. 5s n = 5 y l = 0 luego n + l = 5 4d n = 4 y l = 2 luego n + l = 6

Existen elementos que tienen configuraciones electrónicas experimentales distintas a las teóricas, presentan pequeñas diferencias de ordenación de electrones y por consiguiente de variación energética. 1-Caso del Cu Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d9 Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d10

2-Caso del Cr Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d4 Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d5

Número de electrones en el último nivel Valencia máxima = Número del grupo

Número de niveles = Número del Período


39


1. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente. Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. 2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p63s23p4 B: 1s22s2 C: 1s22s22p6 Indica razonadamente: a) El grupo y el período en los que se hallan A, B y C; b) Los iones más estables que formarán A, B y C. 3. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico? a. 12 b. 13 c. 24 d. 25 4. Los isótopos de oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en: a. nº de protones b. nº atômico c. nº de neutrones d. nº de electrones 5. Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente, 13,17 y 20. Escribe la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos. 6. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos: a) La configuración electrónica y b) el número de electrones de valencia de cada uno de ellos 7. Contestar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. Todos los electrones de un mismo nivel energético tienen igual spin. b. En los orbitales atómicos f se pueden ubicar 14 electrones. c. Todos los electrones que se encuentran en los orbitales del segundo nivel tienen la misma

energía. 8. ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de oxigeno (Z=8)? 9. ¿Cuáles son los números cuánticos n y l del último electrón de un átomo de P (Z=15)? 10. indica la composición nuclear de un átomo Z=40 y A=84 11. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no: Para un átomo dado:

a. Los protones ocupan la zona nuclear. b. El número atómico es la suma de protones y neutrones. c. La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón. d. Los electrones forman parte del núcleo. e. Los neutrones ocupan la zona extra nuclear. f. El número de protones es igual al de electrones. g. Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones. h. La zona nuclear ocupa un pequeño volumen si masa.


40

12. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si son verdaderas o falsas: a. Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones. b. Si los átomos tienen igual número de masa, son isótopos. c. 6C12 y 6C13 forman un par de isótopos. d. El numero másico es suficiente para conocer la estructura nuclear. e. Dos isótopos tienen igual número de masa, pero distinto numero atómico.

13. completar el siguiente cuadro:

Símbolo Z A Nº de p Nº de e Nº de n Ca 20 20 Ne 10 10

29 64 30 35

Mn 55 30 P 15 16 6 3

Ag 47 61 Na 11 12

14. ¿Qué es un orbital? 15. ¿Cuáles son los números cuánticos? 16. ¿Cuáles son los nombres, masas y cargas de las principales partículas subatómicas? 17. Si en un elemento el número másico es 22 y el número atómico es 10. El numero de protones y neutrones será:

a. 10 y 10 b. 10 y 12 c. 22 y 12 d. 12 y 22 e. 22 y 22

18. El átomo de cloro tiene Z=17 y A=37 por lo tanto en número de protones, neutrones y electrones será:

a. 17-17-17 b. 17-17-37 c. 17-37-17 d. 17-20-17 e. 20-17-17

19. Una de las estructuras que se indican a continuación corresponde a un isótopo del 11Na23 , diga cual es:

a. 11p, 11n y 11e b. 11p, 12n, 10e c. 10p, 12n, 11e


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d. 9p, 13n, 11e e. 11p, 12n, 11e

20. ¿Cuál es la configuración electrónica del 20Ca40?

a. 1s2 2s2 2p6 3s2 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 e. Ninguna de las anteriores

21. la configuración electrónica del ion 8O16(-2) es la siguiente:

a. 1s2 2s2 2p6 b. 1s2 2s2 2p6 3s2 c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 d. 1s2 2s2 2p5

22. la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:

a. Ca b. Ca+2 c. Cl+ d. K+2 e. b y c son correctas

23. El sodio tiene la siguiente configuración electrónica:

I- 1s2 2s2 2p6 3s1 Pero puede adquirir la siguiente en ciertas situaciones:

II- 1s2 2s2 2p6 4s1 En relación a lo anterior, indica la opción correcta:

a. I corresponde al estado fundamental y II a un estado de menor energía. b. I es el estado más inestable. c. En II un electrón externo ha pasado a ocupar un nivel cuántico superior. d. A, b, y c son correctas

24. Dadas las siguientes series de especies químicas: I) Na Mg+2 Al+3 Si II) N O-2 F- Na III) F Ne Na Mg Indica la opción que señala las series ordenadas por orden creciente de Z:

a. Solo I y II b. Solo III c. I, II, y III d. Solo I e. Todas

25. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el átomo de nitrógeno?

a. 3 b. 1


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c. 7 d. 23 e. Faltan datos

26. identifica los elementos que tienen los siguientes ordenamientos de electrones:

Nivel de energía 1 2 3 Elemento I 2e 1e II 2e 8e 2e III 1e IV 2e 8e 7e V 2e 6e

Curso de Ingreso FAyA 2013 Tabla periódica

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TABLA PERIÓDICA

La Tabla Periódica es el ordenamiento sistemático de los elementos químicos y una herramienta de enorme utilidad. Propuesta en el año 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleiev, el sistema periódico fue elaborado originalmente a partir de las propiedades químicas de los elementos y de sus masas atómicas esta fue la base sobre la cual se construyo la actual tabla periódica La Tabla Periódica Moderna es una tabulación de todos los elementos químicos naturales y artificiales conocidos hasta el momento, donde los mismos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos y no de sus masas atómicas como se propuso originalmente, en este ordenamiento las propiedades químicas son repetitivas es decir presentan un patrón periódico, por ello su nombre. En la tabla los elementos están ordenados de acuerdo con sus números atómicos, distribuidos en 7 periodos (filas horizontales) y 18 grupos o familias (columnas verticales). Existen dos criterios para numerar los grupos: El Tradicional en el cual los grupos se clasifican en Representav os y de Transición utilizando para su identificación números romanos seguidos de la letra mayúscula A o B respectivamente. Los

Bloque s (representativo) Grupo 1 (IA): metales alcalinos Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérreos Bloque d (metales de transición) Grupo 3 al Grupo 12: IB al VIIB Bloque p (representativos) Grupo 13 (IIIA) Grupo 14 (IVA) Grupo 15 (VA) Grupo 16 (VIA) Grupo 17 (VIIA): halógenos Grupo 18 (VIIIA): gases nobles Bloque f (transición interna) Constituyen dos familias: la de los lantánidos y la de los actínidos. Se colocan en dos filas, fuera del entorno general. El hidrogeno suele colocarse encima del grupo de los metales alcalinos por tener un solo electrón alojado en el orbital 1s, pero no es un metal. La tabla periódica efectúa también una división natural de los elementos en su estado elemental (o no combinado) en metales y no metales. La línea gruesa escalonada separa a la derecha los no metales, y a la izquierda los metales. Los elementos adyacentes a esta línea, se llaman metaloides porque muestran características tanto de metales como de no metales. Ejemplos: silicio, germanio.


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La base electrónica de la tabla periódica Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo valor de número cuántico n de su capa de valencia. Llamándose capa de valencia o capa externa, aquella que contiene los electrones del último nivel de energía y que son los que efectivamente participan en la unión con otros átomos. Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones en su último nivel n como lo indica el número del grupo de la tabla periódica al que pertenecen. Así mismo coincide el valor de número cuántico l: por eso es que la tabla también se divide en bloques, a saber: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.

Reglas practicas para ubicar un elemento en la Tabla Periódica (T.P.)

1. el periodo esta dado por el nivel energético más alto en el que se ubica un electrón. 2. el grupo:

Si la configuración electrónica termina en s, el numero del grupo es igual al número de electrones que hay en s, seguida de la letra A. Ejemplo: Li (Z=3) 1s2 2s1; segundo periodo, grupo IA.

Si la configuración electrónica del elemento termina en p, el numero del grupo es igual al número de electrones que hay en p mas 2, seguido de la letra A. Ejemplo: Cl (Z=17) 1s2 2s2

2p6 3s2 3p5; tercer periodo, grupo VIIA. Para los elementos de transición (d) el grupo se obtiene sumando los electrones del subnivel

s y d. Ejemplo: Co (Z=27) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7; grupo 9 periodo 3. PROPIEDADES PERIODICAS:

Una cantidad muy grande de propiedades químicas y físicas de los elementos, varían periódicamente según el numero atómico. Las más importantes son: 1. Radio atómico:

Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos átomos que están en contacto. En un grupo, aumenta a medida que aumenta el número atómico, porque se agregan electrones a las capas externas del núcleo. En un periodo, aumenta a medida que disminuye el número atómico, debido a la disminución de la carga nuclear efectiva Zef (es una medida de la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones. Esta dada por el número del grupo de la TP)

2. Radio iónico:

Los elementos que forman iones positivos, tendrán un radio menor que el del átomo neutro. Esto se debe a que se produce una contracción de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la carga del catión. Los elementos que forman iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro. Habrá una expansión de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la carga del anión.


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3. Energía de ionización o potencial de ionización:

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo. La cantidad de energía que se necesita para quitar un electrón, se llama 1º energía de ionización y esta será menor a la 2ºenergia de ionización, y así sucesivamente. Esto se debe al exceso de carga positiva que tiene el núcleo.

X + energía X+ + e- 1º energía de ionización X+ + energía X++ + e- 2º energía de ionización

La energía de ionización es una medida de la fuerza con que los electrones se encuentran unidos al núcleo del átomo. La energía de ionización aumenta al ascender en un grupo, porque es menor la distancia al núcleo, y por lo tanto mayor la fuerza de atracción nuclear. En un periodo, aumenta de izquierda a derecha porque es menor la distancia al núcleo, y por ende mayor la fuerza de atracción nuclear.

4. Afinidad electrónica:

Es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un electrón libre transformándose en un ion negativo.

X (g) + e- X- (g) En un grupo, aumenta de abajo hacia arriba. En un periodo, de izquierda a derecha. 5. Electronegav idad:

Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida relativa. Se emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de menor electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un valor de 4. -En la tabla varia de igual modo que la afinidad electrónica y de la energía de ionización. Esquema de la Tabla Periódica:


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Guía de Ejercitación Nº 5

1. Ubique al elemento sodio en la tabla periódica y resuelva: A) ¿A qué periodo y grupo de la tabla periódica pertenece? B) Enuncie su número atómico y símbolo químico C) ¿Es un elemento de transición? Justifique 2. Ubique al elemento azufre en la tabla periódica y resuelva: A) ¿A qué periodo y grupo de la tabla periódica pertenece? B) Enuncie su número atómico y símbolo químico C) ¿Es un elemento de transición? Justifique. 3. Cual de los siguientes elementos se encuentra en el mismo periodo que el antimonio:

Fósforo Europio Estroncio Arsénico Yodo 4. Discuta el Tamaño relativo de los siguientes elementos: A) Li ; Cs C) O ; Cl B) C ; F D) Tc ; Re 5. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene menor radio?

N, Cl, S, F, O 6. Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li, Be, se observa que la energía necesaria para hacerlo: A) Seria la misma ya que son isoeléctricos. B) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble) C) Seria mayor en el Be D) Seria mayor en el Li E) Ninguna de las anteriores 7. Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li +, Be2+, se observa que la energía necesaria para hacerlo: A) Seria la misma ya que son isoelectrónicos. B) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble) C) Seria mayor en el Be2+ D) Seria mayor en el Li+ E) Ninguna de las anteriores 8. Indica cuales de estas expresiones son falsas o verdaderas:

a. Los elementos de los grupos 1, 2 ,13 ,14 ,15 ,19 y 20 se denominan representativos. b. Los electrones de valencia pertenecen al penúltimo y ultimo nivel. c. El nivel energético mas externo siempre está incompleto, excepto en los gases nobles. d. Los electrones del nivel más externo se denominan de valencia.

9. según las siguientes configuraciones electrónicas señala:

a. Cuales corresponden a elementos de un mismo grupo. b. Cuales a elementos de un mismo período.


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1s22s1 1s22s22p63s1 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p64s1

Dado este elemento: 51Sb122

a. Representa la configuración electrónica b. ¿Cuántos electrones posee en el nivel energético externo? c. ¿Cuántos en el cuarto nivel?

10. Señala, observando la TP a que periodos y grupos pertenecen los átomos de los siguientes elementos:

a. Elemento M que produce un anión bivalente y que, entonces posee 18 electrones. b. Elemento N con 15 protones en su núcleo. c. Elemento Q que tiene sus últimos 5 electrones en nivel 5p.

11. ordena de manera decreciente según su electronegatividad los siguientes átomos. A) C, Be, Li, B B) Br, F, I C) Mg, Ca, Sr, Ba D) K, Cl, Rb, Na 12. Señala en orden creciente e radio de los átomos.

a. N, Cl, S, F, O 13. discuta el tamaño relativo de las siguientes especies.

a. Fe, Fe+2, Fe+3 b. S, S-2

14. El átomo de cloro tiene menor tamaño que el magnesio, dado que:

a. El átomo de Cl tiene mayor número cuántico principal. b. El metal alcalino terreo tiene mayor numero cuántico principal. c. El átomo del halógeno tiene mayor carga nuclear efectiva. d. El átomo de Mg tiene mayor carga nuclear efectiva. e. El átomo de Mg posee mayor número de neutrones.

15. Si comparamos la energía de ionización (EI) del segundo halógeno (x) con el tercer alcalino terreo (y) podemos afirmar que:

a. EI x < EI y b. EI x > EI y c. EI x = EI y d. No se puede predecir e. Ninguna es correcta

16. Indica la opción incorrecta: a. El anión del átomo de N tiene un radio mayor que el ion negativo del átomo de O. b. Los cationes poseen siempre un radio menor que el del átomo neutro respectivo.


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c. El radio de los elementos de un periodo es inversamente proporcional a su carga nuclear efectiva.

d. Los gases nobles son los elementos más electronegativos de la tabla. e. Los metales alcalinos tienen una alta electropositividad.

Curso de Ingreso FAyA 2013 Uniones Químicas

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UNIONES QUÍMICAS

Los Elementos descriptos en la tabla periódica no se hallan aislados en la naturaleza. La tendencia general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno, nitrógeno, cloro, son moléculas diatómicas. La molécula de azufre es octoatómica (S8), el fósforo blanco es tetraatómico (P4). El carbono en su forma de diamante está constituido por millones de átomos con un ordenamiento en red. Los metales tales como cobre, cinc, sodio y potasio son sólidos que poseen una red formada por empaquetamiento compacto de átomos.

¿Cómo se unen o combinan los átomos?

Gilbert Lewis (científico norteamericano) realizo una serie de observaciones en base a las cuales postuló la teoría de enlace que hoy lleva su nombre y cuyas premisas son las siguientes: *Los gases nobles neón, argón, criptón, xenón y radón, por tener ocho electrones en su nivel energético externo, son estables y presentan muy poca reactividad química. Lo mismo ocurre con el He, que tiene dos electrones que completan el primer nivel. * La actividad química de los metales y los no metales, generalmente, se explica por la tendencia a adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte más próximo en la tabla periódica. Existen excepciones. * Dicha estructura electrónica se logra cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones. La teoría de Lewis establece que:

cercano

La fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones para formar las distintas sustancias se denomina enlace químico. Existen diferentes tipos de Uniones o enlaces químicos entre los átomos; según sea la naturaleza de los elementos estas pueden ser: - Uniones o Enlace Iónico (también llamado Electrovalente) - Uniones o Enlace Covalente - Uniones o Enlace Metálico

Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en contacto los electrones de la capa de valencia.

Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento en una reacción química, se utilizan los símbolos de puntos de Lewis. Esta estructura propuesta por Lewis está formada por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia que contenga éste átomo. Con excepción del helio, el número de electrones de valencia de un átomo Representativo es el mismo que el número de grupo al cual pertenece. A continuación se muestra una tabla con los símbolos de Lewis para distintos elementos. Los metales de transición y los de transición interna tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos de Lewis sencillos.


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El enlace iónico

En la unidad anterior se estudió la variación de propiedades periódicas tales como la electronegatividad y la afinidad electrónica de los elementos. Tal como se recordará aquellos elementos con energía de ionización baja forman cationes, en tanto que los que tienen afinidad electrónica alta, tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y los alcalinotérreos son los que presentan la tendencia más alta a formar cationes, en tanto que los halógenos y el oxígeno son los que tienden a formar aniones. Entonces los elementos con características similares formarán un tipo de unión llamado enlace iónico.

El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre iones de cargas opuestas que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o más electrones

del metal hacia el no metal.

Propiedades de los Compuestos Iónicos: 1. A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos (la atracción de los iones es polidireccional) 2. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc. 3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición. El esquema muestra el aspecto electrónico del enlace Ejemplo 1: cloruro de sodio 11Na: 1s22s22p63s1 17Cl: 1s22s22p63s23p5


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En el ejemplo puede notarse que cuando los átomos entran en contacto, el electrón de valencia o de la capa externa del sodio se transfiere al cloro y de esta manera cumplen ambos con la teoría de Lewis. Ejemplo 2: bromuro de magnesio 12Mg: 1s22s22p63s2 35Br: [Ar] 3d104s24p5

En este caso hay una transferencia de dos electrones por parte del magnesio, de los cuales sólo uno es recibido por cada átomo de bromo y de este modo logra la configuración de gas noble más cercano. El NaCl, MgBr2 y otros compuestos de naturaleza iónica, en realidad no existen como entidades aisladas, sino que cada catión se estabiliza cuando está rodeado por una cantidad determinada de aniones y los aniones solo se estabilizan cuando se encuentra rodeado por iones de carga opuesta. Como consecuencia de esta necesidad de estabilidad es que se forman los denominados sistemas extendidos.

El enlace covalente en las moléculas

Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones y de esta manera adquieren la configuración del gas noble más cercano, cumpliendo con la teoría de Lewis.

Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través de enlaces químicos llamados covalentes. Propiedades de los Enlaces Covalentes: 1. A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. 2. Algunos pueden ser sólidos cristalinos 3. Generalmente tienen baja temperatura de fusión y ebullición. 4. Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes apolares. 5. Son aislantes, es decir, son malos conductores eléctricos. Sin dudas, el caso más simple, pero a la vez más ilustrativo, de este tipo de enlace lo muestra la molécula de hidrógeno H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad de encontrar este único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a). Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto como por su propio núcleo (figura b). Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos.


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Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Se dice que los orbitales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbitales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2.

Los átomos enlazados tienen una energía inferior a los átomos separados y es también un justificativo para que la unión se lleve a cabo, ya que todos los sistemas tienden al estado de mínima energía. Lo anterior queda representado en una curva conocida como curva de energía potencial que muestra la variación de energía del sistema en función de la distancia entre los átomos que formarán la molécula. Otro ejemplo interesante es el de la molécula de flúor F2. La configuración electrónica del flúor es 1s22s22p5. Los electrones del nivel 1s no participan del enlace, por lo que se considera sólo a los 7

representado según Lewis será:

También pueden encontrarse representaciones en donde en lugar de un par de electrones se grafica una línea llena que los representa. F--- F Observe que en la formación de F2 solo participan dos electrones de valencia (cada átomo aporta solamente 1 electrón). Los demás electrones que no intervienen en el enlace se llaman par de electrones libres o no enlazantes, entonces cada átomo de flúor en el enlace tiene 3 pares de electrones libres.

En los ejemplos citados los átomos se unen a través de un par de electrones, (dos electrones entre los átomos enlazados) por lo que se forma una unión que recibe el nombre de enlace simple.


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En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir son enlaces en las que los átomos comparten dos o tres pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. El enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Algunos ejemplos los constituye la molécula de dióxido de carbono y la de nitrógeno, respectivamente.

Es importante tener en cuenta que los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces sencillos. La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por el enlace covalente de una molécula.

Enlace covalente coordinado

El enlace covalente se llama coordinado cuando uno sólo de los átomos aporta el par de electrones que se comparte y sigue conservando ocho electrones en su nivel externo. Un ejemplo muy conocido es el presenta el SO2.

Estructuras de Lewis para sistemas poliátomicos

Para poder representar los enlaces involucrados en las moléculas usando estructuras de Lewis, se tienen en cuenta una serie sencilla de reglas. 1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos y si se trata de un anión se suman la cantidad de electrones que contribuyen a la carga. En el caso de los cationes, los electrones se restan. 2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales están unidos entre si tratando de lograr una estructura ordenada. En general el átomo menos electronegativo es el que se ubica en el centro. 3. Completar los octetos de los elementos unidos al átomo central (recordar que en el caso del hidrógeno, este logra la configuración del He).


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Colocar el resto de los electrones en el átomo central. Si no hay suficientes electrones para que este complete su octeto, intentar con enlaces múltiples.

Algunos ejemplos *Molécula de H3COH (metanol) 1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: C 2s22p2; O 2s22p4; H 1s1, por lo que el total de electrones de valencia será 14. 2. la distribución de los átomos será

3. se dibuja un enlace covalente sencillo entre el C y cada uno de los tres átomos de H y con el átomo de O. Luego se dibuja el enlace entre el O y el H.

En la estructura anterior cada uno de los elementos involucrados cumplen con la teoría de Lewis y cada átomo logra la configuración de gas noble más cercano en la tabla periódica. * el anión CO3

2- (carbonato) 1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: C 2s22p2 y O 2s22p4 y además deben sumarse dos electrones ya que se trata de un anión con dos cargas, por lo que el total de electrones de valencia será 24. 2. la distribución de átomos será

3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos, lo que origina la siguiente Representación:


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4. como el C no completa el octeto, entonces se hace necesario utilizar un enlace múltiple

5.

*el catión NH4 + (amonio)

1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: N 1s22s22p3 y H 1s1, además debe restarse un electrón ya que se trata de un catión con una carga, por lo que el total de electrones de valencia será 7. 2. la distribución de los átomos que forman la molécula será

3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos. Como puede notarse todos los átomos cumplen con la teoría de Lewis. Tenga en cuenta que el enlace entre el nitrógeno y uno de los átomos de hidrógeno es dativo o coordinado (compare este esquema con el correspondiente al amoníaco NH3).


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Enlace metálico

En general los metales son elementos químicos y por lo tanto están constituidos por un solo tipo de átomos, pero esos átomos están enlazados a través de un tipo particular de enlace. Para poder explicar este enlace es necesario definir un nuevo concepto, el de kernel. Los kernel están formados por los núcleos de los átomos y todos sus electrones excepto los de valencia, por lo tanto tendrá naturaleza positiva. En el enlace metálico los kernels están rodeados por los electrones de valencia que se encuentran deslocalizados a modo de un mar de electrones, pudiendo éstos desplazarse en todas direcciones

La fuerza de cohesión entre estos kernel y los electrones deslocalizados se llama enlace metálico.

Las características del enlace permiten explicar las propiedades de los metales y que permiten diferenciarlos de otros compuestos y sustancias. Propiedades 1. Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido). 2. Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos). 3. Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos casos, la estructura cristalina se rompe. 4. Son en general duros (resistentes al rayado). 5. La mayoría se oxida con facilidad.


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1- Cuando se combinan dos elementos A y B pertenecientes IIA y VIIA respectivamente se forma: a- Una unión iónica doble b- Dos uniones covalentes simples c- Dos uniones covalentes coordinadas d- Dos uniones iónicas simples e- Una unión covalente simple 2- ¿En cuál de los siguientes casos puede esperarse la formación de una unión covalente coordinada? a- Cuando se combinan dos átomos de igual electronegatividad b- Cuando uno de los átomos toma dos electrones del otro y hay una verdadera cesión de electrones. c- cuando uno de los átomos tiene un par de e- libres y ya tiene formado su octeto. d- cuando los dos átomos reaccionantes no tienen completo su octeto e- ninguna es correcta 3- en el compuesto amoniaco NH3 hay a- 3 enlaces covalentes dativos b- 2 enlaces covalentes y un covalente dativo c- 3 enlaces covalentes simples d- tres enlaces iónicos. e- ninguna es correcta. 4- En el compuesto acido nítrico HNO3 hay: a- 2 enlaces covalentes dativos y un enlace covalente simple. b- un enlace covalente doble, dos enlaces covalentes simples y uno dativo. c- un enlace covalente doble y un enlace covalente dativo d- un enlace covalente simple, un covalente dativo y un enlace iónico. e- ninguno es correcto. 5- Entre un elemento con Z=6 y otro con Z=8 se forman: a- solamente enlaces iónicos. b- solamente enlaces covalentes dativos c-enlaces puente de hidrógeno d- enlaces covalentes e- ninguna de las anteriores 6- Realiza el diagrama de puntos del ion NH4

+ e indica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a- posee 3 enlaces covalentes y un enlace iónico. b- el N aporta 5e- para la formación de los enlaces presentes en la molécula. c- tiene 3 enlaces iónicos y un enlace coordinado. d- cuenta con 4 enlaces covalentes. 7- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas a.CCl4 b. Cl2 c. HClO2 d. NaCl


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8. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto SO2. 9. ¿Qué relación hay entre la energía de la molécula de H2 y la suma de las energías de los dos átomos de H? a) Menor b) Mayor c) Igual d) Ninguna relación e) La energía es negativa en la molécula y positiva en los dos átomos 10. Indica la opción incorrecta: a. En la molécula de HF se forma un enlace covalente. b. El fósforo no cumple la ley del octeto al formar la molécula de PCl5

c. La diferencia entre el enlace covalente dativo y el covalente común reside en la fuerza del enlace. 11. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario (solo dos tipos de átomos) que forman es iónico o covalente: a) I y Cl b) Mg y F c) B y F d) K y Br e) Ca y O f) C y O 12. Indique el tipo de unión existente en los siguientes sistemas: a- Fluoruro de calcio sólido (CaF2) b- Cloruro de hidrogeno gaseoso (HCl) c- Hierro sólido d- Diamante e- Grafito f- Cloruro de sodio (sal de mesa) g- Dióxido de azufre gaseoso ( SO2) h- Oxido de calcio (CaO) i- Plomo sólido 13. El enlace de los átomos de cloro y de potasio es iónico. ¿Cuál es la razón de ello? a- difieren mucho de tamaño b- el Cl tiene mayor potencial de ionización que el K c- la electronegatividad del Cl difiere mucho de la del K 14. Un elemento X, del grupo IA, reacciona con un elemento Y, del grupo VI. Señale cuales de las siguientes afirmaciones son correctas: a) X es un no metal b) Y es un metal c) La fórmula del compuesto es XY2 d) El compuesto es iónico.

Curso de Ingreso FAyA 2013 Nomenclatura Química

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NOMENCLATURA QUÍMICA Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones; por ejemplo, leche de magnesia (hidróxido de magnesio), gas hilarante (óxido nitroso), piedra caliza (carbonato de calcio), soda caústica (hidróxido de sodio), lejía (hipoclorito de sodio), etc. En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones, por lo que los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias. Para iniciar el estudio de la nomenclatura química (el nombre de los compuestos), es necesario primero distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifica como compuestos inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que contienen carbono, como el monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), compuestos que contiene el grupo cianuro (CN-), así como los grupos carbonatos (CO3

2-) y bicarbonatos (HCO3-) se consideran compuestos inorgánicos.

Las sustancias inorgánicas simples o elementos son aquellas formadas por una sola clase de átomos, los que se encuentran unidos por enlaces covalentes puros. Ej.: H2, O2, He, Fe, etc. Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo al número de elementos químicos diferentes que constituyen la fórmula química del compuesto. Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: HCl, N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7, etc. Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc. Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos diferentes (independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: NaHCO3, KNaSO4, etc. Para aprender correctamente y de la forma más rápida la nomenclatura y formulación química son imprescindibles los siguientes puntos:

Saber los símbolos de todos los elementos químicos de la Tabla Periódica. Saber los elementos que están incluidos en los 18 grupos de la Tabla Periódica. Localizar cualquier elemento químico en su grupo correspondiente. Saber qué elementos son metales y cuáles son no metales. Conocer el significado y los números de oxidación de los elementos químicos.

Concepto de número de oxidación

Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número de oxidación (n.o.) del elemento en dicho compuesto. El n.o. se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a un átomo en un compuesto.


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Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química se emplea un conjunto de reglas (que se pueden deducir fácilmente a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo siguiente:

El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están compartidos equitativamente y no se pueden asignar a ninguno de los átomos).

El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del S2 , Cl, K+ y Zn2+ son, respectivamente, 2, 1, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas eléctricas (reales).

El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es 1. Los n.o. para el O son: a) -2 a menos que se combine con el F; b) -1 en los peróxidos

(O2)2-; c) -1/2 en superóxidos (O2)1-; d) -1/3 en ozónidos (O3)1-. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2. El n.o. del F en sus compuestos es siempre 1. El n.o de los demás halógenos varía

desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo.

La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ion, igual a la carga del ion.

Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una especie química. Así, en NH3 y ClO3 los n.o. son: N = 3, H = +1, Cl = +5 y O = 2. En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando forman parte de compuestos. Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es 2 en ambos compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de 2 en el átomo de O, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente. En cambio, en CaO si ocurre esto, porque es iónico.

Número de oxidación y valencia

La valencia son los electrones que un átomo pone en juego en un enlace. Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de oxidación, no tiene signo. Es importante distinguir entre n.o. y valencia. Consideremos, por ejemplo, los siguientes compuestos del carbono:

4 2 0 +4 CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4

En todos ellos el carbono presenta invariablemente su valencia de 4, mientras que su n.o. es distinto en cada compuestos (se indica encima del símbolo).


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HCl(ac), HF(ac), H2S(ac), etc.

Metálicos: BaH2, CaH2, LiH, NaH, KH, etc.

No metálicos: HCl(g), HF(g), H2S(g), H3N, etc.

Metálicos: Na2O, CaO, MgO, Al2O3, PbO2, etc.

No metálicos: NO2, SO3, CO2, N2O5, etc.

KI, NaCl, CaF2, FeS, AlCl3, etc.

K2O2, H2O2, CaO2, etc.

Hidruros

Hidrácidos

Sales neutras

Óxidos

Peróxidos

H2CO3, HNO3, HIO, H2SO4, etc.

KOH, NaOH, Ba(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3 , etc.

K2SO4, Na2CO3, etc.

NH4Cl, NH4I, etc.

Hidróxidos

Oxoácidos

Oxosales

Sales ácidas derivadas de hidrácidos

Sales de amonio derivadas de hidrácidos

NaSH, Ca(SH)2, etc.

MgOHCl, Cu(OH)2CO3

NaHSO4, KHCO3, etc.

KAl(SO4)2, LiKSO4, etc.

Oxosales ácidas

Sales básicas

Sales dobles

Oxosales de amonio(NH4)2SO4, (NH4)IO3, etc. Excepto NH4NO3

Binarios

Ternarios

Cuaternarios

Compuestos

Sustancias inorgánicas

Sustancias simples o elementos: H2, O2, O3, He, Cu, Fe, Ag, etc.


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Para moléculas neutras, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, mulp licado por sus respecv as atomicidades, debe ser igual a cero. Dicho de otra manera, el número de oxidación aportado por la parte electronegativa debe ser igual, en valor absoluto, al aportado por la parte electropositiva. Para conseguirlo el procedimiento más utilizado es intercambiar los números de oxidación y simplificar cuando sea posible

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

SISTEMÁTICA: También llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el sistema recomendado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Debe escribirse primero los elementos menos electronegativos, seguidos de los más electronegativos, cada uno afectado por un subíndice que indica el número de átomos que estos aportan para formar la molécula (atomicidad). Se debe nombrar primero al anión y luego al catión. Para indicar la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula se usan prefijos numéricos griegos:

Prej o griego

mono-

di- tri- tetra

- penta

- hexa

- hepta

- oct-

atomicidad 1 2 3 4 5 6 7 8

El prefijo mono, si resulta innecesario, puede omitirse. No es necesario mencionar las proporciones estequiométricas si en el compuesto interviene un elemento de n.o. constante. Ejemplos:

Cl2O7: heptaóxido de dicloro CrBr3: tribromuro de cromo CO: monóxido de carbono

STOCK: el número de oxidación del elemento se indica en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuyo número de oxidación es cte., es innecesario indicarlo. Ejemplos:

MnO: óxido de manganeso (II) Mn2O3: óxido de manganeso (III) MnO2: óxido de manganeso (IV)

TRADICIONAL: En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene un número de oxidación, simplemente se coloca el nombre de

ico. Ej. K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos números de oxidación se usan los sufijos -oso (cuando el elemento usa el menor n.o.) e -ico (cuando el elemento usa el mayor n.o.).


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Ej. Fe+2O-2 (hierro con n.o. +2): óxido ferroso. Fe2

+3O3-2 (hierro con n.o. +3): óxido férrico.

Cuando tiene tres números de oxidación se usan los prefijos y sufijos hipo- -oso (para el menor n.o.)

-oso (para el n.o. intermedio) -ico (para el mayor n.o.)

Cuando tiene cuatro números de oxidación se usan los prefijos y sufijos. hipo- -oso (para n.o. 1 y 2)

-oso (para n.o. 3 y 4) -ico (para n.o. 5 y 6)

per- -ico (para n.o. 7):

1 COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS

1.1) HIDRUROS: son compuestos binarios constituidos por hidrógeno (H) y otro elemento (metálico o no metálico). De acuerdo al elemento que está unido al H, se clasifican en:

1.1.1) HIDRUROS METÁLICOS (iónico): combinación del ión hidruro (H-, n.o. = -1) con cao nes

metálicos (Mn+. n.o. = +n). Para escribir su fórmula, se coloca primero el símbolo del metal y se coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.

Nomenclatura sistemática: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento metálico, indicando la proporción entre ellos. Nomenclatura de Stock: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos. Nomenclatura tradicional: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional NaH monohidruro de sodio hidruro de sodio hidruro de sodio CaH2 dihidruro de calcio hidruro de calcio hidruro de calcio AlH3 trihidruro de aluminio hidruro de aluminio hidruro de aluminio PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico FeH2 dihidruro de hierro hidruro de hierro (II) hidruro ferroso

1.1.2) HIDRUROS NO METÁLICOS (covalente): combinaciones del H (n.o. = +1) con los no metales

C, Si, N, P, As, Sb y O. Sus disoluciones en agua no presentan carácter ácido. Todos reciben nombres particulares aceptados por la IUPAC. En todos los casos los elementos actúan con el menor n.o.


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Nomenclatura Fórmula Sistemác a Tradicional BH3 trihidruro de boro borano SiH4 tetrahidruro de silicio silano NH3 trihidruro de nitrógeno amoníaco PH3 trihidruro de fosforo fosfina AsH3 trihidruro de arsénico arsina SbH3 trihidruro de antimonio estibina H2O agua CH4 tetrahidruro de carbono metano

1.1.3) HIDRUROS NO METÁLICOS DE CARÁCTER ÁCIDO (covalentes): Son combinaciones del H

(n.o. = +1) con F, Cl, Br, I (n.o. = 1) y S, Se, Te (n.o. = 2). Tales compuestos dan disoluciones ácidas cuando se disuelven en agua, llamándose en ese caso HIDRÁCIDOS. Los no metales que los forman actúan siempre con su menor n.o. Para escribir su fórmula, se coloca primero el hidrógeno seguido del no metal y se coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal. Nomenclatura tradicional: en estado gaseoso (estado natural) se designan añadiendo el sufijo uro al nombre del elemento y agregando a continuación de hidrógeno. Disueltos en agua llevan el nombre de ácido seguido del nombre del no metal al que se le agrega el sufijo hídrico.

Nomenclatura tradicional Fórmula en estado gaseoso en solución acuosa HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico H2Te teleruro de hidrógeno ácido telurhídrico

1.2) ÓXIDOS: son compuestos binarios constituidos por oxígeno y otro elemento (metal o no metal). De acuerdo al elemento que está unido al O, se clasifican en:

1.2.1) ÓXIDOS BÁSICOS: resultan de la combinación de un elemento metálico y oxígeno (n.o. = -

2). El carácter básico de estos óxidos, se deben a que reaccionan con ácidos para dar como producto una sal.

Los óxidos básicos que se disuelven en agua dan compuestos denominados bases o hidróxidos que se estudiarán más adelante.

Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del oxígeno, se coloca como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.

Nomenclatura sistemática: se indica primero el número de átomos de oxígeno seguido de la preposición de y del número de átomos del elemento metálico y su nombre. El prefijo mono se omite para el metal.


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Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra óxido (de) seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos. Nomenclatura tradicional: se antepone óxido (de) seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional Na2O monóxido de sodio óxido de sodio óxido de sodio ZnO monóxido de zinc óxido de zinc óxido de zinc PbO monóxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso PbO2 dióxido de plomo óxido de plomo (IV) óxido plúmbico Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férrico Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo (III) óxido crómico

1.2.2) ÓXIDOS ÁCIDOS: resultan de la combinación de un no metal y oxígeno (n.o. = -2). Se

caracterizan por reaccionar con el agua para formar oxoácidos. Para escribir su formula se coloca el símbolo del no metal seguido del oxígeno, se coloca como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del metal. Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican. Nomenclatura sistemática y Stock: se procede de la misma manera que para básicos. Nomenclatura tradicional: se antepone la palabra anhídrido seguido del nombre del elemento no metálico terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.) Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se antepone la palabra anhídrido y al no metal se lo nombra como sigue: hipo(no metal)oso (n.o.=+1) (no metal)oso (n.o.=+3) (no metal)ico (n.o.=+5) per(no metal)ico (n.o.=+7)

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional CO2 dióxido de carbono óxido de carbono (IV) anhídrido carbónico SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) anhídrido sulfuroso Cl2O monóxido de dicloro óxido de cloro (I) anhídrido hipocloroso Br2O5 pentóxido de bromo óxido de bromo (V) anhídrido brómico I2O7 heptóxido de iodo óxido de iodo (VII) anhídrido periódico

Notas: 1) El nitrógeno presenta un comportamiento especial. Con números de oxidación +3 y +5 forma los óxidos nitroso (N2O3) y nítrico (N2O5), respectivamente. Pero con +1 forma en monóxido de dinitrógeno (N2O), con +2 el monóxido de nitrógeno (NO) y con +4 el dióxido de nitrógeno (NO2).


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2) El manganeso con números de oxidación +6 y +7 forma los anhídridos mangánico (MnO3) y permangánico (Mn2O7), respectivamente. 3) El cromo con números de oxidación +6 forma el anhídrido crómico (CrO3). 1.2.4) ÓXIDOS ANFÓTEROS: son óxidos metálicos que se comportan como óxidos ácidos frente a las bases fuertes y como óxidos básicos frente a ácidos fuertes.

Los metales que forman estos óxidos son: Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn, Cr. Se designan de la misma forma que lo óxidos básicos.

1.2.5) ÓXIDOS NEUTROS: provienen de no metales y no tiene propiedades ácidas ni básicas. No reaccionan con el agua. Ejemplos:

NO: monóxido de nitrógeno NO2: dióxido de nitrógeno CO: monóxido de carbono MnO2: dióxido de manganeso SO: monóxido de azufre

1.2.6) PERÓXIDOS: son óxidos que se caracterizan por presentar en su molécula en anión peróxido, O2

2- (n.o. = -2). Se denominan así porque estas moléculas presentan mayor cantidad de oxígeno que los óxidos correspondientes. Solo forman peróxidos los elementos de los grupos IA y IIA de la tabla periódica.

Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +1 y por lo tanto forman peróxidos de fórmula general: E2O2.

Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +2 y por lo tanto forman peróxidos de fórmula general: EO2.

Fórmula Nomenclatura

H2O2 peróxido de hidrógeno Li2O2 peróxido de litio K2O2 peróxido de potasio BeO2 peróxido de berilio MgO2 peróxido de magnesio CaO2 peróxido de calcio

1.3) SALES DE HIDRÁCIDOS: sustancia resultante de la sustitución de los átomos de hidrógeno de un

hidrácido por átomos de un metal.

Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del elemento no metálico terminado en uro, seguida del nombre del elemento metálico. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.


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Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional NaCl cloruro de sodio cloruro de sodio cloruro de sodio CaS sulfuro de calcio sulfuro de calcio sulfuro de calcio PbF2 difluoruro de plomo fluoruro de plomo (II) fluoruro plumboso Fel3 triyoduro de hierro ioduro de hierro (III) ioduro férrico Co2S3 trisulfuro de dicolbato sulfuro de cobalto (III) sulfuro cobáltico

1.4) COMPUESTOS ENTRE NO METALES: resulta de la combinación de dos elementos no metálicos.

Nomenclatura sistemática: Para designar estos compuestos se agrega la terminación uro al no metal más electronegativo, precedida de un prefijo que indica la cantidad de átomos de este y a continuación se designa el otro no metal. Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del elemento no metálico más electronegativo terminado en uro, seguida del nombre del otro elemento no metálico. Cuando el no metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock PCl3 tricloruro de fósforo cloruro de fósforo (III) PCl5 pentacloruro de fósforo cloruro de fósforo (V) CCl4 tetracloruro de carbono cloruro de carbono (IV) SiC carburo de silicio carburo de silicio IBr bromuro de yodo bromuro de yodo (I) NCl3 tricloruro de nitrógeno cloruro de nitrógeno (III)

2 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS

2.1) HIDRÓXIDOS: compuestos ternarios constituidos por un elemento metálico, oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando una especie iónica con una carga negativa, llamada ion oxidrilo o hidroxilo (OH-). Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del ion oxidrilo, se coloca como subíndice del ion oxidrilo el n.o. del metal.

Nomenclatura sistemática: se coloca la palabra hidróxido precedida del prefijo que indica la cantidad de oxidrilos que hay en la fórmula y a continuación el nombre del metal. Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra hidróxido (de) seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos. Nomenclatura tradicional: se antepone hidróxido (de) seguido del nombre del elemento metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.


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Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional Na(OH) monohidróxido de sodio hidróxido de sodio hidróxido de sodio Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio hidróxido de calcio Cu(OH) monohidróxido de cobre hidróxido de cobre (I) hidróxido cuproso Fe(OH)3 trihidróxido de hierro hidróxido de hierro (III) hidróxido férrico Pb(OH)4 tetrahidróxido de plomo hidróxido de plomo (IV) hidróxido plúmbico

2.2) OXOÁCIDOS: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, hidrógeno (n.o.

= +1) y oxígeno (n.o. = -2). Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua.

Para escribir su fórmula: Se coloca el símbolo del hidrógeno, seguido del no metal y por último el

oxígeno. Si el n.o. del no metal es impar se coloca un átomo de hidrógeno, si es par

se colocan dos. El número de átomos de oxígeno se obtiene sumando el n.o. del no metal

más el número de átomos de hidrógeno y dividiendo el resultado entre dos.

Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no metálico terminado siempre en ato. Finalmente se designa el de hidrógeno precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento en la fórmula. Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se agrega de hidrógeno. Nomenclatura tradicional: se coloca la palabra ácido (de) seguido del nombre del no metal terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se lo nombra como sigue: hipo(no metal)oso (n.o. = +1, +2) (no metal)oso (n.o.=+3, +4) (no metal)ico (n.o.=+5, +6) per(no metal)ico (n.o.= +7)

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional H2SO3 trioxosulfato de diH sulfato (IV) de H ácido sulfuroso HNO3 trioxonitrato de H nitrato (V) de H ácido nítrico HClO4 tetraoxoclorato de H clorato (VII) de H ácido perclórico H2CO3 trioxocarbonato de diH carbonato (IV) de H ácido carbónico HBrO monooxobromato de H bromato (I) de H ácido hipobromoso


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Notas: 1) El nitrógeno solo forma oxoácidos con los n.o. +3 (ácido nitroso) y +5 (ácido nítrico). 2) El cromo con n.o. +6 forma el ácido crómico (H2CrO4). Este ácido es inestable y se descompone con pérdida de agua originando el ácido dicrómico (H2Cr2O7) según la siguiente reacción: 2 H2CrO4 H2Cr2O7 + H2O 3) El manganeso con los n.o. +6 y +7 forma los ácidos mangánico (H2MnO4) y permangánico (HMnO4), respectivamente. Ácidos meta, piro y orto. Los óxidos ácidos de los elementos P, As, Sb, B pueden reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua originando los ácidos denominados meta, piro y orto. Ejemplo:

óxido ácido ecuación N. Tradicional P2O3 P2O3 + H2O 2 HPO2 ácido metafosforoso P2O3 P2O3 + 2H2O H4P2O5 ácido pirofosforoso P2O3 P2O3 + 3H2O 2 H3PO3 ácido ortofosforoso P2O5 P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico P2O5 P2O5 + 2H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico P2O5 P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico

Nota: Por lo general el prefijo orto se puede omitir, por lo tanto los ácidos ortofosforoso y ortofosfórico se pueden denominar ácido fosforoso y ácido fosfórico, respectivamente. 2.3) OXOSALES: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, un metal y

oxígeno (n.o. = -2). Provienen de reemplazar totalmente los átomos de hidrógenos de los oxoácidos. Para escribir su formula se aplican las siguientes reglas:

Se cribe primero el oxoácido del cual deriva la sal, se eliminan los hidrógenos de éste a fin de obtener el anión del oxoácido, teniendo en cuanta siempre que el número de hidrógenos eliminados nos dará la carga del anión del oxoácido.

Se coloca primero el símbolo del metal y luego el anión del oxoácido. Se colocan como subíndice del anión el n.o. del metal y como subíndice

del metal la carga del anión.

Fórmula del ácido

Nombre del ácido Representación

del anión Nombre del

anión Carga del

anión HNO2 ácido nitroso NO2

- nitrito -1 H2SO4 ácido sulfúrico SO4

2- sulfato -2 HClO ácido hipocloroso ClO- hipoclorito -1 H2CO3 ácido carbónico CO3

2- carbonato -2

Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no metálico


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terminado siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos. Finalmente se designa el metal precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento en la fórmula. Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se agrega la preposición de y el nombre del metal. Si el metal posee dos n.o., se coloca el mismo entre paréntesis y en números romanos Nomenclatura tradicional:

Se coloca el nombre del no metal terminado en ato (cuando el no metal tiene un solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo ito para indicar el menor de estos e ato para indicar el mayor.

Si el no metal presenta más de dos n.o. se usan los prefijos hipo y per para indicar el menor y mayor respectivamente.

Por último se designa al metal. Si solo tiene un n.o. se coloca el nombre del metal; si presenta dos n.o. se escribe el nombre del metal con terminación oso (menor n.o.) o ico (mayor n.o.).

Nomenclatura

Fórmula Sistemática Stock Tradicional K2CO3 trioxocarbonato de

dipotasio carbonato de potasio carbonato de potasio

Sn(NO3)2 bis(trioxonitrato) de estaño

nitrato (V) de estaño (II) nitrato estannoso

Fe2(SO3)3 tris(trioxosulfato) de dihierro

sulfato (IV) de hierro (III) sulfito férrico

NaClO monooxoclorato de sodio clorato (I) de sodio hipoclorito de sodio Ni(BrO4)2 bis(tetraoxobromato) de

niquel bromato (VII) de niquel (II) perbromato niqueloso

2.4) SALES ÁCIDAS DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: resultan de la sustitución parcial de átomos de

hidrógeno de hidrácidos. Nomenclatura tradicional:

Anteponer la palabra bi a la nomenclatura tradicional de la sal neutra correspondiente. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.

Intercalar la palabra ácido a la nomenclatura tradicional de la sal neutra correspondiente.

Fórmula Nomenclatura tradicional NaHS bisulfuro de sodio sulfuro ácido de sodio Ca(HS)2 bisulfuro de calcio sulfuro ácido de calcio Fe(HS)2 bisulfuro ferroso sulfuro ácido ferroso Co(HS)3 bisulfuro cobáltico sulfuro ácido cobáltico


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2.5) SALES DE AMONIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: son compuestos ternarios constituidos por hidrógeno, nitrógeno y un no metal. Con la característica particular que el hidrógeno se encuentra siempre unido al nitrógeno formando una unidad, denominada ion amonio, NH4

+. Resultan de la sustitución de todos los átomos de hidrógeno del hidrácido por el ion amonio.

Nomenclatura: nombre del no metal terminado en uro, seguida de la preposición de y del nombre del ión amonio. NH4Cl: cloruro de amonio

(NH4)2S: sulfuro de amonio

3 COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS

3.1) OXOSALES ÁCIDAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de átomos de hidrógeno por metales en oxoácidos que tienen dos o más hidrógenos en su fórmula.

Fórmula Nomenclatura

KHSO3 bisulfito de potasio sulfito ácido de sodio NaHCO3 bicarbonato de sodio carbonato ácido de sodio Ba(HSO4)2 bisulfato de bario sulfato ácido de bario Na2HPO4 fosfato monoácido de sodio LiH2PO4 fosfato diácido de litio FeHPO4 fosfato monoácido ferroso Fe(H2PO4)3 fosfato diácido férrico

3.2) OXOSALES BÁSICAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de iones OH- por aniones

de ácidos (hidrácidos u oxiácidos) en hidróxidos que tienen dos o más iones OH-. Fórmula Nomenclatura

Mg(OH)Cl cloruro básico de magnesio Al(OH)2Cl cloruro dibásico de aluminio Al(OH)Cl2 cloruro básico de aluminio Pb(OH)2S sulfuro dibásico plúmbico Cu(OH)(NO3) nitrato básico cúprico Pb(OH)(NO3) nitrato básico plumboso [Co(OH)2]2(SO4) sulfato dibásico cobáltico Al2(OH)4(SO4) sulfato tetrabásico de aluminio

3.3) SALES DOBLES: compuestos por dos elementos metálicos (también puede ser el ión NH4

+), oxígeno y un elemento no metálico.

Nomenclatura: nombre primero el anión, según el ítem 2.3 (sulfato, carbonato, etc) seguido de la palabra doble, luego la preposición de y d a continuación los nombre de los n elementos metálicos (comenzando por el de mayor n.o.). Se indica entre paréntesis el n.o. de los metales cuando sea necesario.


74

AgK(NO3)2: nitrato doble de plata y potasio LiAl(SO4)2: sulfato doble de aluminio y potasio KNaCO3: carbonato doble de sodio y potasio


75


1.1) Nombre los siguientes hidruros metálicos. Nomenclatura

Fórmula Sistemática Stock Tradicional NaH KH LiH

CaH2 BeH2 SnH4 PbH2 FeH2 FeH3 AlH3 CuH2 AuH NiH2 CuH

1.2) Nombre los siguientes hidruros no metálicos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Tradicional BH3 SiH4 Si2H6 NH3 PH3 P2H4 AsH3 As2H4 SbH3 CH4

1.4) Nombre los siguientes hidrácidos.

Nomenclatura tradicional Fórmula en estado gaseoso en solución acuosa HF HCl HBr HI H2S H2Se H2Te


76

1.4) Formule los siguientes hidruros. Hidruro de cesio: Hidruro de cinc: Hidruro de magnesio: Hidruro de titanio (IV): Hidruro de estaño (IV): Hidruro de cobalto (II): Hidruro de cromo (III): Dihidruro de estaño: Hidruro niqueloso: Trihidruro de niquel: Hidruro cobáltico: Hidruro plúmbico: 1.5) Nombre las siguientes sales de hidrácidos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional KCl BaCl2 FeS Fe2Se3 CaF2 LiI PtS AuI3 HgCl2 HgS PbSe LiBr NiS CoBr2 K2Se CuCl KI PbCl4

1.6) Formule las siguientes sales de hidrácidos. Cloruro de plomo (II): Bromuro de calcio: Fluoruro de plata: Yoduro de hierro (III): Bromuro de manganeso (III): Cloruro de cobalto (II): Dicloruro de níquel: Pentafluoruro de bismuto: Trifluoruro de aluminio: Disulfuro de plomo: Fluoruro de hierro (II): Seleniuro cúprico: Sulfuro platinoso: Cloruro ferroso: 1.7) Formule los siguientes óxidos básicos. Óxido de titanio (IV): Óxido de cobre (II): Óxido de calcio: Óxido de sodio: Óxido férrico: Óxido auroso: Óxido platínico: Trióxido de dicobalto: Monóxido de hierro: Óxido de oro (III): Trióxido de dihierro: Óxido de aluminio:


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1.8) Nombre los siguientes óxidos básicos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional CaO SrO CrO MnO Ni2O3 ZnO CdO Ag2O HgO PtO2 PbO Au2O3 Ni2O3 K2O BaO FeO Li2O SnO2 SnO NiO Cu2O

1.9) Nombre los siguientes óxidos ácidos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional N2O3 N2O5 P2O3 SiO2 Sb2O5 Sb2O3 I2O I2O3 Cl2O5 Cl2O7 SO3 As2O3 MnO3 Mn2O7 CrO3 SO2


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1.10) Formule los siguientes óxidos ácidos. Anhídrido carbónico: Anhídrido fosfórico: Heptóxido de dibromo: Óxido de cloro (V): Anhídrido crómico: Óxido de arsénico (III): Trióxido de difósforo: Dióxido de azufre: Anhídrido fosforoso: Trióxido de diyodo: Pentóxido de dinitrógeno: Óxido de selenio (VI): 1.11) Nombre los siguientes óxidos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional CO BeO B2O3 SO2 CO2 Cr2O3 MgO Br2O7 As2O5 CaO2 H2O2 Mn3O4 Fe2O3 Bi2O5 Na2O NO2 MnO Sb2O3

1.12) Formule los siguientes óxidos. Óxido de potasio: Óxido de manganeso (IV): Óxido de arsénico: Heptóxido de diyodo: Óxido aúrico: Óxido arsénico: Pentóxido de difósforo: Óxido brómico: Monóxido de carbono: Trióxido de dialuminio: Óxido hipocloroso: Peróxido de bario: Óxido nítrico: Peróxido de potasio: Óxido arsenioso: Óxido de oro (I): Óxido permangánico: Dióxido de plomo: Óxido de bromo (V): Anhídrido fosforoso: Anhídrido carbónico: Anhídrido nítrico:


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1.13) Nombre los siguientes hidróxidos. Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional Pb(OH)4 Fe(OH)3 Hg(OH) Rb(OH) Sn(OH)2 Ni(OH)3 Al(OH)3 Sn(OH)4 Bi(OH)5 Pt(OH)4 Cr(OH)2 Sr(OH)2 Au(OH)3 Ag(OH) Co(OH)3 Fe(OH)2 Cu(OH) Cu(OH)2 Li(OH)

1.14) Formule los siguientes hidróxidos. Hidróxido ferroso: Hidróxido de oro (III): Hidróxido de sodio: Hidróxido plúmbico: Hidróxido de níquel (II): Hidróxido de manganeso (II): Hidróxido de estroncio: Hidróxido crómico: Hidróxido de bismuto (III): Hidróxido de cesio: Hidróxido paládico: Hidróxido mercúrico: Hidróxido cádmico: Hidróxido de platino (IV): Hidróxido de potasio: Hidróxido de oro (I): 1.15) Nombre los siguientes oxoácidos.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional HIO HClO HClO2 HBrO3 HIO4 HNO2 HBO2 H2CrO4 H2Cr2O7 H2SeO3 H4P2O5


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HMnO4 H4SiO4 H3PO3 H2CO2 HAsO2 HAsO3 H3AsO3 H2SO4 HNO3 H3PO4

1.16) Formule los siguientes oxoácidos. Ácido perclórico: Ácido nítrico: Ácido carbónico: Ácido ortofosfórico: Ácido cromoso: Ácido crómico: Ácido permangánico: Ácido meta arsénico: Ácido selénico: Ácido sulfuroso: Ácido pirobórico: Ácido fosforoso: Ácido antimonioso: Ácido cloroso: Ácido sulfúrico: Ácido hipoiodoso: Ácido metasilícico: Ácido ortobórico: Ácido nitroso: Ácido mangánico: 1.17) Nombre las siguientes oxosales.

Nomenclatura Fórmula Sistemática Stock Tradicional Ca(IO4)2 Co(NO3)2 BaCrO4 Pb(SeO3)2 Ni4(SiO3)3 K2Cr2O7 Fe(MnO4)2 FeMnO4 AgAsO3 NiPO4 CuBrO3 PbSO4 LiAsO3 HgClO Pb(IO3)2 Sr(PO3)2 Cu2P2O5 PtSeO4 SnCO3 Pb2P2O7 Al(PO3)3


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1.18) Formule las siguientes oxosales. Nitrato de litio: Sulfito plumboso: Hipoclorito niquélico: Arsénico de plata: Dicromato de sodio: Cromato de cesio: Carbonato auroso: Iodato de aluminio: Sulfato (IV) de mercurio (I): Clorato (III) de cobre (II): Permanganato de cobalto (III): Piroborato áurico: Pirofosfito platinoso: Hipobromito de sodio: Piroantimoniato platinoso: Sulfato de magnesio: Nitrato de cádmico: Carbonato de hierro (III): Clorato férrico: Ortosilicato estañoso: 1.19) Nombre las siguientes sales.

Fórmula Nomenclatura AgH2PO4 Ni(H2BO3)2 HgHAsO3 NH4HSO3 Fe2(H2P2O7)3 CuHSeO4 Ba(HMnO4)2 Ba(HS)2 Fe(HS)3 Pb(HSe)4 Co(OH)CO3 Pb(OH)BrO3 Cu(OH)ClO4 [Fe(OH)2]2SO4 Pb(OH)2 SO3 Au(OH)2NO3 Hg(OH)Cl [Ba(OH)]2S Mg(OH)ClO4 KNaMnO4 LiNH4S AgMgPO4 RbCsCO3 MgNH4PO4 KAl(SO4)2 CaBaP2O7 AlNaP2O5 [KNH4]3(PO4)2

Curso de Ingreso FAyA 2013 Estequiometria

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ESTEQUIMETRIA El término estequiometría deriva del griego steicheion

metron estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.

La estequiometría es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol en una muestra de sangre, la medición de la concentración de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, etc.

5.1. CONCEPTOS BÁSICOS Elemento

Sustancia pura conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. Ejemplo: una varilla de cobre, una lámina de zinc, etc.

Átomo Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.

Compuesto Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los

átomos que lo conforman son diferentes. Ejemplo: Sal común, yeso, agua, etc.

Molécula Es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en estado libre,

conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como un conjunto neutro de átomos que se comporta como una unidad.

Fórmula Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su

composición química.

Atomicidad Se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia pura.

5.2. MASAS ATÓMICAS

Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas, por ejemplo, la masa de un átomo de plomo es de 3,53×10-26 kg. Si se usa como unidad de masa el kilogramo, resultan números muy pequeños y, por tanto, difíciles de manejar.

¿Dónde encontrar una unidad de masa que sea acorde con las dimensiones del átomo?, solamente la podemos hallar en el propio mundo de los átomos.

Por ello, las masas de los átomos se van a comparar con la masa de uno de ellos, al que llamaremos átomo patrón. Aunque, a lo largo de la historia de la química, se han escogido varios patrones, actualmente las masas de los átomos se comparan con el átomo de carbono de número másico 12 (12C), al que se le asigna el valor de doce unidades. La unidad, por tanto, será la doceava parte de la masa de un átomo de 12C.


83

Se define unidad de masa atómica (u.m.a.) como la doceava parte del isótopo de 12C. Lo que

equivale a 1,66×10-27 kg.

Se define peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento al cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo de 12C.

Por ejemplo, cuando se dice que la masa atómica del cloro es 35,45 lo que se quiere expresar es que un átomo de cloro tiene 35,45 veces la masa de la doceava parte del isótopo de 12C.

PESO MOLECULAR (PM) Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una molécula de una sustancia y se

expresa en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el PM del agua, H2O:

2×1.0 uma + 1×16.0 uma = 18.0 uma.

PESO FÓRMULA (PF) Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una unidad formular del

compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma. Este compuesto es iónico, así que estrictamente la no tiene significado. El peso molecular y el peso fórmula calculados a partir de la fórmula molecular de una sustancia son idénticos.

MOL Se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o

unidades elementales como el número de átomos en exactamente 12 g de 12C. El número de átomos en una muestra de 12 g de 12C, se llama número de Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.02×1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos, etcétera, contiene el número de Avogadro. Por ejemplo, un mol de etanol es igual a 6.02×1023 moléculas de etanol.

MASA MOLAR (M) Es la masa de un mol de la sustancia. El 12C tiene, por definición, una masa molar de

exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa atómica.

1 u.m.a. = 1 g/mol

Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el NA de esa sustancia.

Un mol de S 6.02×1023 át de S = 32.0 g

Un mol de H2SO4 6.02×1023 moléculas de H2SO4 = 98.0 g. 1.204×1024 át de H; 6.02×1023 át de S y 2.408×1024 át de O.


84

Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molar (M) de dicha sustancia:

mnM

Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? La masa molar del H2SO4 es 98g/mol, por lo tanto:

2 42 4

2 4

98 g H2SO4 ------------- 1 mol

24.5 g H2SO4 ----------- x = 0.25 mol

VOLUMEN MOLAR

La Ley de Avogadro enuncia que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) el volumen corresponde a 22.4 L. Las condiciones normales son: temperatura de 0°C (273 K) y presión de 1 atm (760 mmHg).

A partir de los conceptos anteriores es posible establecer las siguientes igualdades:

1 mol de átomos de X = 1 átomo-gramo = 6.02×1023 átomos de X = PA en g

1 mol de moléculas de AB = 6.02×1023 moléculas de AB = M o PM en g = 22.4 L (gas en CNPT)

5.3. EJERCICIOS RESUELTOS MOLES

¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 g de H2O?

1 mol H2O ---------- 18g

X ----------- 120g X = (120g)×(1mol) / (18g) = 6.6 moles

¿A cuántos gramos equivalen 0.6 moles de NaNO2?

1 mol NaNO2 ------------- 69g

0.6 moles NaNO2--------- X X = (0.6mol)×(69g) / (1mol) = 41.4 g

NÚMERO DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

¿Cuántos átomos están contenidos en 15 moles de Cu?

1 mol Cu -------------- 6.02×1023 átomos

15 moles Cu---------- X X = (15mol)×(6.02×1023át)/(1 mol)

X = 9.02×1024 át


85

¿Cuántos átomos están contenidos en 230 g de Ni?

1°) Convertir g en moles

1 mol Ni ------------- 58.5g

X -------------230g X = (230g)×(1mol) / (58.5g) = 3.93 moles

2°) Convertir moles en átomos

1 mol Ni ------------- 6.02×1023 átomos

3.93 mol Ni --------- X X = (230g)×(1mol) / (58.5g) = 2.36×1024 át

Otra forma

58.5g Ni ------------- 6.02×1023 átomos

230g Ni -------------- X X = (230g)×(6.02×1023át)/(58.5g)

X = 2.37×1024 át

¿Cuántas moléculas están contenidas en 0.25 moles de CO2?

1 mol CO2 -------------- 6.02×1023 moléc

0.25 moles C O2---------- X X = (0.25mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)

X = 1.50×1024 moléc

¿Cuántas moléculas están contenidas en 10g de HCl? Convertir g en moles (10g HCl = 0.27 moles)

1 mol HCl -------------- 6.02×1023 moléc

0.27 moles CO2---------- X X = (0.27mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)

X = 1.60×1024 moléc

¿Cuántos átomos de H están contenidos en 0.85 moles de H2CO3?

1 mol H2CO3 ---------------2 mol de át H

0.85 mol H2CO3 ---------- X X = (0.85mol)×(2mol)/(1mol) = 1.7 mol át H

1 mol de át H------------- 6.02×1023 át H

1.7 mol de át H------------X X = (1.7mol)×(6.02×1023át)/(1mol)

X = 1.02×1024 át de H

Otra forma:

1 mol H2CO3 ----------2 × 6.02×1023 át H

0.85 mol H2CO3------- X X = (0.85mol)×(2×6.02×1023moléc)/(1 mol)

X = 1.02×1024 át de H

VOLUMEN MOLAR

¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 en CNPT?

1 mol N2 -------------22.4 L

0.75 mol N2 ---------X X = (0.75mol)×(22.4L)/(1mol) = 16.8L


86

¿Qué volumen ocupan 100 g de CO2 en CNPT? 1°) Convertir g en moles

1 mol CO2 -------------44 g

X ---------------100g X = (100g)×(1mol) / (44g) = 2.27 moles

2°) Convertir moles en L

1 mol CO2 -------------22.4 L

2.27 mol CO2 ---------X X = (2.27mol)×(22.4L)/(1mol) = 50.8L

Otra forma

44g CO2 -------------- 22.4L

100g CO2 ------------X X = (100g) ×(22.4L)/(44g) = 50.9L

¿Cuántas moléculas de O2 están contenidas en un recipiente de 36L a CNPT?

1°) Convertir L en moles

1 mol O2 -------------22.4 L

X ---------------36 L X = (36L)×(1mol) / (22.4L) = 1.61 moles de O2

2°) Convertir moles en moléculas

1 mol O2 -------------- 6.02×1023 moléc

1.61 moles O2---------- X X = (1.61mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)

X = 9.69×1023 moléc

Otra forma

22.4L O2 -------------- 6.02×1023 moléc

36L O2 ------------------X X = (36L)×(6.02×1023moléc)/(22.4L)

X = 9.67×1023 moléc


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1. Calcule el Peso molecular de: a) NaCl b) HNO3 c) AgNO3 d) KNO3 e) BaO f) O2 2. Calcular el nº de átomos presentes en 2,3 g de Sodio (PM = 23,0 g/mol) 3. Calcular cuantas moléculas hay en 4,4 gramos de CO2 (PM = 44,0 g/mol) 4. Calcular la masa de agua que contiene 0,23 moles de agua (H = 1, O = 16 g/mol) 5. Calcular el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S (H=1, S=32 g mol) 6. Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas: a. 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 x1022 átomos de Hg. b. 0,25 moles de O2 más 4,15 x1022 átomos de oxígeno 7. Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 x1022 átomos. ¿Cuál es la masa molar del elemento? 8. Considerando que el SO3 es un gas: a. ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de SO3? b. ¿Cuántos átomos y gramos de oxigeno contiene? 9. Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molar es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4 g de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcular la fórmula empírica y la fórmula molecular. 10. Se disponen de 2 moles de moléculas de N2, calcular:

1. Masa en gramos 2. Número de moléculas 3. Volumen en CNPT

11. ¿Cuál es la m asa en gramos de 0.257 mol de sacarosa,C12H22O11?

12. Determine el peso formular aproximado del compuesto siguiente: Ca(C2H3O2)2 13. Un amuestra de glucosa C6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuantas moléculas de glucosa contienen la muestra? 1. 8.0 x 1022 átomos de H, 8.0 x 1022 moléculas de glucosa 2. 8.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa 3. 4.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa


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14. Con base en la fórmula (CH2CO)2C6H3(COOH), calcule el porcentaje de carbono presente. 1. 64,70% 2. 66,67% 3. 69,25% 4. 76,73% 15. ¿Cuántos átomos están contenidas en 15 ATG de Cobre? 16. ¿Cuántos átomos están contenidos en 230 g de Niquel ? 17. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 0.25 moles de CO2? 18. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de HCl? 19. ¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 en condiciones estándar? 20. ¿Qué volumen ocupan 100g de CO2 en condiciones estándar?

5.4. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA

Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen cambios. Un charco se seca, un cubo de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo, los alimentos cambian al ser cocinados, las plantas y los animales crecen, etc.

Hay cambios es los que las sustancias siguen siendo las mismas, solo cambian su aspecto o su estado de agregación. A este tipo de cambio se los denomina cambios físicos.

En otros cambios, sin embargo, no solo se modifica el aspecto sino que las sustancias que tenemos después del cambio son otras de las que teníamos antes de que se produjera. Es decir que cambian también sus propiedades. A estos cambios se los conoce como cambios químicos o reacciones químicas, donde una o más sustancias, denominadas rea vos, se transformas en otra u otras sustancias, denominadas productos.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación química se escribe la fórmula de los reactivos separados por un signo de adición, a continuación una flecha que indica en sentido en el que se produce la reacción y por último la fórmula de los productos separados también por el signo de adición. A menudo se indica el estado de agregación de las distintas sustancias que intervienen en la reacción: (s, sólido); (l, líquido); (g, gaseoso); (ac, disolución acuosa)

Ajuste de ecuaciones químicas

En los procesos químicos los átomos que constituyen los reactivos se reorganizan para formar los productos, pero no se transforman ni desaparecen, por lo tanto, el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos. Cuando se produce esta situación decimos que la ecuación está ajustada o balanceada.


89

La ley de conservación de la masa de Lavoisier establece que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reacv os, de modo que la masa permanece constante durante la reacción.

Si una ecuación química no está balanceada, lo primero que se debe hacer antes de realizar ningún cálculo a partir de ella es ajustarla. Para ello se colocan delante de la fórmula de cada compuesto un coeficiente apropiado, llamados coeficientes estequiométricos, para que el número total de átomos de cada elemento sea el mismo en cada miembro de la ecuación.

La ecuación:

no está balanceada, ya que el número de átomos de hidrógeno (4) y el de oxígeno (2) en los reactivos es distinto al de los productos (2 y 3, respectivamente). En cambio si la escribimos de la siguiente manera:

los números coinciden y la ecuación está, por lo tanto, balanceada.

Importante:

No se pueden modificar los subíndices de los elementos en las fórmulas para ajustar la ecuación química.

Los coeficientes estequimétricos indican proporciones entre moléculas y por lo tanto también será una proporción entre número de moles de cada sustancia. NUNCA será una proporción entre masas.

Frecuentemente es fácil obtener los coeficientes adecuados para el ajuste de la reacción por tanteo. No existe ninguna norma acerca de cómo proceder para ajustar una ecuación química por tanteo, sin embargo, un consejo generalmente útil es empezar por ajustar los elementos que solo aparecen en una sustancia en cada miembro de la reacción.

La ecuación ajustada puede leerse de la siguiente manera: 1 molécula de CH4 (metano) reacciona con 2 moléculas de O2 (oxígeno) produciendo 1 molécula de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moléculas de H2O (agua).

La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química. Es decir, entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos.

La siguiente tabla resumen las distintas relaciones que pueden existir:

Dato mol gramos volumen moléculas

mol mol-mol gr-mol vol-mol moléc-mol

gramos mol-gr gr-gr vol-gr moléc-gr

volumen mol-vol gr-vol vol-vol moléc-vol

moléculas mol-moléc gr-moléc vol-moléc moléc-moléc


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El protocolo que debe seguirse para realizar un cálculo estequiométrico podría resumirse en los siguientes pasos:

1) Escribir y balancear la reacción química (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en las fórmulas de algunas de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos).

2) Escribir el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos. 3) Calcular la masa molar (masa molecular en gramos) del dato y de la incógnita. 4) Atendiendo al resultado que se pide, se debe trabajar con la proporción existente

entre la sustancia dato y la sustancia incógnita (indicado por los coeficientes). 5) Utilizando la relación del ítem 4 y mediante un simple cálculo (regla de tres imple o

factor de conversión) se obtendrá el resultado buscado en la unidad que se pide en el problema (en moles, volumen, n° de moléculas, etc).

Ejemplo:

El agua oxigenada (H2O2) es una sustancia que se descompone espontáneamente en agua y oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 12 gramos de agua?

1) Escribimos y balanceamos la ecuación

( ) ( ) ( )2 2 2 2g g g

2) Escribimos el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.

( ) ( ) ( )

2

2 2 2 2

12

H O H O + Og g g

g m de O2 2

Dato Incógnita

3) Calculamos la masa molar del dato y de la incógnita

M(H2O2) = 2×(H) + 2×(O) = 2×(1 g/mol) + 2×(16 g/mol) = 34g/mol

M(O2) = 2×(O) = 2×(16 g/mol) = 32g/mol

4) Convertimos los gramos del dato en moles,

34g H2O2---------------1mol

12g H2O2-------------- X = 0.35 mol

y establecemos la relación (en moles) entre el dato y la incógnita,

La descomposición de dos moles de H2O2 produce 1 mol de O2

5) Calculamos los moles de O2 que se producen a partir de los moles de H2O2 calculados en el ítem 4.

2mol H2O2 ----------------- 1mol O2

0.35mol H2O2 ------------- X = 0.175mol O2

Utilizando la masa molar de O2, convertimos los moles de O2 en gramos,

1mol O2 ----------------32g

0.175mol O2 ----------X = 5.6g


91

Debido a las diversas relaciones que se pueden tener entre el dato y la incógnita, muchas veces resulta conveniente escribir todas estas posibles relaciones y luego elegir la más adecuada para resolver el problema, tal como se muestra en la siguiente reacción,

( ) ( ) ( )

23 23 23

2 2 2 2

2 2 12 34 2 18 322 6.02 10 2 6.02 10 6.02 102 22.4 2 22.4 22.4

H O H O + Og g g

moles moles molg g g

moléc moléc molécL L L

2 2

Como se puede ver seleccionando la relación correcta, sólo es necesario un simple cálculo para obtener el resultado deseado.

Volviendo al problema anterior:

2×34g H2O2---------------32 g O2

12g H2O2 ---------------- X = 5.6g

que es el mismo resultado obtenido anteriomente.

Ejercicios:

a) Obtener la cantidad en gramos de agua que se producen por la descomposición de 1.5 moles de H2O2.

b) ¿Cuántos litros de O2 se produjeron a partir de 1.23×1023 moléculas de H2O2?

c) Si durante la reacción se formaron 1.81×1024 moléculas de O2, ¿Cuántos moles de H2O se formaron?

Pureza de reacv os (P) Algunas sustancias no se encuentran puras al cien por cien, sino que contiene impurezas; por

lo que se necesita disponer de un dato adicional para poder realizar los cálculos. Este dato es la pureza, que indica el porcentaje de sustancia pura que contiene la muestra. Así, por ejemplo una muestra de sulfuro de plomo (II) al 70% de pureza, indica que por cada 100 g de la muestra sólo 70 g corresponden al compuesto PbS.

Ejemplo:

Se hace reaccionar 300g de hidróxido de aluminio (70% de pureza) con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Obteniéndose sulfato de aluminio y agua. Calcular la masa de sulfato de aluminio obtenida.

1) Escribir los reactivos y productos y balancear la reacción


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3 2 4 2 4 3 2

2) Calcular la cantidad pura del reactivo con impurezas (Al(OH)3) 100% --------------300g Al(OH)3

70% --------------- X = 210 g Al(OH)3 (este es el dato que ul izaremos para el cálculo de la incógnita)

3) Calculamos las masas molares del dato y la incógnita

M(Al(OH)3) = 1×(Al) + 3×(O) + 3×(H) = 78 g/mol

M(Al2(SO4)3) = 2×(Al) + 3×(S) + 12×(O) = 342 g/mol

4) La relación entre el dato y la incógnita (gr-gr) es: Cuando reaccionan 2×78g de Al(OH)3 se forman 342 g de Al2(SO4)3.

5) Obtenemos en resultado con la relación del ítem 4 y los gramos de Al(OH)3 puros del ítem 2. 2×78g de Al(OH)3 ------------ 342 g de Al2(SO4)3

210g de Al(OH)3 ------------ - X = 460.4 g de Al2(SO4)3

Reacv o Limitante (RL)

Es posible que inicialmente se tenga datos de dos reactivos y lo más posible es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte del otro reactivo. El reactivo que se agota en primer lugar se denomina reacv o limitante y se debe identificar ya que es con él con el que se trabajará, considerándolo el dato inicial. El reactivo que no se consume completamente se denomina reacv o en exceso (RE).

Ejemplo:

La reacción de 18.9 g de ácido nítrico con 0,2 moles de hidróxido de calcio, produce nitrato de calcio agua. Determinar el reactivo limitante y los gramos de nitrato de calcio obtenidos.

1) Escribir los reactivos y productos y balancear la reacción

3 2 3 2 2

2) Calcular la cantidad pura de los reactivos con impurezas 3) Determinar el RL y RE. Para ello utilizar la relación (en moles, gramos o volumen) de la reacción balanceada entre los reactivos indicados. Se lo puede realizar utilizando cualquiera de los dos reactivos

Relación 2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2 2 63 g de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2

2 63 g de HNO3 --------------- 1 mol de Ca(OH)2 18.9 g de HNO3 ---------------- X = 0.15 moles de Ca(OH)2


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La cantidad de Ca(OH)2 obtenida (0.15 moles) es menor a la cantidad que se hace reaccionar (0.2 moles), por lo tanto este reactivo está en exceso y el HNO3 es el reacv o limitante.

Ejercicio: a) Realice el cálculo de RL utilizando el dato de los 0.2 moles de Ca(OH)2. b) Repetir la operación utilizando la relación de moles.

3) La relación entre el dato y la incógnita (gr-gr) es: Cuando reaccionan 2×63g de HNO3 se forman 164 g de Ca(NO3)2.

4) Obtenemos en resultado con la relación del ítem 3 y los gramos del RL (HNO3). 2×63g de HNO3 ------------ 164 g de Ca(NO3)2

18.9g de Al(OH)3 ------------- X = 24.6g de Ca(NO3)2

Rendimiento de una reacción ( )

En teoría una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente (se agota). Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar.

El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona y por lo tanto qué porcentaje de producto se forma, respecto a la cantidad teórica.

El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor al 100%.

Ejemplo:

20 g de trióxido de azufre reaccionan con suficiente agua produciéndose ácido sulfúrico. Calcular los gramos de ácido que se forman si el rendimiento de la reacción es del 80%.

1)

3 2 2 4

2) Debido a que se tiene el dato de solo uno de los reactivos, no es necesario obtener el RL, además este reactivo está puro.

3) Sabiendo la relación entre el dato y la incógnita, obtenemos la cantidad de ácido si la reacción fuera con un rendimiento del 100 %.

Cuando reaccionan 80g de SO3 se forman 98g de H2SO4. 100% rendimiento

80g de SO3 ------------ 98g de H2SO4

20g de SO3 ------------- X = 24.5g de H2SO4

4) Ahora obtenemos la cantidad de H2SO4 real con el rendimiento de 80%.

100% -----------------24.5 g H2SO4

80% -----------------X = 19.6 g H2SO4


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1. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación química: 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

1. Señalar cuáles son los reactivos y productos 2. Marcar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas.

a. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de dióxido de nitrógeno. b. dos gramos de monóxido de nitrógeno se combinan con un gramo de oxígeno para dar dos gramos de dióxido de nitrógeno. c. dos moles de moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan con un mol de moléculas de oxígeno para formar dos moles de moléculas de dióxido de nitrógeno. d. en CNPT 44,8 L de NO se combinan con 22,4 L de O2 para dar 44,8 L de NO2. e. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con un átomo de oxígeno para dar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

3. Señalar las respuestas correctas a medida que transcurre la reacción: a. el número de moléculas de NO aumenta. b. el número de moléculas de O2 permanece constante. c. el número de moléculas de NO2 aumenta. d. el número de moléculas de NO disminuye. e. el número de moles de NO (g) que se transforman es igual al número de moles de NO2 (g) que se forman. 2. A partir de la siguiente ecuación:

2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 SO2(g) + 2 H2O(g) Calcule: a. los moles de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles de H2S. b. los moles de SO2 producidos a partir de 0,60 moles H2S. c. los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles H2S. 3. Si 30 litros de cloro reaccionan con hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno. Calcular: a. masa de hidrógeno empleada. b. volumen de cloruro de hidrógeno medido en CNPT c. moles de moléculas de hidrógeno empleado. 4. Se hacen reaccionar cuatro moles de dióxido de azufre con oxígeno obteniéndose el óxido ácido correspondiente. 2 SO2 + O2 2 SO3 Calcular: a. el volumen de oxígeno que reacciona en CNPT b. la masa de trióxido de azufre que se obtiene. 5. Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se necesitan para obtener 292 g de NaCl.

HCl + NaOH NaCl 6. El gas amoníaco es oxidado por el oxígeno según la reacción:

2 NH3 (g)+ 5/2 O2 (g) 2 NO (g)+3 H2O (g)


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a. ¿Cuántos litros de oxígeno serán necesarios para reaccionar 500 L de amoníaco? b. ¿Cuántos litros de NO se formarán? c. ¿Cuántos litros de H2O se formarán? (Todos los gases han sido medidos en condiciones normales de presión y temperatura). 7. A partir de la descomposición de la piedra caliza (CaCO3)

CaCO3 CaO + CO2 Calcular: a. ¿Cuántos gramos de CaCO3 serán necesarios para obtener 1,5 moles de óxido de calcio b. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, medidos en CNPT, se desprenden en esta reacción? 8. Dos litros de hidrógeno reaccionan con 1 litro de oxígeno, ambos medidos en CNPT. Indique: a) ¿Cuántos moles de moléculas de agua se obtienen? b) ¿Qué masa de agua se obtiene? 9. Si se hace reaccionar 64 g de metano con 355 g de cloro, de acuerdo a la ecuación:

CH4 + 4 Cl2 CCl4 + 4 HCl Calcular la cantidad de CCl4 y HCl formado. 10. El gas propano, C3H8, en presencia de oxigeno reacciona para dar CO2 y H2O. ¿Cuántos moles de CO2 se forman cuando se queman 110,0 g de propano en presencia de aire? 11. ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350,0 g de H2S según la ecuación:

FeS + 2HCl H2S + FeCl2 12. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0,80 moles de Cl2 según la ecuación

4 HCl + O2 2 H2O + 2 Cl2 13. ¿Qué peso de FeS se necesitan para preparar 6.75 moles de H2S?

FeS + 2 HCl H2S + FeCl2 14. Utilizando la reacción balanceada:

4 FeS + 7 O2 2 Fe2O3 + 4 SO2 Calcular: a. el número de moléculas SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS b. el número de moléculas de O2 necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS. 15. Balancee la siguiente ecuación "a" Mg3N2 + "b" H2O "c" Mg(OH)2 + "d" NH3

1. a=1; b=2; c=1; d=1 2. a=1; b=6; c=3; d=2 3. a=1; b=6; c=3; d=1 4. a=1; b=3; c=3; d=2

16. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación 2H2 + O2 2H2O? 17. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:


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C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera?. 18. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono:

C6H12O6(ac) 2C2H5OH(ac) + 2CO2(g) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa? 19. Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción

2NaN3 2Na + 3N2 ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso? 20. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno?

Mg + N2 Mg3N2 21. ¿Cuántos g de H2O se producen cuando reaccionan 28 g de Zn(OH) 2 ?

Zn(OH) 2 + H2S ZnS + 2 H2O

Curso de Ingreso FAyA 2013 Soluciones Químicas

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SOLUCIONES QUÍMICAS La mayoría de las de las reacciones químicas ocurren, no entre sólidos, líquidos o gases, sino entre iones o moléculas disueltos en agua o en otros disolventes. En base a esto definimos una solución (o disolución) química como una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Clasificando sus componentes en soluto y solvente.

soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio en que disuelve al soluto. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Características de las soluciones (o disoluciones):

Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.

Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Cuantitativamente, el estudio de una disolución, requiere del conocimiento exacto de la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de la misma. Para ello se utiliza una magnitud denominada Concentración.

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: es aquella en la que la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: es aquella en que la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: es una disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Si bien las disoluciones líquidas son más comunes, las disoluciones también pueden existir en estados gaseosos y sólidos. Las disoluciones sólidas con un metal como disolvente se llaman aleaciones.


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Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

Porcentaje peso en peso (% P/P): es la relación de la masa de un soluto en la masa de la disolución, multiplicada por 100%.

Porcentaje volumen en volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

Porcentaje peso en volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Partes por millón (ppm): Expresa la cantidad de miligramos (mg) de soluto por litro de solución. Generalmente, este tipo de expresión de la concentración, se utiliza para soluciones gaseosas en las que se encuentra uno o varios componentes volátiles y/o particulado en suspensión, como polvos y humos.

Densidad (d, ): indica la masa de solución por unidad de volumen de solución.

Unidades químicas de concentración


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Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente de la solución (ya sea solvente o soluto) y los moles totales presentes en la solución.

solvente

solu to

Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.

Molalidad (m): se define como la relación entre el número de moles de soluto que se encuentran disueltos en un kilogramo de disolvente.

Normalidad (N): Se define como el número de pesos equivalentes, o simplemente equivalentes, de soluto por litro de disolución. También puede ser expresado en miliequivalentes por mililitro de disolución.

El peso equivalente de un elemento es igual al peso atómico divido por la valencia.

El peso equivalente de un ácido o una base es igual al peso molecular dividido por el número de hidrógenos o grupos hidroxilo sustituibles de su fórmula.

El peso equivalente de una sal se expresa con referencia a un ion (grupo o radical) determinado y es igual al peso molecular dividido por el número de equivalentes del ión o radical correspondiente contenidos en el mismo.


100

El peso equivalente de un ion es igual al peso fórmula del mismo dividido por su valencia.

El peso equivalente de un oxidante o un reductor es igual a su peso molecular dividido por el número de electrones que intervienen en la ecuación de su transformación.

Por último, la normalidad es igual a la molaridad por el número de equivalente por mol:


101

Guía de Ejercitación Nº 9 1. Una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), tiene una concentración de 37.9 % p/p. ¿Cuántos gramos de esta solución contendrán 5.0 g de ácido clorhídrico?.

2. Se desea preparar una solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 19 % p/v, cuyo volumen sea de 100 mL (la densidad de la solución es de 1.09 g/mL). ¿Cuántos gramos de agua y de NaOH se deben usar?.

3. ¿Qué concentración en % p/p tendrá una solución preparada con 20.0 g de NaCl (cloruro de sodio) y 200.0 g de agua?.

4. Se prepara una solución acuosa con 55.0 g de KNO3 (nitrato de potasio), disolviendo la sal hasta completar 500 mL de solución. Calcule su concentración en % p/v. 5. Al mezclar 13.5 g de NaOH con 56.8 g de agua se obtiene una solución cuya densidad es de 1.15 g/mL. Determine el % m/v de la solución resultante.

6. En una reacción química se producen 350 mg de clorhidrato de anilina (C6H8NCl). Si las aguas madres alcanzan un volumen de 150.0 mL, ¿cuál será la concentración p/v del clorhidrato en la solución resultante de la reacción?. 7. Se prepara una solución acuosa con 55.0 mL de metanol (CH3OH), cuyo volumen total es de 500 mL. Calcule su concentración en % v/v. 8. ¿Cuál es la concentración molar de una solución de HCl (ácido clorhídrico) que contiene 73.0 g de soluto en 500 cm3 de solución?.

9. Calcule el número de mol de soluto en las siguientes soluciones: a) 2.5 L de BaCl2 (cloruro de bario), 2.0 M. b) 5.0 L de NaI (yoduro de sodio), 0.53 M. 10. Calcule la molaridad de 3.50 L de una solución que contienen 41.7 g de MgCl2 (cloruro de magnesio).

11. Se desea preparar 500 mL de solución de ácido clorhídrico (HCl) 0.10 M a partir de un ácido comercial cuya densidad es 1.19 g/mL y su concentración 37.0 %p/p. Calcule el volumen del ácido que necesite para preparar esta solución.

12. ¿Cómo prepararía 30.0 L de una solución acuosa de arcilla de concentración 500 ppm?.


102

13. En un análisis se encontró, después de aspirar y filtrar (durante una hora), un volumen de 500 mL de aire por segundo, que se retuvo 0.540 kg de finísimo polvo de carbón, producto de la contaminación ambiental, provocada por los motores de combustión interna. ¿Cuál era la concentración en ppm del centro de la capital a esa hora?.

14. Se disuelven 22,5 g de hidróxido de sodio en 50 ml de agua destilada a 4º C. La densidad de la disolución es 1340 kg/m3. Calcula la concentración de la disolución expresada de las siguientes formas:

a) Molaridad

b) molalidad

c) fracción molar

15. Se disuelven 20 g de cloruro sódico en 100 ml de agua. La densidad de la disolución resultante es 1,2g por cm3. Calcula su concentración expresada de las siguientes formas:

a) Molaridad

b) Fracción molar del soluto

c) Molalidad

16. ¿Cómo prepararías 500 ml de disolución de cloruro sódico 0,5 M?

17. Calcule la normalidad de una solución que contiene 49 gramos de H3PO4 en 500 mL de solución.

18. Una disolución preparada con 44 g de ioduro potásico y 250 mL de agua tiene una densidad de 1,12 g/mL. Calcular la molaridad, fracción molar y tanto por ciento de ioduro potásico en esa disolución.

19. Un cierto tipo de ácido nítrico cuya densidad es 1,405g/ml, contiene una concentración de 68.1% p/p de ácido en agua. ¿Cuál es su concentración molar?

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