Download Resumen de Química – Parcial III Trimestre

Resumen de Química – Parcial III Trimestre
Tema #1: Números de Oxidación
Determinan el número de electrones con que trabaja una especie al formar
compuestos y dependiendo de su carga (+ o -) determina si tiende a perder, ganar o
compartir electrones.
Reglas para determinar los números de oxidación:
1. Si el átomo está en su forma elemental siempre es cero porque está libre, no
está combinado. Ej: O2, N2, I2
2. El de cualquier ión monoatómico (catión o anión) es igual a la carga del ión.
Ejemplo: Na+ = su carga sería 1+
3. En no metales tiene carga negativa porque generalmente aceptan electrones
pero pueden tener carga positiva cuando se combinan con otros no metales
(por ejemplo cuando se combinan con oxígeno para formar óxidos no
metálicos, oxianiones o inclusive peróxidos), y los metales tienen carga positiva
porque tienden más a dar electrones.
4. La suma total entre todos los átomos de un compuesto neutro tiene que dar
cero.
Ejemplo:
5. La suma de los números de oxidación en un ión poliatómico es igual a la carga
del ión.
Tema #2: Uso y manejo de algunos compuestos químicos
1. Ácido Clorhídrico – HCl(ac) – Ácido Muriático:
- Es muy corrosivo y está presente en el estómago.
- Coloración de piel, irritación de garganta, asfixia o muerte son algunos de sus
efectos en humanos y ambiente.
- Usos en la limpieza y creación de materiales para ello y en ferreterías se
conoce como ácido muriático (limpiador de cerámica y ladrillo).
2. Monóxido de carbono - CO:
- No se ve ni se huele, está en cigarros, es tóxico y puede causar muerte.
- Entre sus efectos está que es venenoso y causa asfixia.
- Se ha usado como combustible (se produce en combustión incompleta) y
se puede usar para manufactura de productos químicos.
3. Dióxido de carbono – CO2:
- Necesario para fotosíntesis, molécula de gas lineal y no polar.
- Es tóxico y el mayor causante del efecto invernadero.
- Se usa para bebidas carbonatadas, el hielo seco, extintores y abonos.
1
4. Amoniaco – NH3:
- Gas incoloro y muy fuerte olor (como el de descomposición).
- Irrita garganta y piel, inflamación de pulmones y ojos.
- Se usa para limpieza, abonos y para enfriar en los refrigeradores.
5. Ácido Sulfúrico – H2SO4:
- Líquido muy corrosivo y compuesto más producido.
- Irrita en cualquier parte del cuerpo (puede ser irritación mortal) y es
componentes de la lluvia ácida.
- En fertilizantes, refinación de petróleo, ácido de baterías en carro y para hacer
explosivos.
6. Hidrogenocarbonato de sodio - NaHCO3 - Bicarbonato:
- Cristalino, color blanco, soluble en agua.
- No tiene efectos.
- Neutraliza ácidos, dar volumen en repostería, blanquear dientes.
7. Carbonato de calcio – CaCO3:
- Muy abundante, polvo blanco, sin olor.
- Componente de rocas, minerales, conchas y en cáscara de huevo; presente en
granito.
- Suplemento de calcio, absorción y para hacer vidrios o pastillas para huesos.
8. Cloruro de sodio – NaCl – Sal:
- Sólido soluble, causa salinidad en océanos.
- Puede causar resequedad de piel e irritación en ojos.
- Se usa como condimento y preservativo en comida.
9. Hidróxido de magnesio – Mg(OH)2:
- Sólido blanco, mal sabor.
- En exceso puede causar intoxicación por magnesio (mortal).
- Usado como laxante y antiácido. Está en leche de magnesia.
10. Hidróxido de calcio – Ca(OH)2 – Cal apagada:
- Cristal incoloro o polvo blanco. Es base muy fuerte.
- Puede ser venenoso y causar quemaduras químicas.
- Se usa en tratamiento de aguas negras, neutralizador de ácidos y en los yesos.
11. Óxido de sodio – Na2O:
- Sólido blanco, sin brillo y no conduce electricidad.
- Tóxico y causa irritaciones en el cuerpo.
- En vidrios y cerámica. Agente limpiador.
12. Hipoclorito de sodio – NaClO – Cloro en disolución:
- Sólido blanco, buen oxidante.
- Irritaciones en piel y tóxico al ingerir.
- Blanquea ropa y desinfectante. En estado sólido es el que se echa en las
piscinas.
13. Sulfato de calcio hemihidrato – CuSO4 · ½ H2O:
- Polvo blanco y beige.
- Ningún efecto de importancia.
2
- Se usa en construcción y para yesos.
14. Hidróxido de potasio – KOH – Potasa o lejía:
- Sólido blanco, muy básico y corrosivo.
- Puede causar quemaduras e intoxicaciones morales.
- Destacar tuberías, para hacer jabón, decorar y quitar pintura.
15. Sulfato de amonio – (NH4)2SO4:
- Es una sal. Polvo blanco.
- Tóxico al ingerir.
- Como reactivo en biología molecular y como fertilizante.
16. Hidróxido de sodio – NaOH – Sosa cáustica
Tema #3: El Mole y conceptos relacionados
17. Moles
 Para medir la cantidad de átomos y moléculas los químicos usan el mole, tal y
como se usa par, docena o grueso para describir un número particular de
objetos.
 En el SI es mol, simboliza la cantidad de átomos, moléculas, iones u otras
partículas en una sustancia.
 El número real de átomos en 12g de carbono-12 se le denomina número de
Avogadro, en honor al químico Amadeo Avogadro. Su valor en la actualidad es:



La masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades de una sustancia se le
conoce como la masa molar. Si se conoce la masa atómica del elemento se
conoce su masa molar.
La suma de las masas atómicas (en UMA) en una molécula se conoce como la
masa molecular.
La masa molecular es numéricamente igual a la masa molar y cambia solo en
sus unidades (UMA o gramos).
mol
masa molar
Siendo los moles el puente entre átomos y peso atómico.
3
Tema #4: Nomenclatura Química y clasificación de compuestos inorgánicos
Stoke: se usa en compuestos iónicos (en los que hay metales) y se menciona primero
el ión no metálico. La valencia del metal va en número romano y entre paréntesis (si
solo es uno no se menciona).
Ión no metálico
Ej: Ni2O3
de
Ión metálico
(valencia del metal en
# romano)
= Óxido de níquel (III)
Estequiométrica: se usa más que todo en compuestos formados de no metales y se
forma con los prefijos griegos (mono, di, tri, tetra, penta, etc.) para mostrar el
número de átomos de cada elemento. Siempre se menciona primero el más electro
negativo.
Prefijo+no metal negativo
Ej: CL2O5
de
Prefijo+no metal positivo
+
Metal
= Pentóxido de dicloro
1. Óxidos metálicos: usan stoke
Oxígeno
Ejemplo: MgO = Óxido de magnesio
2. Óxido no metálico: usan estequiométrico
Oxígeno
+
Ejemplo: CO2 = Dióxido de carbono
3. Sales Binarias: usan stoke
Metal
Ejemplo: NaCl = Clururo de sodio
4. Sales Ternarias: usan stoke
Metal
No metal
+
No metal (excepto OH)
+
Radical compuesto Oxianión
Ejemplo: Na2SO4 = Sulfato de sodio
5. Sales Ácidas: usan stoke
Metal
+
Ejemplo: NaHCO3 = Hidrogenocarbonato de sodio
6. Compuestos entre no metales: usan estequiométrico
No metal
+
Ejemplo: PCl3 = Tricloruro de fósforo
7. Hidruros metálicos: usan stoke
Hidrógeno
Ejemplo: FeH3 = Hidruro de hierro (III)
+
Hidrogenoanión
No metal
Metal
4
8. Hidruros no metálicos:
Hidrógeno
Ejemplo: HCl(gas) = Cloruro de hidrógeno
+
No metal
9. Hidróxidos: usan stoke
Metal
Ejemplo: Fe(OH)2 = Hidróxido de hierro (II)
+
OH
10. Hidrácidos: sistema de ácidos (en disolución acuosa)
Hidrógeno
+
Ejemplo: HI(ac) = Ácido Iodhídrico
Nota: de _uro pasan a _hídrico (radical compuesto a ácido)
11. Oxácidos:
Hidrógeno
+
No metal (no N ni O)
Radical compuesto –
Oxianión
Ejemplo: HNO2 = Ácido nitroso
Nota: si la terminación del radical compuesto es _ato entonces pasa a _ico y si
termina en _ito pasa a _oso
12. Sales de amonio:
Amonio
+
Ejemplo: NH4Cl = Cloruro de amonio
Radical simple u oxianión
13. Compuestos con nombres especiales:
CH4
NH3
PH3
H2O
Metano
Amoniaco
Fosfina
Agua
Tema #5: Composición porcentual y determinación de la fórmula empírica y molecular
a partir de esta
Pasos de la fórmula empírica:
- Se divide cada porcentaje (gramos del elemento) entre su masa molar (masa
atómica promedio).
- Se obtiene la relación molar (los que no dan números enteros). Estas se dividen
entre la menor entre ellas .
- El resultado se redondea al entero más cercano y estos van a ser los subíndices
de la fórmula.
5
Elemento
Masa
relativa del
elemento
(m)
Masa atómica
(M)
(tabla periódica o datos
del enunciado)
Número relativo de
átomos
(moles de cada
elemento n = m /M)
Relación de números
sencillos
(dividir anterior por el
más pequeño de los tres)
C
40 g
12 u
40/ 12 = 3,333
3,333/3,333 = 1
H
6,67 g
1u
6,67/1 = 6,67
6,67 /3,333 0= 2
O
53,33 g
16 u
53,33/16 = 3,333
3,333/3,333 = 1
Pasos de la fórmula molecular:
- Se saca primero la fórmula empírica y se saca su masa molar.
- El problema da la masa molecular del compuesto, que después se divide entre
la masa molar de la fórmula empírica.
Ejemplo: CH2O
Mf.empírica = 12 + 2·1 + 16 = 12 + 2+ 16 = 30g/mol
-
El resultado redondeado se multiplica por cada uno de los subíndices de la
fórmula empírica y con esto se obtienen los subíndices de la fórmula molecular.
6