martes, 4 de diciembre de 2012

principales leyes


LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
Fue establecida en 1774 por Antonie Laurent Lavoisier. Cantidades ponderables en toda reacción o proceso químico la masa total de las sustancias que intervienen, permanece invariable antes y después del fenómeno.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
De las propiedades constantes o ley de Proust, en honor a quien en 1801, dos o mas elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción.

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES DE DALTON
Diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otros elementos, para formar diversos compuestos, se hayan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS
Ley de Richter, los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos que se combinan entre si, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

balanceo de ecuaciones por tanteo


BALANCEO POR TANTEO
Para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la Ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. Dice lo siguiente
"En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la masa de los reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"
Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente manera:
Balancear primero
Metales y/o no metales
Oxígenos
Hidrógenos
De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e hidrógenos.
Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes denominados "Coeficientes" a la derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera que Tanteando, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación química:
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Continuamos: ¿Cuántos oxígenos hay en el primer miembro? Encontramos 4 porque 3 mas 1 es igual a 4
Y ¿Cuántos en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la izquierda del Fe) se multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del paréntesis final y se multiplica 2*3 = 6
Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos.
Entonces colocamos un 3 del lado izquierdo del hidrógeno en el primer miembro para tener 6 oxígenos
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Posteriormente, Vamos con los hidrógenos, en el primer miembro vemos que hay 6 hidrógenos y en el segundo igualmente 6.
Entonces concluimos de la siguiente manera:
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Por lo tanto, la ecuación está balanceada.

algebraico


MÉTODO ALGEBRÁICO
Este método consiste en formar una serie de ecuaciones para cada elemento del primero y del segundo miembro de la ecuación.
1)   Se asignan letras diferentes a cada una de las formulas en ambos miembros.
2)   Se forman las ecuaciones sustituyendo el elemento por la letra sin olvidar sus subíndices.
3)   Se obtienen 3 ecuaciones
4)   Se procede a asignar un valor arbitrario a una de las incógnitas para resolver las ecuaciones.
EJEMPLO: 
a MnO+ b HCl  c MnCl2 + d Cl2 + e H2O
a, b, c, d y e son los coeficientes estequiometricos a hallar.
Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.
Mn: a = c
O: 2 a = e
H: b = 2 e
Cl: b = 2 c + 2 d
Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.
Se tiene: 1 = a = c
2 . 1 = 2 = e
 e =2
2 . 2 = 4 = b
 b=4
Por último se despeja d y se tiene:
b – 2c / 2 = d remplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1


Puede entonces plantearse la reacción:
1MnO+ 4 HCl 
 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2OSi se verifica con el balance de los átomos se tiene:
Mn 1átomo en reactivos y productos
O 2 átomos en reactivos y productos
H 4 átomos en reactivos y productos
Cl 4 átomos en reactivos y productos

redox


MÉTODO REDOX
Al emplear el método redox para balancear, no debemos olvidar que:
Ø  Cuando un elemento no se encuentra combinado, su numero de valencia es cero.
Ø  El numero de valencia del hidrogeno es +1
Ø  El numero de valencia del oxigeno es -2
Ø  El numero de valencia de los elementos del grupo IA de la tabla periódica es +1
Ø  IIA de la tabla es +2
Ø  El numero de valencia del aluminio es +3
Ø  El numero de valencia de los halógenos es -1 si en la molécula no hay oxigeno
Ø  El numero de las valencias positivas es = al de negativas, en la formula correctamente escrita.
Los números escritos sobre los símbolos indican electrones perdidos o ganados, con un átomo y los que se escriben bajo los símbolos indican el número total de los electrones perdidos o ganados por la totalidad de átomos de cada elemento, donde la suma de estos últimos debe ser cero, lo que indica la neutralidad de la molécula. Los números subrayados son los que se toman en cuenta para el balance de la oxireduccion.

OXIDACIÓN

Es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Ejemplo:
El magnesio se oxida aunque no se haya combinado con el oxigeno, ya que perdió electrones y su numero de valencia aumentó. El numero de valencia también se llama numero de oxidación.
El atomo se oxida cuando pierde electrones y su numero de valencia aumenta, y se reduce cuando gana electrones y su numero de valencia disminuye.

                   Oxidación--------->
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 -0  1 +2 +3 +4 +5 +6 +7+
                   < --------reducción


REDUCCIÓN
Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características:
Ø  Gana electrones.
Ø  Actúa como agente oxidante.
Ø  Es reducido por un agente reductor.
Ø  Disminuye su estado o número de oxidación.


SALES ÁCIDAS
Provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido oxiacido por cationes. Para nombrar las sales acidas se dice que se designan anteponiendo el nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra de hidrogeno, indicando con los prefijos mono, di, tri, etc, el numero de átomos de hidrógenos presentes en la sal. La palabra hidrogeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han sustituido la mitad de los hidrógenos a veces se utiliza el prefijo bi.

HIDRUROS
El hidrogeno además de combinarse con elementos no metálicos, también se combina con algunos de los metales mas activos. Estos compuestos binarios de hidrogeno con otro elemento, reciben el nombre de hidruros. Los hidruros de los no metales tienen nombres especiales que son mas usuales como el acido clorhídrico, el agua, el amoniaco, el metano, etc.
Las combinaciones metal hidrogeno llevan el nombre genérico de hidruro y después el nombre del metal que se trate.

EJEMPLO:
LiH – hidruro de litio

OXISALES
Cuando reacciona un acido con una base se neutralizan, a esta reacción se le llama neutralización y el producto es una sal y agua. Para formar las sales se une el anión del acido con el catión de la base.

Acido + hidróxido = sal + agua

Si el acido es oxácido, la sal recibe el nombre de oxisal.
Si el acido termina en OSO, la sal termina en ITO y si el acido termina en ICO, la sal termina en ATO.

EJEMPLO:
NaNO– Nitrato de sodio





ACIDOS HIDRACIDOS
Se forman mediante la unión de hidrogeno con un NO metal. En su formula se escribe el H y después el No metal. En primer lugar se dice el nombre del no metal con la terminación HIDRICO.

EJEMPLO:
HCL – acido clorhídrico

SALES HALOIDES/HALOIDEAS
Son sustancias que resultan de la combinación de un hidróxido con un hidrácido.
Cambia la terminación HIDRICO por URO, seguido del nombre del metal

EJEMPLO:
Cloruro de sodio

oxidos basicos


Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno.
metal + oxígeno = óxido básico
Cuando reaccionan con agua forman hidróxidos, que son bases, y por eso su denominación. Los óxidos de los no metales se denominan óxidos ácidos.

nomenclatura
Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el nombre del metal, esto es para metales con una valencia fija o única.
Ejemplo: óxido de sodio.
Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del oxígeno Na2O el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2.
Para nombrar a los óxidos básicos, se debe observar los números de oxidación, o valencias, de cada elemento. Hay tres tipos de nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral deStock.
1. Cuando un elemento tiene un solo número de oxidación (ej. Galio), se los nombra así:
  • Tradicional: óxido de galio
  • Atomicidad: Se los nombra según la cantidad de átomos que tenga la molécula. En este caso, es trióxido de digalio (ya que la molécula de galio queda Ga2O3).
  • Numeral de Stock: Es igual a la nomenclatura tradicional, pero añadiendo el número de oxidación entre paréntesis. Por ejemplo, óxido de galio (III), sin embargo ciertos autores solo utilizan la numeración romana siempre y cuando el metal tenga dos o más números de oxidación.
2. Cuando un elemento tiene dos números de oxidación (ej. Plomo), se los nombra así:
  • Tradicional: óxido plumboso (cuando el número de oxidación utilizado es el menor), u óxido plúmbico (cuando el número es el mayor).
Ejemplos:
  1. óxido cuproso = Cu2 O
  2. óxido cúprico = Cu O
  3. óxido ferroso = Fe O
  4. óxido férrico = Fe2O3

REGLAS DE ESCRITURA DE LOS COMPUESTOS QUIMICOS INORGANICOS


1.- En un compuesto químico, siempre se escribe primero el símbolo del ion positivo (catión), y después el del ion negativo (anión); escribiendo en la parte superior derecha el número de oxidación correspondiente.

2.- Los números de oxidación de los iones se cruzan y se escriben en forma de subíndices, sin signo; los 1 no se escriben, si los números de oxidación son iguales no se requiere escribir subíndices.

3.-  Si las valencias de ambos iones son pares se simplifican sacándoles mitad

4.- La suma de las cargas (+) y (-) debe ser cero

5.- Siempre que un ion poliatómico (radical) se escriba dos o más veces, deberá escribirse entre paréntesis, y fuera de este el subíndice sin alterar la fórmula del ion. Ejemplo: Ca (OH)2; Fe (NO3)3

FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL


Una función química es un conjunto de compuestos que tienen propiedades muy parecidas en virtud a que sus moléculas contienen uno o más átomos iguales (grupos funcional).
Se considera como grupo funcional a un átomo o grupo de átomos que son los responsables del carácter químico de la molécula a la que pertenecen.
Principales  funciones químicas inorgánicas
·                     Óxidos básicos 
·                     Óxidos ácidos
·                     Hidruros
·                     Hidróxidos
·                     Oxiácidos
·                     Hidrácidos
·                     Oxisales  
·                     Sales haloideas

La fórmula química es la representación convencional de los elementos que forman un compuesto o molécula. En la fórmula química se indican los elementos presentes en la molécula, y con un subíndice el número de átomos de cada elemento.

Se llama valencia química a la capacidad de combinación de un elemento químico determinado con respecto a otros elementos, cuando forman entre sí diferentes compuestos.
El número de oxidación  se define como la carga eléctrica que tiene un átomo en un compuesto químico.

Principales nomenclaturas que se usan para nombrar los compuestos químicos inorgánicos:

Hay tres tipos de nomenclatura: La Tradicional, la Stock (la más utilizada) y la Sistemática o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Nomenclatura sistemática

Se utilizan prefijos numerales numéricos (mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta)
 que indican la cantidad de átomos.

Ejemplos:
Monóxido de carbono, pentóxido de diarsenico, bióxido de plomo, dihidróxido de mercurio.

Nomenclatura de Stock

Se utilizan números romanos entre paréntesis, para indicar el  número de oxidación del elemento, a continuación del nombre de dicho  elemento. Si el número de oxidación es invariable no es necesario indicarlo.

Ejemplos:
Cloruro de hierro (III), óxido de cobre (I), sulfato de oro (III), hidróxido de plomo (IV).

Nomenclatura tradicional

Es el sistema más antiguo y consiste en designar el estado de mayor número de oxidación con la terminación ico y el de menor número de oxidación mediante la terminación oso. Cuando el número de oxidación es invariable puede emplearse solo el nombre del elemento. Cuando el elemento presenta más de dos estados de oxidación se emplean además los prefijos hipo y per, como se señala a continuación.
Valencia                                  Nombre
1 – 2                                      Hipo  __  oso
3 – 4                                       __     __  oso
5  - 6                                       __     __  ico
   7                                          Per    __  ico 
Ejemplo:
Anhídrido hipocloroso, anhídrido cloroso, anhídrido clórico, anhídrido perclórico 


:) Es hora de practicar .... ejercicios a solo un clic 


ENLACES QUIMICOS

ENLACE QUIMICO

  Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas y cristales.
    La formación de enlaces libera energía, mientras que la ruptura de ellos requiere energía. La cantidad de energía necesaria para separar a los átomos de un enlace se llama ENERGIA DE ENLACE
    La materia depende de fuerzas de enlace que determinan la forma física de las moléculas.


Tipos de enlaces químicos
1) ionico
        2)covalente
         * no polar 
         * polar
         * coordinado
        3) metalico 
        4 puente de hidrogeno

ENLACE IÓNICO
Es cuando los átomos ganas o pierden electrones con el fin de formar patrones        electrónicos estables.
   Perdida de e- forman cationes (+)
   Ganancia de e- forman aniones (-)

Los elementos con más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos     
son los metales alcalinos y alcalinotérreos y los más adecuados para formar aniones son 
los halógenos y el oxígeno.
                        
                                           ENLACE COVALENTE

Consiste en compartir unos o más pares de electrones para adquirir una configuración 
más estable sin pérdida ni ganancia de electrones

nENLACE COVALENTE NO POLAR
Cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula sin 
carga eléctrica, cuya diferencia de electronegatividad es cero.

nENLACE COVALENTE POLAR
Cuando dos átomos de diferente electronegatividad se unen para formar un 
compuesto, en el cual la diferencia de electronegatividad de acuerdo a la tabla de 
Pauling es menor a 2.

ENLACE METALICO

se origina entre átomos metálicos.

Los cristales metálicos están constituidos por una red tridimensional de iones 
positivos.


Los electrones desprendidos por todos estos iones forman una nube electrónica que 
rodea a los iones y los mantiene unidos.


Las Propiedades de una sustancia están condicionadas en gran medida por el tipo de 
enlace


ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

  • Son fuerzas intermoleculares muy débiles de tipo electrostático que se establece entre el hidrógeno y átomos muy electronegativos (elementos de la parte derecha de la tabla), como son el oxígeno, nitrógeno y flúor.
  • Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, el par de electrones compartido está muy atraído por éste, por lo que queda el hidrógeno casi desposeído de la carga eléctrica negativa, por cuya razón puede formar un enlace (puente de hidrógeno) con el átomo muy electronegativo de otra molécula próxima.
  • Un ejemplo de enlaces por puente de hidrógeno lo constituye el agua; las fuerzas atractivas entre los átomos de hidrógeno y los átomos de oxígeno de las moléculas contiguas son las causantes de que se mantengan unidas sus moléculas.