PORTAFOLIO DE QUIMICA

NUMERO DE OXIDACION

El número que aparece sobre el símbolo del elemento se denomina numero de oxidacion y debe colocarse como superíndice y con el signo más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para diferenciarlo del número de carga de los iones en que el signo se pone a la derecha del digito. Así, H+1 para indicar el número de oxidación del Hidrógeno (+1) y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).

Los compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los consideramos separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, se dice que quedan con carga residual.

TIPOS DE NOMENCLATURA

Existen 3 formas de nombrar a los compuesto quimicos y son:

1.-Nomenclatura sistemática

Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molecula.

Prefijo	Numero de átomos del elemento
Mono	1
di	2
tri	3
tetra	4
penta	5
hexa	6
hepta	7
octa	8
nona	9
deca	10

Ejemplo:

N2O4 : Tetra oxido de dinitrogeno

2.-Sistema Stock

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con su nombre específico.

Ejemplo

Fe2 O3 : Oxido de hierro III

3.-Nomenclatura tradicional

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. (hipo - oso - ico - per;ico)

Ejemplo:
H₂SO₄ : ácido hiposulfuroso

COMPUESTOS ORGANICOS

Compuesto orgánico es un compuesto químico que contiene carbono, formando enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno. Esta formado principalmente por : Carbono, Hidrogeno, Oxigeno y Nitrogeno

Caracteristicas
-El numero de compuestos orgánicos excede considerablemente al número de compuestos inorgánicos -Entre los compuestos orgánicos prevalece el enlace covalente.
-Los compuestos organicos son generalmente insolubles en agua debido a su baja polaridad.
-Los compuestos orgánicos son sensibles al calor, es decir, se descomponen fácilmente.
-Los cuerpos orgánicos reaccionan entre si lentamente debido al enlace covalente.
-Las sustancias orgánicas al disolverse no se ionizan, por lo tanto sus moléculas no conducen a la electricidad.
-Los cuerpos orgánicos son inestables aún a bajas temperaturas frente al calor y la luz.

Las moléculas orgánicas pueden ser de dos tipos:

Moléculas orgánicas naturales: son las sintetizadas por los seres vivos, y se llaman biomoléculas, las cuales son estudiadas por la bioquímica y las derivadas del petróleo como los hidrocarburos.
Moléculas orgánicas artificiales: son sustancias que no existen en la naturaleza y han sido fabricadas o sintetizadas por el hombre, por ejemplo los plásticos.

ALCANOS, ALQUENOS Y ALQUINOS

MOL, NUMERO DE AVOGRADO, MASA ATOMICA Y MASA MOLAR

¿Qué es el mol?

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 10²³ partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera).

1 mol de átomos

1 mol de moléculas

1 mol de iones

1 mol de cualquier partícula elemental.

Numero de avogrado

En química la constante de Avogadro es el número de entidades elementales en un mol de una sustancia cualquiera.

¿Que es masa atomica?

Conceptualmente, masa atómica es la masa de un átomo, y la masa de un átomo en particular es la suma de las masas de sus protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos.

¿Que es masa molar?

La masa molar expresa la masa de un mol en gramos. Si la masa molecular de una sustancia en UMA es p, la masa molar de dicha sustancia también será p, pero expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol).

COMPOSICION PORCENTUAL

La composición porcentual (de un compuesto) son los valores en porcentajes "%" de cada uno de los elementos que forman el compuestos, ese porcentaje "%" relaciona la masa del elemento con la masa total del compuesto.

Ejemplo:

Una molécula de dióxido de azufre, (SO₂), contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
(la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 )

Utilizando unidades de masa atómica:

Masa molecular del SO₂

_{Porcentaje de azufre en el compuesto}

_{Porcentaje de oxígeno en el compuesto}

Fórmula empírica

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.
En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C₆H₁₂O₆) es CH₂O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben.
En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro por cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH₂.
En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe_0,84O y Fe_0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

Fórmula molecular

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C₆H1₂O₆, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

REACCIONES QUIMICAS

Es un proceso en el cual unas sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otras llamadas productos. Los reactivos rompen sus enlaces originales para formar otro tipo de enlaces diferentes y distribuyendo sus átomos también de manera diferente.

ECUACIONES QUIMICAS

Es la representación gráfica o simbólica de una reacción química que muestra las sustancias, elementos o compuestos que reaccionan (llamados reactantes o reactivos) y los productos que se obtienen. La ecuación química también nos muestra la cantidad de sustancias o elementos que intervienen en la reacción, en sí es la manera de representarlas.

METODOS DE IGUALACION

1.-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:

1.-Metales y/o no metales

2.-Oxígenos

3.-Hidrógenos

2.- BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO O MATEMATICO

Se siguen los siguientes pasos:

Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético.
Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción
A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra.
Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en mas de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula
Se cambia la flecha por un signo igual =
Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno
Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas

3.- BALANCEO POR EL MÉTODO DE REDOX

Es también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o reglas:

1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero
2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1
3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1
4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1
5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2
6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos
8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuye

ESTEQUEOMETRIA

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

O tambien llamada Ley de Proust dice que cuando dos sustancias se combinan para forman un compuesto, ellas deben guardar entre si, las proporciones ciertas y definidas.

Explicación de la Ley

Así podemos concluir que en la formación de este compuesto, los elementos con mayor masa atómica participan en mayor proporción.

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES

Esta ley indica que cuando dos elementos A y B, son capaces de combinarse entre sí para formar varios compuestos distintos, las distintas masas de B que se unen a una cierta masa de A, están en relación de números enteros y sencillos.
Esta ley ponderal, fue la última en enunciarse. Dalton observó y estudió un fenómeno del que Proust (el químico que enunció la ley de las proporciones constantes) no se había percatado, y es que algunos elementos se combinan entre sí en distintas proporciones para originar compuestos distintos, debido a lo que hoy se conoce como los diferentes estados de oxidación de un elemento, que es lo que le permite combinarse en diferentes proporciones con otro elemento. Lo que Dalton observó es que estas diferentes proporciones guardan una relación entre sí.
Por ejemplo, el cobre y el oxígeno pueden combinarse para formar dos óxidos de cobre distintos: el CuO y el Cu₂O. En el caso del primer compuesto, 3,973 gramos de cobre se combinan con un gramo de oxígeno. En el segundo caso, 7,945 gramos de cobre se unen a cada gramo de oxígeno. Si hacemos la relación 7,945/3,973, obtenemos un número entero sencillo (el 2), tal como predijo Dalton.

RELACIONES DE MOLES MASA Y VOLUMEN

Masa Molar:

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Sus unidades en química son g/mol.
Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica está en gramos/mol.

Masa Formula:

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.

Volumen Molar:

Es la cantidad de volumen que ocupa un mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión, la constante es 22.4 L/mol

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llaman excedentes o en exceso y no se consumen totalmente.

¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de dioxígeno.
La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el dioxígeno:

Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O₂ y quedan sin reaccionar 0,5 moles de dioxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente.
Fíjate en la animación siguiente, que te ayudará a entender el concepto de reactivo limitante y excedente (el título es "estudio de la evolución de una reacción"). En ella se hacen reaccionar dos sustancias (A y B) para formar otras dos (C y D); puedes variar los coeficientes estequiométricos y la cantidad de sustancia inicial de A y de B. Haciendo descender el cursor central la reacción avanza.

RENDIMIENTO Y PUREZA DE UNA REACCIÓN.

La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es siempre menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo y de las reacciones secundarias que puedan tener lugar. Lograr una reacción 100% eficiente es prácticamente imposible.

El porcentaje de eficiencia o de rendimiento de una reacción es la relación entre la cantidad de producto obtenida experimentalmente (en situaciones reales) y la cantidad de producto calculada de manera teórica (en situaciones ideales), expresado como un porcentaje:

Donde:

1. Rendimiento teórico: Es la máxima cantidad de productos que podemos obtener de una reacción química. 3 Pureza y rendimiento

2. Rendimiento real: Es la cantidad de producto que se obtiene realmente de una reacción química, que siempre es menor que el rendimiento teórico.

PUREZA

Los reactivos que intervienen en las reacciones químicas, pueden contener impurezas, es decir, que parte de los reactivos son sustancias que no reaccionarán en la reacción que estamos estudiando. Para diferenciar la parte de reactivo que sí reaccionará (parte pura) de la que no (parte impura), se define el % de pureza: Ejemplo: Una sustancia con un 90 % de pureza, tiene en cada 100 g totales de sustancia, 90 g de sustancia pura y 10 g de impura.

Porcentaje de pureza (%): Es la cantidad de sustancia pura en 100 parte de la muestra.

GASES

LEY DE BOYLE

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante.

Ejemplo:

Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.

Solución:

Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mmHg) no es necesario hacer la conversión a atmósferas (atm). Si solo uno de ellos estuviera en mmHg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación

P1V1 = P2V2.

LEY DE CHARLES

Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando mantenemos la presión constante.

Textualmente, la ley afirma que:
El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas.

Ejemplo:

Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen?

Solución:

El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin.
Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:

LEY DE GAY LUSSAC Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Esto significa que: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Ejemplo: Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Solución: Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: LEY COMBINADA Esta ley establece como enunciado: "El volumen ocupado por una masa gaseosa, es inversamente proporcional a las presiones y directamente proporcional a las temperaturas absolutas que soportan" LEY GENERAL Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener una ley o ecuación que relaciones todas las variables al mismo tiempo. Según esta ecuación o ley general Esto significa que, si tenemos una cantidad fija de gas y sobre la misma variamos las condiciones de presión (P), volumen (V) o temperatura (T) el resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores, será una constante. Veamos un ejemplo, para aclarar: Supongamos que tenemos una cierta cantidad fija de un gas (n₁), que está a una presión (P₁), ocupando un volumen (V₁) a una temperatura (T₁). Estas variables se relacionan entre sí cumpliendo con la siguiente ecuación:
TIPOS DE SOLUCIONES POR LA RELACION SOLUTO Y SOLVENTE Las soluciones se clasifican principalmente bajo dos criterios, aunque hay autores que hablan de otras formas de clasificación. Aquí se hace referencia en: Según la cantidad de soluto disuelto en relación con el solvente y según el tipo de solución de acuerdo al solvente que la conforma. SOLUCIONES SEGÚN LA CONCENTRACIÓN DE SOLUTO De acuerdo con la cantidad de soluto presente en una solución estas se clasifican en: insaturada o diluidas, saturada o concentrada y sobresaturada. Diluidas o Insaturadas: Cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente presente. Ejemplo: Si solamente disolvemos 8 g de X en 100 mL de agua, la solución es insaturada porque no hemos llegado a la cantidad máxima de soluto que podemos disolver. Saturadas o concentradas: Si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Ejemplo: Si la solubilidad de una sustancia X es de 10 g en 100 mL de agua. Esto significa que para preparar la solución saturada podemos disolver 10 g de la sustancia X en 100 mL de agua. Sobresaturadas: Este tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de saturación por influencia del calor. Ejemplo: Si añadimos 13 g de X en 100 mL de agua, hemos sobrepasado la cantidad máxima de soluto que se puede disolver y parte de ese soluto quedará en el fondo del envase sin disolver, obteniendo una solución sobresaturada SOLUCIONES SEGÚN EL ESTADO DE SOLVENTE UNIDADES DE CONCENTRACION FISICAS Y QUIMICAS La concentración de una solución es la medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad de solución (o disolvente). Existen varias maneras de describir la concentración de una solución. CONCENTRACION EN UNIDADES FISICAS CONCENTRACION EN UNIDADES QUIMICAS