Química Inorgánica: Óxidos, Hidróxidos, Ácidos, Sales y Estequiometría

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Formación de Óxidos

Los óxidos se forman por la combinación de oxígeno con otro elemento.

    • Óxidos básicos (óxidos metálicos): Metal + oxígeno → Óxido de…
    • Anhídridos (óxidos ácidos): No metal + oxígeno → Anhídrido. Ejemplo: Cl + O → ClO.

Formulación de Bases (Hidróxidos)

  • Las bases, también conocidas como hidróxidos, se forman por la combinación de un metal y un hidroxilo (OH⁻).
  • Óxido básico (metal + oxígeno) + agua → Hidróxido (base). Ejemplo: Na₂O + H₂O → 2NaOH.
  • Siempre que se escribe un hidróxido se pone la valencia al final. Ejemplo: Ca²⁺ + 2OH⁻ → Ca(OH)₂
  • Nomenclatura:
    • Tradicional: Hidróxido ferroso.
    • Stock: Hidróxido de hierro (II).
    • IUPAC: Dihidróxido de hierro.
  • Ejemplo: Hidróxido plúmbico: PbO₂ + H₂O → Pb(OH)₄
  • Lista de metales activos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Calcio (Ca).
  • Mactivo + H₂O → Base + H₂

Ácidos (Oxácidos)

  • Los oxácidos se forman combinando anhídrido + agua.
  • La fórmula general de los oxácidos es HₓNo metal y Oᵧ.
  • Ejemplo: SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (ácido sulfúrico).
  • Para determinar la valencia de un elemento en un oxácido: Valencia del elemento = (átomos de oxígeno x 2) – átomos de hidrógeno.
  • Ejemplo: HBrO₃: Valencia del bromo = (3×2) – 1 = 5.
  • Se nombra: Ácido nítrico.

Hidrácidos

  • Se forman combinando hidrógeno con un no metal del grupo 17 o azufre (HNM). Flúor, Cloro, Bromo, yodo y azufre.
  • Nomenclatura Tradicional: “Ácido” + raíz del no metal + “-hídrico”. Ejemplo: HCl (ácido clorhídrico).
  • Nomenclatura IUPAC: Nombre del no metal terminado en “-uro” de hidrógeno. Ejemplo: HCl (cloruro de hidrógeno).
  • Clasificación de Ácidos:
    • Binarios: Hidrácidos.
    • Ternarios: Oxácidos.

Oxisales (Sales Ternarias)

  • Son compuestos ternarios que resultan de la sustitución total de los átomos de hidrógeno de un ácido oxácido por un metal.
  • Se forman por la reacción de un metal con un no metal y oxígeno, o por la reacción de un ácido oxácido con un hidróxido.
  • Ejemplo de reacción: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.

Estequiometría

Para determinar la masa molar (Mm) de una sustancia, se suman las masas atómicas de todos los elementos presentes, multiplicadas por sus respectivos subíndices.

Ejemplo: NaCl: 22.990 + 35.45 = 58.45 g/mol.

Ejemplo: C₆H₁₂O₆: (6 * 12.011) + (12 * 1.008) + (6 * 16) = 180.162 g/mol.

  • La estequiometría relaciona la masa, el número de moles, el volumen y el número de partículas en una reacción química.

Para calcular porcentaje, masa molar del elemento por diez entre el total de la suma


9k=


Conceptos Básicos

  • Elemento (1): Sustancia pura formada por un solo tipo de átomo.
  • Compuesto (1): Sustancia formada por la combinación de dos o más elementos.
  • Metal (2): Elemento que tiende a perder electrones y formar iones positivos.
  • No metal (2): Elemento que tiende a ganar electrones y formar iones negativos.
  • Símbolo químico (3): Abreviatura de uno o dos letras que representa un elemento.
  • Fórmula química (3): Representación simbólica de un compuesto que indica los elementos presentes y sus proporciones.
  • Ecuación química (5): Representación simbólica de una reacción química.
  • Reacción química (5): Proceso en el que una o más sustancias se transforman en otras.
  • Valencia: Número de electrones que un átomo puede ganar, perder o compartir al formar un enlace químico.
  • Sustancias reaccionantes: Sustancias que inician una reacción química.
  • Sustancias resultantes: Sustancias que se forman durante una reacción química.
  • Coeficiente estequiométrico: Número que precede a una fórmula química en una ecuación balanceada, que indica la proporción de reactivos y productos.
  • Subíndice: Número pequeño a la derecha de un símbolo químico en una fórmula, que indica el número de átomos de ese elemento en la molécula.
  • Estequiometría: Rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química.
  • Mol: Unidad de medida de la cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Equivale a 6.022 x 10²³ partículas (átomos, moléculas, iones).
  • Masa Atómica: Masa de un átomo individual de un elemento, expresada en unidades de masa atómica (uma). Se encuentra en la tabla periódica.
  • Masa Molar: Masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos por mol (g/mol). Se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos en la fórmula química de la sustancia.
  • Composición Centesimal: Cálculo del porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto. (% elemento = (masa del elemento / masa total del compuesto) x 100).
  • Número de Avogadro: Número de partículas (átomos, moléculas, iones) que hay en un mol de una sustancia. Su valor es 6.022 x 10²³ partículas/mol.
  • Volumen Molar: Volumen ocupado por un mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión (CNTP). Su valor es 22.4 L/mol. Las condiciones CNTP son 0 °C y 1 atm.
  • Ley de conservación de la masa: En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.
  • Ley de las proporciones definidas: Un compuesto químico siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción en masa, independientemente de su origen.

Ácidos, Bases y Sales

  • Ácido monoprótico: Ácido que puede donar un solo protón (H⁺).
  • Ácido poliprótico: Ácido que puede donar más de un protón.
  • Hidrácido (4): Ácido binario formado por hidrógeno y un no metal.
  • Oxácido (4): Ácido ternario que contiene hidrógeno, oxígeno y un no metal.
  • Base (4): Sustancia que puede aceptar protones o donar electrones.
  • Sal: Compuesto iónico formado por la reacción de un ácido y una base.
  • Sal neutra: Sal donde todos los hidrógenos del ácido han sido reemplazados por un metal.
  • Sal básica: Sal que contiene iones hidroxilo (OH⁻).
  • Sal ácida: Sal que contiene hidrógenos reemplazables.
  • Oxisal: Sal que contiene oxígeno en su estructura.
  • Sal haloidea: Sal binaria formada por un metal y un halógeno.
  • Sal cuaternaria: Sal que contiene cuatro elementos diferentes.

Reacciones Químicas

  • Reacción de combinación: Reacción donde dos o más sustancias se combinan para formar una sola.
  • Reacción de desplazamiento: Reacción donde un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
  • Halógenos: Elementos del grupo 17 de la tabla periódica.
  • Metales alcalinos: Elementos del grupo 1 de la tabla periódica.


Sustancia pura constituida por más de un tipo de átomo: compuesto.

  • En una solución básica la fenolftaleína exhibe color: rosado o fucsia.
  • La masa molar de las sustancias se expresa en: gramos/mol.
  • En el ácido clórico la valencia del cloro es: +5.
  • Expresión con la cual se representa a una sustancia compuesta: fórmula química.
  • La sustancia que no se agota durante una reacción química se denomina: reactivo en exceso.
  • Los oxácidos se obtienen cuando un anhídrido reacciona con: agua.
  • A los materiales homogéneos de composición constante se les denomina: soluciones.
  • Otro nombre válido para el monóxido de iodo es: óxido de yodo (II).
  • Sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples: elemento.
  • Hay dos tipos de sustancias puras, estas son: elementos y compuestos.
  • Sustancia química cuyo color cambia cuando cambia el pH del medio: indicador.
  • La sustancia que se agota durante una reacción química se denomina: reactivo limitante.
  • Los anhídridos son compuestos binarios de oxígeno y: un no metal.
  • Otro nombre válido para el anhídrido carbónico es: dióxido de carbono.

Definiciones:Indicador:

Sustancia química cuyo color cambia cuando cambia el pH del medio.

pH:Medida de la acidez o la alcalinidad de una disolución acuosa.

Sal ácida:Compuesto iónico que contiene un hidrógeno reemplazable por un metal.

Volumen molar:Volumen ocupado por un mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión (CNTP).

Número de Avogadro:Número de partículas (átomos, moléculas, iones) que hay en un mol de una sustancia.

Mol:Unidad de medida de la cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades (SI).

Composición centesimal:Cálculo del porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto.

Estequiometría:Rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química.

Masa atómica:Masa de un átomo individual de un elemento.

Peso atómico:Promedio de las masas atómicas de los isótopos de un elemento.

Radical:Átomo o grupo de átomos que posee electrones desapareados.


Problema 5:

  • “¿Cuántas moléculas hay en la siguiente muestra?”
    • Explicación:
      • Se calcula la masa molar.
      • Se dividen los gramos dados entre la masa molar para obtener los moles.
      • Se multiplican los moles por 6,022 x 10²³ moléculas/mol.

Problema 6:

  • “Calcula el número de átomos de cinc”
    • Explicación:
      • Se calcula la masa molar del cinc (Zn).
      • Se usa la relación: 1 átomo de Zn = 66,38 u.m.a.
      • Se divide la masa molar entre el número de Avogadro (6,022 x 10²³ átomos/mol).

Problema 7:

  • “Para sacar el número de moles, de moléculas y de átomos en una muestra de oxígeno de 7,5 gramos. ¿Qué volumen ocupa dicha muestra en condiciones normales de presión y temperatura?”
    • Explicación:
      • Calcular la masa molar del oxígeno (O₂): La masa atómica del oxígeno es aproximadamente 16 g/mol. Como el oxígeno es diatómico (O₂), su masa molar es 16 g/mol x 2 = 32 g/mol.
      • Calcular el número de moles de oxígeno: Moles = masa / masa molar. Moles = 7,5 g / 32 g/mol = 0,234 moles.
      • Calcular el número de moléculas de oxígeno: Moléculas = moles x número de Avogadro. Moléculas = 0,234 moles x 6,022 x 10²³ moléculas/mol = 1,41 x 10²³ moléculas.
      • Calcular el número de átomos de oxígeno: Como cada molécula de oxígeno tiene 2 átomos, multiplicamos el número de moléculas por 2. Átomos = 1,41 x 10²³ moléculas x 2 átomos/molécula = 2,82 x 10²³ átomos.
      • Calcular el volumen en condiciones normales (CNPT): En CNPT, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros. Volumen = moles x 22,4 L/mol. Volumen = 0,234 moles x 22,4 L/mol = 5,23 litros.