GUÍA DE APRENDIZAJE QUÍMICA
COMPETENCIA: contar con los conocimientos básicos de
química médica para dispensar medicamentos y dispositivos médicos con base en disposiciones legales.
UNIDAD DE APRENDIZAJE: establecer la dinámica del
análisis de los conceptos básicos de la química inorgánica en el proceso
práctico del auxiliar de servicios farmacéuticos y del visitador médico utilizando
los talleres y ejercicios de aplicación como herramienta para lograr un
aprendizaje significativo.
MODALIDAD DE FORMACIÓN: Presencial.
PRESENTACIÓN:
Queridos aprendices:
Continuamos este proceso de Enseñanza-Aprendizaje-Evaluación, teniendo en
cuenta que su instructor, dando cumplimiento a sus funciones, quiere acompañarlos
y asesorar los en los aspectos técnicos que requieran para lograr los resultados
de aprendizaje planteados en el programa de formación elaborado, a través de la
competencia a desarrollar en el primer semestre académico de este proceso de
formación técnica integral.
Para esto, partimos con la lectura de la lectura introducción
a la química, un trabajo practico por parte de los aprendices con base en la
guía de aprendizaje, a través del desarrollo del taller para una comprensión y
manejo practico, seguimos con conceptos de tabla periódica, configuración
electrónica, formula química, porcentaje en peso, balanceo de ecuaciones y
estequiometria química.
Esta guía de aprendizaje pretende establecer todos los
conceptos necesarios para desarrollar todos los conocimientos para el manejo de las droguerías, farmacia-droguerías
así como la dispensación hospitalaria e institucional y su relación con la
industria farmacéutica, de acuerdo a las necesidades del mercado. Recuerda que
eres un aprendiz autónomo, que puedes aprender con este tipo de estrategias….
Aplícala y obtén excelentes resultados.
CONCEPTO
Se
denomina química a la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.
Las
disciplinas de la química se han agrupado según la clase de materia bajo
estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos;
química analitica, que analiza muestras de materia y trata de entender su
composición y estructura. Otras ramas de la química han emergido en tiempos
recientes, por ejemplo, la neuroquímicaestudia los
aspectos químicos del cerebro.
INTRODUCCION
Es
considerada una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del
conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.
Los
procesos naturales estudiados por la química involucran partículas
fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y
moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.
Desde
el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción
química pueden considerarse un sistema cerrado que intercambia energía con su
entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras que un
proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía
al sistema que reacciona.
Si hay una partícula importante
y representativa en la química, es el electrón. Uno de los mayores logros de la
química es haber llegado al entendimiento de la relación entre reactividad
química y distribución electrónica de átomos, moléculas o sólidos.
HISTORIA
Las
primeras experiencias del ser humano como químico se dieron con la utilización
del fuego en la transformación de la materia, la obtención de hierro a partir
del mineral y de vidrio a partir de arena son claros ejemplos. Poco a poco la
especie humana se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de transformación. Se dedicó un gran
empeño en buscar una sustancia que transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel
vital en el futuro establecimiento de la química.
La
química es una ciencia empírica, ya que estudia las cosas por medio del método
científico, es decir, por medio de la observación, la cuantificación y, sobre
todo, la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las
diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que
las transforman en otras sustancias. Por otra parte, la química estudia la
estructura de las sustancias a su nivel molecular.
EL ATOMO
Los átomos son la
fracción más pequeña de materia estudiados por la química, están constituidos
por diferentes partículas, cargadas eléctricamente, los electrones, de carga negativa; los protones, de carga positiva; los neutrones, que, como su nombre indica, son
neutros (sin carga); todos ellos aportan masa para
contribuir al peso.
Estructura y organización de la tabla periódica
La tabla periódica actual es un sistema donde se
clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a
derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los
elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en
18 columnas verticales llamadas grupos o familias.
Grupos: A las columnas verticales de la tabla periódica
se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen
la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades
similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia
de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese
electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último
grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último
nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no
reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números
arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta
de la IUPAC) de 1988,7 los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos, Grupo 2 (II A): los
metales alcalinotérreos, Grupo 3 (III B): Familia del Escandio, Grupo 4 (IV B):
Familia del Titanio, Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio, Grupo 6 (VI B):
Familia del Cromo, Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso, Grupo 8 (VIII B):
Familia del Hierro, Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto, Grupo 10 (X B):
Familia del Níquel, Grupo 11 (I B): Familia del Cobre, Grupo 12 (II B): Familia
del Zinc, Grupo 13 (III A): los térreos, Grupo 14 (IV A): los carbonoideos, Grupo
15 (V A): los nitrogenoideos, Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos, Grupo
17 (VII A): los halógenos,Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.
Períodos.: Las filas horizontales de la tabla periódica
son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la
tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades
diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el
mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según
su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros:
hidrógeno y helio.
La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1, Período
2, Período 3, Período 4, Período 5, Período 6, Período 7.
TALLER 1:
Después de leer la guía de aprendizaje y la
explicación suministrada por su instructor en lo referente a estructura
atómica realizar las siguientes
estructuras atómicas para entregar al finalizar la clase:
Mg, Sc, Tc, Ga, P, Sb, Sn, Zr, F, Br, Hg, Pb, Kr, Zn.
ORBITALES O SUBNIVELES
Los subniveles de energía están divididos en orbitales
que representa una nube electrónica en forma determinada., Estos subniveles
son: S, P, D, f.
El subnivel s tiene 1 orbital, el p tiene 3, el d tiene 5
y el f tiene 7.
En cada orbital pueden estar únicamente dos electrones,
en el orbital puede estar únicamente dos electrones:
1s: 2electrones. de ahí el número 1s2.
el orbital 2p: dijimos anteriormente que el p tiene tres
orbitales: 2px, 2py, 2pz: en cada orbital solamente pueden estar dos electrones
por lo tanto son 6 electrones en el subnivel p, de ahí 2p6, y así
sucesivamente.
Podemos decir que un orbital atómico es una zona del
espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al
electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga
alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de
que se encuentre dicho electrón es mayor.
En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides
el número cuántico principal n está asociado a los diferentes niveles de
energía orbital permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2,
3, 4, 5,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos los estados con
el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). Por razones
históricas, estas capas electrónicas (por ejemplo en espectroscopia de rayos X)
también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde
al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos
esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. También
por razones históricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una
letra, que hace referencia al tipo de orbital que describe el estado
electrónico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, 3,
4,...,(n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número cuántico,
m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1
estados degenerados posibles. Cada uno de éstos puede ser ocupado por dos
electrones con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la
proyección sobre el eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar los
valores +1/2 ó -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como
se puede ver en la tabla siguiente).
Valor de l Letra Máximo número de electrones
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
Notación
En Física y Química se utiliza una notación estándar para
describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los
átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la
forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones
asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como
un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de
la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El
litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor
energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1
(pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número
atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
TALLER 2 :
1. Después de leer la guía de aprendizaje y la
explicación suministrada por su instructor en lo referente a configuración
electrónica realizar las siguientes
configuraciones para entregar al finalizar la clase:
Mg, Sc, Tc, Ga, P, Sb, Sn, Zr, F, Br, Hg, Pb,
Kr, Zn.
2. realizar la estructura atómica y la configuración
electrónica de:
Te, At, Re, Br, Cd,
Al, In, Rn.
MASA MOLECULAR.
La masa molecular es la suma de las masas atómicas en una molécula. En algunos textos todavía se
denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.
1. Para
calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que
intervienen en el compuesto.
2. Empezaremos
por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
3. Multiplicaremos
el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa
atómica del mismo.
4. Procederemos
de la misma forma con todos los elementos.
5. Sumaremos
los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa
molecular expresada en unidades de masa atómica.
ejemplos: Si la
fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se
encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del
paréntesis.
COMPOSICIÓN PORCENTUAL A PARTIR DE LA FÓRMULA. El
porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe
ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es
decir, si un compuesto orgánico tiene un
40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una
tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.
¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para
contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso
de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).
1. Calcularemos
la masa molecular del compuesto:
2. Calculamos el número de unidades de masa
atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el
número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo
dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa
atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser
inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser
inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a
la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele
redondear el porcentaje a un decimal.
donde nS es el
número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.
3. Repetimos
el proceso con cada uno de los otros elementos.
donde nO es el
número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.
4. Para
comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La
suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al
dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos
los dos porcentajes nos da el 100%.
Importante.
Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no
calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para
comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido
errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría
el cien por cien.
TALLER 4 :
1. Después de leer la guía de aprendizaje y la
explicación suministrada por su instructor en lo referente a masa molecular y
porcentaje por peso realizar los siguientes ejercicios para entregar al
finalizar la clase:
CuOH(NO)3 , NaH (PO)4 , Al2 O3 , K2
CaPO4 , HClO4 , SO ,
AlOH(SO)4 , NaH( PO)3
, Al2(CO )3 , Fe
(OH)3 , Mg(BrO )2
, Fe2 ( SO )3 , Na 2MgPO4 , K2 Cr O7 , P2 O5 .
NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA:
Se dice
que existen miles de sustancias químicas inorgánicas, las que están clasificadas
en 5 grupos básicos: óxidos,
hidróxidos, ácidos, hidruros y sales, y cada sustancias tiene
un nombre común y
otro sistemático. La nomenclatura química es la parte
de la Química que estudia y asigna los nombres a los
elementos y compuestos que van apareciendo con los trabajos científicos; básicamente,
los nombres de las sustancias químicas juegan un papel muy importante
en el lenguaje de la Química, por lo
que la nomenclatura es su pie derecho.
Tal
nomenclatura se basa en leyes al momento de asignar el nombre a una sustancia, las que fueron
elaboradas por una Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la
International Union of Pure and Applied Chemestry (IUPAC), misma que presento,
en 1921, un sistema de nomenclatura inorgánica conocido hoy como
Sistema de Nomenclatura Tradicional, que ya
no es
recomendado por este organismo mundial para nombrar varias sustancias.
Años
después la IUPAC recomendó utilizar el Sistema Stock, en honor a su autor el
químico alemán Alfred Stock, muerto en 1946; más tarde aparece el Sistema de
Proporciones, recomendado también por la IUPAC, pero como una alternativa u
opción al Sistema Stock. Así pues, existen tres sistemas de nomenclatura para
utilizarlos sobre las sustancias inorgánicas, todos aprobados por la IUPAC,
pero solo dos de ellos son los recomendados:
- Sistema Tradicional. Fue el primer sistema de la IUPAC; es
obsoleto, pero aun utilizado.
- Sistema Stock. Es un sistema moderno; es el sistema
oficial de la IUPAC
- Sistema de Proporciones o estequiométrico. Es una opción
contemporánea de la IUPAC.
Se
recalca que el nombre de una sustancia proviene de su fórmula y de las
recomendaciones enmarcadas en las leyes del sistema de nomenclatura utilizado.
Para nombrar a los Óxidos Básicos solo se utiliza el Sistema Stock; para
los Óxidos Ácidos se utiliza el Sistema de Proporciones, pues la IUPAC ya no
reco- mienda utilizar el Sistema Tradicional.
Óxidos básicos. Recuérdese que estas sustancias están formadas
por oxígeno y un
elemento metal. Al momento de nombrarlos se presentan dos situaciones:
- El metal posee una sola valencia (grupos IA, IIA y IIIA de
la tabla periódica); entonces, al
pronunciar el nombre del Óxido van de primero las palabras Óxido de ...seguidas
del nombre del metal. Solo en este caso se emplea el Sistema
Tradicional de nomenclatura.
Ejemplos:
-El metal posee dos o más valencias (grupos IB, y del IV al VIIIB de la
tabla periódica); entonces, el nombre se pronuncia igual que la primera
situación (Óxido de ..., seguido del nombre del metal), agregándole
al final la valencia con que actúa el metal, escrita en números romanos y entre
paréntesis; en esta situación se emplea el Sistema de Stock. Ejemplos
de metales con dos valencias:
Óxidos ácidos. Recuerde que estas sustancias están formadas por
oxígeno y un elemento no-metal, y al momento de nombrarlos se emplea el Sistema
de Proporciones o estequiométrico, el cual toma en cuenta el
sub-índice (cantidad de átomos) de cada elemento del compuesto químico; este
Sistema se auxilia de un conjunto de prefijos, además de la formula, los que
denotan o indican la cantidad o proporción de átomos que presentan el oxígeno y
el nometal del Óxido ácido. Estos prefijos, que han sido tomados de la lengua griega
clásica, se colocan antes de las palabras Óxido de …y
antes del nombre del no-metal, los cuales son:
Ejemplo: N2O3 esta fórmula está compuesta por tres átomos de oxígeno y
dos de nitrógeno; si empleamos prefijos en sustitución de los números o
cantidades de átomos, entonces el nombre de este Óxido ácido es trióxido de dinitrógeno.
Como se observa, antes de la palabra óxido se colocó el
prefijo tri, formándose la palabra Trióxido (tres átomos de
Oxígeno), y antes de la palabra nitrógeno se colocó el
prefijo di, formándose la palabra dinitrógeno, (dos átomos
de nitrógeno). Más ejemplos a continuación:
Para nombrar estas sustancias se emplea el Sistema de
Stock. Cuando el metal presenta 1 valencia entonces la
sustancia se nombra como Hidróxido de…, seguido del
nombre del metal. Recuerde que el ion hidroxilo (OH) usa valencia -1.
Hidróxidos en los que el metal presenta una valencia
Nomenclatura de Ácidos
Anteriormente
se indicó que los ácidos se clasifican en dos grupos: Oxácidos e Hidrácidos.
Oxácidos. Están formados por hidrógeno (ácido), un elemento
no-metal y oxígeno; en la actualidad aún se emplea el Sistema
Tradicional para nombrar a estos compuestos, mediante el empleo de ciertos prefijos*
y sufijos**, así:
- Cuando el elemento
no-metal posee una valencia entonces puede formar un solo tipo de ácido; tal
valencia se toma como la más alta, por lo que se usa el sufijo ico para
nombrar este ácido.
----------------------------------------------------------------------------------
*prefijo=
partícula que va antepuesta (va de primero) a una palabra.
**sufijo=
partícula que va pospuesta (va de último) a una palabra, a manera de
terminación.
Ejemplo 1: se utilizara el Boro:
H3BO3 -
en este ácido el boro es el no-metal
- el Boro
actúa con su única valencia +3
- por lo
anterior se utiliza el sufijo ico
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación ico,
así:
Ácido bórico.
Ejemplo 2: el carbono presenta dos
valencias, de tal manera que, teóricamente, puede formar 2
tipos de Oxácidos, pero en la naturaleza solo forma uno: el
Ácidos carbónico
H2CO3 -
en este ácido el carbono es el no-metal,
- el
carbono actúa con su única valencia (+4) para ácidos
- por lo
anterior se utiliza el sufijo ico
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación ico, así: Ácido carbónico.
H2CO2 -
en este ácido el carbono actúa con su menor valencia +2
- por lo
anterior se utiliza el sufijo oso
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación oso, así: Ácido carbonoso.
- Cuando el elemento no-metal
tiene dos valencias se usan entonces dos sufijos: ico, para
la valencia mayor, y oso, para la valencia menor. Esto
significa que el no-metal puede originar dos ácidos diferentes. Ejemplo
1: se utilizara el bromo (Br).
HBrO3 -
en este ácido el bromo (Br) es el no-metal,
- el
Bromo actúa con su valencia mayor +5 (hay mayor cantidad de átomos de oxígeno).
- por lo
anterior se utiliza el sufijo ico
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación ico, así: Ácido brómico.
HBrO - aquí el bromo actúa
con su menor valencia +1,
- por lo
anterior se utiliza el sufijo oso
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación oso, así: Ácido bromoso.
- El elemento no-metal
tiene tres valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y un prefijo,
así: ico, para la valencia mayor; oso,
para la valencia media e hipo...oso, para su menor valencia.
Se deduce que el no-metal puede formar tres ácidos diferentes.
Ejemplo: se utilizara el Yodo (I).
H I O4 - el iodo actúa
como no-metal y con su mayor valencia + 7; en este ácido se presenta la mayor
cantidad de oxígenos
- por lo
anterior se utiliza el sufijo ico
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación ico, así: Ácido yódico
H I O3 - el iodo actúa
con su valencia media +5, por lo que se usa la terminación oso;
disminuyen los oxígenos
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre
del no-metal con terminación (sufijo) oso, así: Ácido
yodoso.
H I O - el iodo actúa con
su menor valencia +1, por lo que se emplea el prefijo hipo y
la terminación (sufijo) oso. Este ácido tiene la menor
cantidad de átomos de oxigeno
- al
nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, luego el
prefijo hipo y, a continuación, el nombre del no metal
con terminación oso, así: Ácido hipoyodoso.
- El no-metal tiene 4
valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y dos prefijos: per…ico
para la
cuarta valencia (la más alta); ico, para la tercera
valencia; oso, para la segunda valencia e hipo...oso,
para la primera valencia (la más baja).
Ejemplo:
el cloro tiene 4 valencias, es decir, puede formar 4 ácidos diferentes.
HCLO4 -
el cloro es el no-metal y actúa con su valencia más alta +7, pues este ácido
tiene la mayor cantidad de oxígenos
- para
nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo per,
seguido del nombre del no-metal con la terminación ico, así:
Ácido perclórico.
HCLO3 -
aquí el cloro actúa con su tercera valencia +5, pues este ácido tiene menos
cantidad de oxígenos que el anterior
- para
nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con
la terminación ico, así: Ácido clórico.
HCLO2 -
aquí el cloro usa su segunda valencia +3; se observa que ha disminuido, aun
mas, la cantidad de átomos de oxígeno
- al
nombrarlo se usa primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con
terminación oso, así: Ácido cloroso.
HCLO - aquí el cloro
emplea su valencia más baja +1; obsérvese que el Oxígeno ha disminuido al
máximo
- para
nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo hipo,
seguido del nombre del no-metal con la terminación oso, así:
Ácido hipocloroso.
En
resumen, dependiendo de la cantidad de valencias que presente el elemento
no-metal del ácido, entonces así se usaran los prefijos y sufijos siguientes:
Hidrácidos. Resultan de disolver
en agua los Hidruros
no-metálicos. Algunos autores afirman que se emplea el Sistema Stock para
nombrar a estas sustancias, lo cual ya fue presentado en un cuadro de la unidad
anterior (unidad 6); sin embargo, de nuevo se hace con el propósito de hacer
una observación sobre la nomenclatura
de estos ácidos.
Definición: Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química.
No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia.
Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
·
Conocer las sustancias reaccionantes y
productos.
·
Los subíndices indican la cantidad del átomo
indicado en la molécula.
·
Los coeficientes afectan a toda la sustancia
que preceden.
·
El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al
final, porque generalmente forman agua (sustancia de relleno).
Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se
realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de
cristalización. Ej. :2 H2SO4
Significa: Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.
Métodos para Balancear Ecuaciones:
1. - Balance por Tanteo: Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo para balancear:
N2 + H2 -- NH3
Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco. Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias: Primero balanceamos el nitrógeno:
N2 + H2 -- 2 NH3
El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:
N2 + 3 H2 -- 2 NH3.
Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre. Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.
Balancear:
Al(OH)3 + H2SO4 -- Al2(SO4)3 + H2O
Primero balanceamos el metal aluminio: 2 Al(OH)3 + H2SO4 -- Al2(SO4)3 + H2O
Luego seguimos con el azufre: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 -- Al2(SO4)3 + H2O
Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 -- Al2(SO4)3 + 6 H2O
TALLER 5:
Balancear por Tanteo:
1. Fe + HCl -- FeCl3 + H2
2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 -- CaSO4 + H3PO4
3. CO2 + H2O -- C6H12O6 + O6
4. C3H8 + O2 -- CO2 + H2O
5. CaCO3 -- CaO + CO2
Balancea las siguientes
ecuaciones químicas que se te presentan utilizando el método de aproximaciones
o tanteo. No olvides escribir el procedimiento.2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 -- CaSO4 + H3PO4
3. CO2 + H2O -- C6H12O6 + O6
4. C3H8 + O2 -- CO2 + H2O
5. CaCO3 -- CaO + CO2
a)
As4 + O2 à As4O6
|
b)
NH3 + O2 à N2O4 + H2O
|
c)
H2S + O2 à H2O
+ SO2
|
d)
NaOH + CO2 à Na2CO3
+ H2O
|
e)
Al2O3 + HCl à
AlCl3 + H2O
|
f)
Li2O + H3PO4 à Li3PO4
+ H2O
|
g)
Na +
H2O à NaOH
+ H2
|
h)
Al2S3 + H2O à
Al(OH)3 + H2S
|
i)
AgNO3 + MgCl2 à
AgCl + Mg(NO3)2
|
j)
NH3 + H3PO4 à
(NH4)3PO4
|
k)
CaCO3 + HCl à
CaCl2 + CO2
+ H2O
|
|
ESTEQUIOMETRIA
es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 2 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
MEZCLA, PROPORCIONES Y CONDICIONES ESTEQUIOMÉTRICAS :
Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:
·
La mezcla es estequiométrica;
·
Los reactivos están en proporciones
estequiométricas;
·
La reacción tiene lugar en condiciones
estequiométricas;
Las tres expresiones tienen el mismo significado.En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.
Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.
Ejemplo
¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?
Masa atómica del oxígeno = 15,9994.
Masa atómica del carbono = 12,0107.
La ecuación química que representa la reacción química es:
Se tienen las siguientes equivalencias a partir de la reacción química y las masas atómicas citadas:
Esta última relación es consecuencia de la fórmula química del oxígeno molecular (
Entonces para determinar la masa de oxígeno podemos realizar los siguientes "pasos": determinamos las moles de átomos de carbono (primer factor), con estas moles fácilmente determinamos las moles de moléculas de oxígeno (segundo factor a partir de coeficientes de la ecuación química), y finalmente obtenemos la masa de oxígeno (tercer factor)
realizadas las operaciones:
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