Formulación y disoluciones

Química orgánica. Compuestos químicos. Óxidos metálicos. Hidruros. Sales binarias. Oxiácidos. Disolución

  • Enviado por: Atanasio Naranjo
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 14 páginas
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  • FORMULACIÓN

ÓXIDOS METÁLICOS

Si el elemento es un metal, el óxido es metálico. Para formularlos se escriben el símbolo del metal, a continuación el símbolo del oxígeno y se intercambian las valencias.

Na2 O

Nomenclatura Tradicional: Utiliza la palabra óxido seguida del nombre del metal adjetivado. Terminando en ...oso (es la valencia menor) y terminando en ...ico (la mayor). En el caso de una única valencia la terminación es en ...ico.

Ca2 O2 = Óxido cálcico

Nomenclatura de Stock: Utiliza la palabra “óxido” seguido de la “de” y el nombre del metal; en el caso de que exista alguna valencia es pone en números romanos.

Ca2 O2 = Óxido de calcio (II)

Nomenclatura Sistemática: Utiliza los prefijos, ....mono, ...di, ...tri, ...tetra,

...penta, ...septa, ... hepta. Para indicar el número de átomos que hay.

Ca2 O2 = Dióxido de dicalcio

ÓXIDOS NO METÁLICOS

Se forman mediante un no metal + oxígeno. Se formula primero el no metal seguido del oxígeno y se intercambian las valencias.

Br2 O3

Nomenclatura tradicional: Se nombra primero la palabra “Anhídrido” seguido del nombre del no metal adjetivado según su valencia.

Br2 O3 = Anhídrido bromoso

En este caso existen metales con más de dos valencias y por ello usamos lo siguiente:

Hipo...........oso

..........oso

...........ico

per............ico

Nomenclatura de Stock: Se nombra la palabra “óxido” seguido del nombre del no metal y el número romano.

Br2 O3 = Óxido de bromo (III)

Nomenclatura Sistemática: Igual que en casos anteriores.

Br2 O3 = Trióxido de dibromo

PERÓXIDOS

Es la combinación de un elemento cualquiera con el grupo (O2). Actúa con valencia -2 y no se puede partír.

Se formula escribiendo el símbolo del elemento, seguido del O2 y se intercambian las valencias.

K2 O2

Nomenclatura Tradicional: Se nombra la palabra “peróxido” seguido del nombre del elemento adjetivado.

K2 O2 = Peróxido potásico

Nomenclatura de Stock: Se nombra con la palabra “peróxido” seguido del nombre del elemento y el número en el caso de que tenga mas de una valencia.

K2 O2 = Peróxido de potasio

Nomenclatura Sistemática: Se nombra igual que los casos anteriores.

HIDRUROS METÁLICOS

Son combinaciones de un elemento + hidrógeno, es decir, un metal + hidrógeno.

Se formula primero el símbolo del metal y seguido el símbolo del hidrógeno y se intercambian las valencias, el hidrógeno actúa con valencia -1

Al H3

Nomenclatura Tradicional: Se utiliza la palabra “hidruro” seguido del metal adjetivado.

Al H3 = Hidruro alumínico

Nomenclatura de Stock: Se utiliza la palabra “hidruro” seguido de la palabra “de”, el nombre del metal y los números romanos.

Al H3= Hidruro de aluminio (III)

Nomenclatura Sistemática: Se utiliza también la palabra “hidruro”.

Al H3 = Trihidruro de aluminio

HIDRUROS NO METÁLICOS

Son combinaciones de un no metal + hidrógeno. El hidrógeno actúa con valencia positiva.

H Cl

Hay una serie de elementos que se poseen nombre ellos mismos:

H2 O = Agua N H3 = Amoníaco C H4 = Metano

P H3 = Fosfina As H3 = Arsina Sb H3 = Stibina

Merecen especial atención los siguientes hidruros.

H F = Flururo de hidrógeno H Cl = Cloruro de hidrógeno

H Br = Bromuro de hidrógeno H I = Yoduro de hidrógeno

H2 S = Sulfuro de hidrógeno

SALES BINARIAS

Son combinaciones de un metal y un no metal. Proceden de los ácidos hidrácidos en los cuales se han sustituido los hidrógenos por los metales.

Se formulan poniendo el símbolo dl metal y después el no metal, intercambiándose las valencias.

Na Cl

Nomenclatura Tradicional: Se nombra el no metal terminado en ....uro y a continuación el metal adjetivado en ...oso o en ...ico.

Na Cl = Cloruro Sódico

Nomenclatura de Stock: Se nombra el no metal terminado en ...uro y el nombre del metal, con los correspondientes números romanos.

Na Cl = Cloruro de sodio

Nomenclatura Sistemática: Igual que casos anteriores pero con la terminación en ...uro.

Na Cl = Monocloruro de monosodio

HIDRÓXIDOS

Es la combinación de un metal con el grupo (OH) que tiene valencia -1. Se formula el metal más el símbolo del (OH).

Co (OH)2

Se nombran en las tres nomenclaturas por igual que los óxidos pero cambiando la palabra óxido por hidróxido.

Co (OH)2 = Hidróxido cobaltoso Tradicional

Co (OH)2 = Hidróxido de cobalto (II) Stock

Co (OH)2 = Dihidróxido de cobalto Sistemática

OXÁCIDOS

Se forman con el hidrógeno + no metal + oxígeno, es decir, son anhídridos que se les añade agua (H2 O)

H Cl O3

Anhídrido Clórico = Cl2 O5 + H2 O = H2 Cl2 O6 H Cl O3

Nomenclatura Tradicional: Se utiliza la palabra “ácido” seguida del no metal adjetivado.

H Cl O3 = Ácido clorico

Nomenclatura de Stock: Se pone la palabra “ácido”, seguidamente se pone ...tri, ...di, luego “oxo” y el no metal adjetivado en ...ico.

H Cl O3 = Ácido trioxoclórico (V)

Nomenclatura Sistemática: Se pone ...di, ...tri, luego “oxo” luego el no metal terminado en ...ato el número romano y después hidrógeno.

H Cl O3 = Trioxoclorato (V) de hidrógeno

OXISALES

Proceden de los oxácidos de los cuales se han sustituido hidrógenos por metales.

Si la sustitución es total la sal es neutra. “Si la sustitución es parcial la sal es ácida”

Agua + Anhídrido Ácido sulfúrico Sulfato sódico

H2 O + S2 O6 H2 SO4 Na2 SO4

Nomenclatura Tradicional: Se escribe el nombre del metal adjetivado

Ácido Sal

Hipo.........oso hipo........ito

........oso ........ito

..........ito ........ato

Per.........ico per........ato

  • CONCEPTO DE MOL Y Nº DE AVOGADRO

Concepto de Mol: Cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en 12 gr de C12

Para determinar el número de moles de una sustancia:

En gramos: Si es un elemento

En Volumen: Para gas Para líquido

P= atm V= litros R=0'082 T=273 K

Si queremos determinar el número de moléculas que hay en una determinada cantidad de sustancia, basta con multiplicar el número de moles por el número de avogadro:

Si queremos determinar el número de átomos basta con multiplicar las moléculas por el número de átomos.

Ejemplo: Determinar el número de moles, moléculas y átomos que hay en 90 gr de H2O.

Nº moléculas = Mm = 2x1+16= 18 gr/mol

Nº átomos = átomos

  • DISOLUCIONES

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.

  • Se denomina soluto al componente que está en menor proporción; o bien, presenta destinto estado que la disolución resultante.

  • Se denomina disolvente al componente que se encuentra en mayor proporción; o bien, presenta el mismo estado de la disolución.

Cuando en una disolución aparezca el agua siempre será el disolvente. Tanto el soluto como el disolvente pueden presentar cualquier estado de agregación, aunque las más corrientes son sólido y líquido.

  • FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

Concentración es una medida de la proporción en la que se encuentran el soluto y el disolvente o soluto y disolución.

s + d = D

  • Cualitativamente: Pueden ser:

    • Diluidas­.- Poco soluto y mucho disolvente.

    • Concentrada.- Mucho soluto y poco disolvente.

    • Saturadas.- Son aquellas que no admiten más soluto.

    • Sobresaturadas.- Contienen más cantidad de soluto sólido que la corresponde a dicha temperatura.

  • Cuantitativamente:

    • Referida a MASA

% en PESO.- Son los gramos de soluto que hay por cada 100 gr de disolución.

FRACCIÓN MOLAR.- Relación existente entre moles de soluto y moles de disolvente.

XS+Xd= 1

MOLARIDAD.- Número de moles de soluto por cada Kg de disolvente.

    • Referida a VOLUMEN

% VOLUMEN.- Son los gramos de soluto que hay por cada 100 ml de disolución.

g/l.- Son los gramos de soluto que hay en cada litro de disolución.

MOLALIDAD.- Es el número de moles de soluto que existen en cada litro de disolución.

NORMALIDAD.- Es el número de equivalentes de soluto que hay en cada litro de disolución.

N= M x Valencia

Ejemplo: Se prepara una disolución añadiendo 98 gr de H2 SO4 a 102 gr de H2O. La densidad de la disolución es de 1'30 gr/cm3. Determinar la concentración de la disolución en todos sus estados.

Datos: dH2O= 1 gr/cm3 dH2 SO4= 1'87 gr/cm3

MASA

;

Fracción Molar ; nd=

; nS=

Molaridad

VOLUMEN

;

lD= 0'1538 litros

MOLALIDAD

  • PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

  • SÓLIDO - LÍQUIDO

VIDRIO DE BALANZA VASO DE MATRAZ AFORADO

RELOJ PRECIPITADOS

MATERIALES REACTIVOS

- Balanza - Sal Sólida

- Vidrio de Reloj - Agua

- Vaso de Precipitados x2

- Agitador

- Matraz Aforado

PROCEDIMIENTO

Se realiza los cálculos matemáticos para determinar los gramos necesarios de sal para preparar la disolución.

A continuación, se pesa en la balanza los gramos calculados en el vidrio de reloj. Disolvemos la sal en un poco de H2O en un vaso de precipitados. Una vez disuelto pasamos la disolución al matraz aforado de la medida que nos piden. Finalmente se completa hasta el enrase.

  • LÍQUIDO - LÍQUIDO

MATERIAL REACTIVOS

-Pipeta -Ácido Concentrado

-Matraz Aforado -Agua

-Vaso de Precipitados

PROCEDIMIENTO

Primeramente se realizan los cálculos necesarios para determinar los ml de ácido concentrado que se deben utilizar.

A continuación con una pipeta se cogen los ml de ácido concentrado y vertemos el contenido en un matraz aforado con un poco de agua. Y finalmente, se completa hasta el enrase.

Nota: Debido a que la disolución de un ácido concentrado es muy exotérmica (mucho calor) siempre se verterá el ácido en agua para evitar proyecciones.

Errores posibles en estas práticas

- Los reactivos pueden ser impuros. - Errores al traspasar los reactivos.

- Calibrado de los aparatos. - Error al enrasar la disolución.

- Error al pesar o medir.

  • LEYES DE LOS GASES

Los gases son sustancias que no tienen ni forma ni volumen propios, sino que se adaptan a la forma y volumen del recipiente que los contienen.

El volumen ocupado por un gas depende de las condiciones de presión y temperatura. Éstas son condiciones normales, es decir, 1 atm de presión y 0ºC (273 K)

Un mol de cualquier gas ocupa en condiciones normales 22'4 litros. Los gases ideales se rigen por la ecuación de lapeyron:

Para una mezcla de gases se cumple que la presión total que ejercen los gases viene dada por la suma de las presiones de cada gas.

PT= PA+PB + PC + …

La presión parcial de un gas en una mezcla se puede determinar multiplicando la fracción molar de ese gas por la presión total.

Ejemplo: En un recipiente de 20 litros en el que se ha hecho el vacío, se inyectan 5'6 g de N2. 12'8 moles de O2 y 4'4 g de CO2. Determinar:

  • Nº de moles de cada gas

  • Fracción molar de cada uno de ellos.

  • Presión total

  • Presión parcial

  • a)

    b)

    c)

    d)

    • ESTEQUIOMETRÍAS

    Se trata de hacer cálculos con las reacciones químicas, es decir, determinar una cantidad de producto a partir de un reactivo o viceversa.

    Para realizar cálculos estequiométricos se siguen los siguientes pasos:

    1º) Formular y ajustar la reacción química.

    2º) Señalar la sustancia dato y la sustancia problema.

    3º) Pasar a moles el dato.

    4º) Hacer la estequiometría (Regla de tres)

    5º) Pasar el resultado a las unidades pedidas.

    Ejemplo: Al reaccionar con el H Cl dando tricloruro de alumínio + hidrógeno molecular. Se hacen reaccionar 100 g de Al al 81% de pureza. Calcular:

  • Volumen de H2 obtenido a 27ºC y 700mm de Hg.

  • Volumen de disolución de ácido clorhídrico (H Cl) 2 M para la reacción.

  • a)

    1º.- Formular y ajustar

    2Al + 6H Cl Al Cl3 + 3 H2

    2º.- Dato: 100 g de Al del 81% de riqueza.

    Problema: V de H2 27ºC y 700mm de Hg

    3º.- Pasar a moles el dato.

    4º.- Estequiometría

    2 moles de Al 3 moles de H Cl

    3 moles de Al x moles de H Cl

    x = 9 moles de H Cl

    5º.- Pasar a volumen

    • COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS

    • COMPOSICIÓN CENTESIMAL

    Es ver el % con que cada elemento participa en un compuesto.

    • A PARTIR DEL %

      • A PARTIR DEL % SABIENDO LA Mm

    Se aplica la fórmula anterior y se despeja el número de átomos.

    Ejemplo: El ácido láctico se crea en el cuerpo humano durante la actividad y consta de: 90% de C, 6'7% de H y 53'3% de O si su masa molecular es 90 gr/mol. Determinar se fórmula.

    C3H6O3

      • SIN SABER LA MASA MOLECULAR

    En este caso se divide la masa o el % por la masa atómica.

    Se dividen todos los resultados por el menor de ellos; si estos no fuesen enteros se multiplican por el mínimo número de entero para lograrlo.

    Lo que obtenemos es una fórmula empírica, que es la reacción más sencilla entre los átomos de una molécula.

    Para averiguar la fórmula se necesita saber la Mm de compuesto (no recomendado)

    Ejemplo: El D.D.T es un potente insecticida de composición: 47'39% de C; 2'54% de H y el resto de Cl. Determinar su fórmula empírica.

    C14 H9 Cl5

      • A PARTIR DE ESTEQUIOMETRÍAS

    Este apartado se explica directamente mediante el problema.

    Ejemplo: La combustión de un compuesto orgánico que contiene (C,H,O) dio 5'143 g de CO2 y 0'9015 de H2O; partiendo de una muestra de `573 g de ese compuesto. Determinar la fórmula empírica de este compuesto.

    (C, H, O) + O2 CO2 + H2O

    2'573g 5'143g 0'9015g

    1.- Todo el carbono del CO2 viene de la muestra.

    2.- Todo el hidrógeno proviene de la muestra.

    3.- Todo el oxígeno será la restante

    Finalmente.

    C7 H6 O4

    5

    0'0 g