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Química III – Breviario Académico Completo – Examen Final

Química: ciencia que estudia la estructura interna de la materia, sus
cambios y transformaciones relacionadas con la energía. Es la ciencia que
estudia los materiales (la materia) del universo y los cambios que estos
experimentan.

Materia: Es aquello de lo que está compuesto el universo, que posee masa
y ocupa un lugar en el espacio.

Ciencia:
o Método empírico: se adquiere a través de la experiencia
o Método científico: requiere observación (con variable), hipótesis
(suposición) y experimentación (comprobación) para convertirse en
ley o teoría.
Ciencias naturales
Físicas
Física
Química
Bioquímica
Estudia todas las
reacciones químicas
en un organismo vivo
Biológicas
Biología
Notación Científica

Es la expresión de un número como el producto del 1 al 10 y la potencia
adecuada de 10.
o Ejemplo:
o 38,000,000 = 3.8x107 , izquierda es potencia positiva (+)
o 0.00000038 = 3.8x10-7, derecha es potencia negativa (-)
 Ejemplos:
 3,500 = 3.5x103
 40 = 4x101 = 4x10
 0.00003 = 3x10-5
1
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Conversión de unidades

Sistema Internacional:
Masa
Kilogramo
kg
Longitud
Metro
m
Tiempo
Segundo
s
Temperatura Kelvin
K
Cantidad de
materia
mol
Mol
o 1 m = 1.094 yd
o 1 milla= 1.609 km
o 1 ft = 30.48 cm
o 1 in = 2.54 cm
o 1 lb = 0.453 kg
o 1 kg = 2.205 lb
o 1 gal = 3.785 L
o 1 cm3 = 1 mL
o 1 m3 = 1 x 106 cm3
o 1 ft3 = 0.028 m3

Ejemplos:
o 6531m – millas:
o 6531m 1km
1milla = 4.059 millas
o
1000m 1.609km
o 10 yd – km:
o 10yd 1m
1km
= 9.14x10-3 km
o
1.094yd 1000m
o 57 lb – g:
o 57lb 1kg
1000g = 25850.340 g
o
2.205lb 1kg
o 6.1 kg/ml – lb/L:
o 6.1kg 2.205lb 1000ml = 13450.5 lb/L
o
ml
1kg
1L
2
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Escalas/Conversión de temperatura
Farhenheit °F
212 °F
32 °F
-460 °F
Ebullición
Congelación
Cero absoluto

Fórmulas:

De °C a K: K = °C + 273

De °C a °F: °F = 1.8 (°C) + 32

De K a °C: °C = K – 273

De °F a °C: °𝐶 =
o
o
o
o
o
o
Celcius °C
100 °C
0 °C
-273 °C
Kelvin K
373 K
273 K
0K
°𝐹−32
1.8
Ejemplos:
77K a °C:
77 – 273 = -196°C
115°C a °F:
1.8(115) + 32 = 239°F
78°F a °C:
78−32
o
1.8
= 25.5°C
o -30°F a K:
−30−32
o
1.8
= -34.4°C
o -34.3°C + 273 = 238.5K
Densidad

Densidad: Cantidad de materia en un volumen determinado; relación de
masa y volumen.
 𝜌=

𝑚
𝑣
o 𝜌 = densidad
o m = masa
o v = volumen
La densidad del agua es 1 g/ml
3
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
Ejemplos:
o Calcula la densidad en g/ml, cuando m=567g y v=350ml
o Datos
Fórmula
Sustitución Resultado
o 𝜌=x
𝜌=
𝑚
𝑣
𝜌=
567g
350ml
𝜌 = 1.654g/ml
o m=567g
o v=350ml
o Determina la densidad de una esfera de paladio que tiene una masa
de 155.67g si ocupa un volumen de 12.95cm3; escribe el resultado
en g/ml
o Datos
Fórmula
Sustitución
Resultado
o 𝜌=x
𝜌=
𝑚
𝑣
𝜌=
155.67g
12.95ml
𝜌 =12.02g/ml
o m=155.67g
o v=12.95cm3=12.95ml
Estados de agregación
Sólido
Líquido
 Fuerza de atracción
muy alta entre
moléculas
 Moléculas muy
unidas
 Densidad alta
 Forma definida
 Alta EP y baja EC
 Volumen definido
 Casi no son
compresibles
 Solo vibra
EP=energía potencial

Gas
 Fuerza de atracción
media entre sus
moléculas
 Moléculas separadas
 Densidad media
 Forma indefinida,
adopta la del
recipiente
 EP=EC
 Volumen definido
 Ligeramente
compresibles
 Se deslizan
 Fuerza de atracción
baja entre sus
moléculas
 Moléculas totalemtne
separadas
 Densidad muy baja
 Forma indefinida,
adopta la del
recipiente
 Alta EC y baja EP
 Volumen indefinido
 Muy compresible
 Alto movimiento
EC=energía cinética
Cambios de estado: son físicos
Deposición
Fusión
Evaporación
Líquido
Sólido
Solidificación
Congelación
Gas
Condensación
Sublimación4
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Materia
Mezclas: composición
variable
Sustancias puras:
composición constante
con
Elemento: Materia
que no puede
descomponerse
en sustancias
más sencillas.

Compuesto: Es la
sustancia con la
misma composición
pero con propiedades
diferentes a sus
componentes.
Homogénea: Es
aquella que no se
distinguen sus
fases y composición
es igual en todas
sus partes
Heterogénea: Es
aquella que si se
distinguen sus
fases y su
composición es
diferente en todas
sus partes
Toda la materia tiene dos propiedades:
o Físicas: Aquellas que se pueden medir y observar sin alterar la
estructura interna de la materia (masa, longitud, volumen, peso)
o Químicas: Aquellas que se observan solo si se efectúa una
alteración química, cuando la materia cambia de una sustancia a otra
(reacción) (combustión, oxidación, digestión, fermentación)

Las propiedades físicas pueden ser:
o Intensivas: Aquellas que no dependen de la cantidad de materia
(velocidad, densidad, solubilidad, punto de: ebullición, congelación y
fusión).
o Extensivas: Aquellas que si dependen de la cantidad de materia
(longitud, masa, volumen, peso).

La materia puede separar sus componentes por dos métodos:
o Físicos: Separan mezclas, se obtienen sustancias.
o Químicos: Separan compuestos, se obtienen elementos.
Métodos de separación


Evaporación: Se fundamenta en el punto de ebullición y condensación de
un líquido, se usa en mezclas homogéneas o heterogéneas.
Destilación: se fundamenta en los puntos de ebullición y condensación, se
usa en mezclas homogéneas liquido-líquido y líquido-sólido
5
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





Filtración: Se fundamenta en la gravedad y solubilidad, se usa en mezclas
heterogéneas sólido-líquido
Sublimación: Se fundamenta en que una sustancia sea sublimable
(componente sublimable como el yodo), se usa en mezclas heterogéneas
sólido-sólido
Decantación: Se fundamenta en la diferencia de densidades y solubilidad,
se usa en mezclas heterogéneas sólido-líquido y líquido-líquido
Imantación: Se fundamenta en la magnetización (un metal que puede ser
atraído por un imán), se usa en mezclas heterogéneas solido-líquido y
solido-solido
Cristalización: Se fundamenta en la evaporación y se usa en mezclas
homogéneas sólido-liquido
Cromatografía: Se fundamente en la adsorción que cuenta con dos fases:
estacionaria y móvil; se usa en mezclas homogéneas sólido-líquido y
líquido-líquido.
Energía

Capacidad para realizar un trabajo o producir calor.

Energía Potencial: Aquella debida a la posición del objeto.

Energía Cinética: Aquella debida al movimiento del objeto, la adquiere al
moverse.

Energía Química: Aquella que es absorbida o liberada como resultado de
una reacción química.

Temperatura: energía cinética promedio de las moléculas de un cuerpo.

Calor: Flujo de energía debido a una diferencia de temperatura; caliente a
frio hasta llegar al equilibrio térmico.

Ley de la Conservación de la Energía: “La energía no se crea ni se
destruye, sólo se transforma”

En las reacciones (Rx´s) el flujo de energía (calor) puede ser en dos
sentidos:
o Exotérmica: Cuando a partir de la Rx la energía fluye al exterior.
o Endotérmica: Cuando la energía fluye en dirección a la Rx.

La materia tiene dos propiedades relacionadas con el calor:
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o Calor específico: (propiedad intensiva) La cantidad de energía
necesaria para elevar un grado Celsius un gramo de cualquier
sustancia. Símbolo: c, s
o Capacidad calorífica o calor (propiedad extensiva): Cantidad de
calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de una
determinada cantidad de sustancia. Formula: Q = m.s.ΔT
o Q = calor
o m = masa
o s = calor específico
o ΔT = diferencia de
temperatura, Tf – Ti

Ejemplos:
o Obtén la energía (calor) utilizada en el proceso de elevar la
temperatura de 315.87g de diamante de una temperatura de 20°C a
𝐽
538°C. Escribe el resultado en KJ (kilojoules) sdiamante=0.518𝑔°𝐶
o Datos
Fórmula
Sustitución
𝐽
o Q=x
Q = m.s.ΔT Q=(315.87g) (0.518𝑔°𝐶)(518°C)
o m = 315.87g
Q= 84755.501J 1 KJ
𝐽
o s = 0.518𝑔°𝐶
1000J
o ΔT = 538°C-20°C=518°C
Resultado: Q=84.755KJ
o ¿Qué calor genera un trozo de aluminio que posee una masa de
610g y pasa de 76°C a 130°C? (s=0.9J/g°C)
o Datos
Fórmula
Sustitución
o Q=x
Q = m.s.ΔT Q=(610g)(0.9 J/g°C)( 54°C)
o m = 610g
o s = 0.9J/g°C
Resultado: Q=29646J
o ΔT = 130°C-76°C=54°C
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o Determina la temperatura inicial de una barra de plomo que llegó a
una temperatura final de 457.89°F si su masa es de 789.45 lb y
𝐽
requirió una cantidad de energía de 2,443.432 Kcal. sPb=0.129 𝑔°𝐶
1lb=0.453Kg, 1cal=4.184J
o Datos
o Ti = x
o Q = 2,443.432Kcal 1000 cal
o
4.184 J = 10,223,319.49J
1 Kcal
o m = 789.45lb 0.453 Kg
o
1 lb
1 cal
1000g = 357,620.85g
1 Kg
𝐽
o s = 0.129 𝑔°𝐶
o Tf = 457.89°F:
457.89−32
1.8
= 236.605°C
o Fórmula
Sustitución
o
Q = m.s.(Tf-Ti)
Ti = 236.605°C -
o
Ti = Tf - 𝑚.𝑠
𝑄
10,223,319.49J
𝐽
(357,620.85g)(0.129 𝑔°𝐶)
Resultado: Ti = 15°C
Teoría Atómica

La materia es continua y está formada por partículas distintas.

Átomo: Partícula fundamental más pequeña de la materia

Las teorías permiten explicar las propiedades de las sustancias.
8
= 15°C
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
La evolución de la teoría atómica fue la siguiente:
o Demócrito

La materia es discontinua y está formada por partículas
indivisibles. A estas partículas se les denominó átomos. Su
principio: “Los átomos son eternos, inmutables e indivisibles”.
o Antoine Lavoisier

Estableció la ley de la conservación de la materia rechazando
la teoría del flogisto, descubrió al oxígeno.
o Joseph Proust

Estableció la ley de las proporciones definidas
o John Dalton
1. Toda la materia está formada por átomos
2. El átomo es indivisible
3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos
entre sí.

“Pequeña pelota de materia”, se le conoce como el modelo de
la bola de billar.
o Joseph J Thomson

Determinó que el átomo tiene cargas y descubrió el electrón.
Se conoce como el modelo del panqué o budín con pasas.
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
o Ernest Rutherford

Determino la presencia de un núcleo sólido positivo. Introdujo
el término de protón. 1932 introdujo con Chadwick el término
neutrón, se conoce como el “modelo atómico nuclear” o
“corteza terrestre”. Los electrones están girando a la misma
distancia del núcleo.

o Niels Bohr

Los electrones giran alrededor del núcleo pero en niveles
(órbitas) las cuales tienen espacio entre ellas. Si un electrón
se mueve de nivel gana energía, se conoce como el modelo
del “sistema solar”.

10
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o Erwin Schrödinger

Modelo atómico de mecánica cuántica, los electrones no solo
se mueven en niveles (orbitas), sino en orbitales (espacio
donde puedo encontrar un electrón).
o
Partículas subatómicas

Todo átomo está constituido por tres sub unidades fundamentales:
o Protones (+) en el núcleo
o Neutrones (sin carga pero con masa, es decir, ±) en el núcleo
o Electrones (-) en orbitales

Simbología:
A
Z
X

Número Atómico (Z): Número de protones que tiene en el núcleo, es igual
al número de electrones.

Masa atómica (A): Suma de protones y neutrones que tiene el elemento.
o Se puede obtener el número de neutrones haciendo una resta A-Z=
Número de neutrones.

En un átomo neutro, el número de protones es igual al de neutrones

Ejemplo:
31
 15

P
p+# 15
e-# 15
n0# 31-15 = 16
Isótopos: Átomos con el mismo número de protones (Z) pero diferente
número de neutrones (A).
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o
1
1H
(Protio), 21H (Deuterio), 31H (Tritio)

Los átomos también pueden generaciones. Ion: Átomo al que se le añaden
o retiran uno o más electrones.

Existen dos tipos de iones:
o Catión: Átomo neutro que pierde uno o más de sus electrones y
queda con carga positiva.
o Anión: Átomo neutro que gana uno o más electrones y queda con
carga negativa.

Ejemplos
e-#
p+#
n0#
A
Z
Carga Neta
Ión
108
+1
47Ag
127
-1
53I
56
26Fe
175
+3
71Lu
46
47
61
108
47
+1
catión
54
53
74
127
53
-1
anión
26
26
30
56
26
0
neutro
68
71
104
175
71
+3
catión
Radiaciones

Radiación: Emisión y transformación de la energía a través del espacio (en
forma de ondas).

Se puede clasificar:
o Por su origen:

Natural: Aquella que procede de radioisótopos que se
encuentran presentes en el aire, cuerpo, alimentos y corteza
terrestre.

Artificial: Aquella producida mediante equipo o métodos
desarrolladas por el ser humano o por elementos naturales
manipuladas por el ser humano.
o Por su composición:

Corpuscular: Es aquella que incluye una cantidad de masas
(protones y/o neutrones). Se divide en dos:

Rayos α: Núcleos ionizados por 2 protones y 2
neutrones (Núcleos de Helio [42He]). Carecen de
electrones.
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o Ejemplo: 23492U

+ 42He
Rayos β: Es un electrón que sale despedido de su
órbita (0-1e)
o Ejemplo: 126C

230
90Th
12
7N
+ 0-1e
Electromagnético: Aquella que está formado por energía
(fotones), radiación ᵧ , sólo forma energía
o Por su radioactividad:

Ionizante: Rayos X y γ desprende electrones y iones.

No ionizante: desprende altas ondas de radio, los electrones
cambian de niveles

Fusión Nuclear: Proceso por el cual varios núcleos atómicos de carga
similar se unen para formar un núcleo más pesado. Se acompaña de la
liberación o absorción de energía. (Ejemplo: 21H [deuterio] + 31H [tritio] en
fusión--->Helio y un neutrón [42He + 01n])

Fisión Nuclear: Proceso por el cual un núcleo pesada se divide en dos o
más núcleos pequeños. Se generan subproductos como neutrones,
fotones, partículas α y β.

Espectro electromagnético: La distribución energética del conjunto de
ondas.

El espectro se divide en base a su longitud de onda:
o Rayos Gamma γ: Radiación producida generalmente por elementos
radioactivos, es capaz de penetrar la materia. Se puede utilizar para
esterilizar equipos.
o Rayos X: se usan en radiografías
o Luz Ultravioleta (UV): (radiación ultravioleta) Rayos menos
penetrantes que los rayos gamma y X. Sol es una fuente importante
emisora.
o Luz Visible: Rango del espectro electromagnético que puede ser
percibido por el ojo humano, todos los colores.
o Luz Infrarroja: calor
o Microondas: calor y comunicaciones
o Ondas de radio: se pueden transformar en energía sonora y
comunicación
13
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Tabla Periódica

Es la representación gráfica de los elementos conocidos por el ser humano;
en ella se clasifican y ordenan los elementos conforme a sus propiedades y
número atómico.

Clasificación:

Grupos:
o Son las columnas verticales.
o También llamados Familias.

Periodos:
o Son las columnas horizontales.

Metaloides: B, Si, Ge, As, Sb, Te, At, Po

Cada elemento tiene las mismas propiedades pero su valor marca la
diferencia.

Propiedades:
o Electronegatividad: Capacidad de un átomo de atraer electrones.
o

Elemento más electronegativo: Flúor
o Electropositividad: Capacidad de un átomo para ceder electrones.
o

Elemento más electropositivo: Francio
14
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o Radio atómico: La mitad de la distancia entre dos núcleos del mismo
elemento.
o
o Número de oxidación: Número que representa la cantidad de
electrones que están involucrados en la formación de compuestos
entre los elementos.

Alótropo: un mismo elemento con diferentes formas












Metales
Conducen electricidad
Pocos electrones en su último nivel
Conducen calor
Forman cationes
Mayor porcentaje en naturaleza
Brillosos
Dúctiles y maleables
Cambian de forma fácilmente
Se oxidan
Estado sólido excepto mercurio
Forman aleaciones
Indispensables en el metabolismo














No metales
No conducen electricidad
Muchos electrones en su último nivel
No conducen calor
Forman aniones
Mayor porcentaje de compuestos
Sin brillo
No son dúctiles ni maleables
No se oxidan
3 estados de agregación
No forman aleaciones
Fundamentales en materia viva
Familias:
o IA: metales alcalinos, número de oxidación: +1
o IIA: metales alcalinotérreos, número de oxidación: +2
o IIIA: térreos, número de oxidación: +3
o IVA: carbonoides, número de oxidación: +2, +4
o VA: nitrogenoides, número de oxidación: (-3), +1, +3, +5
o VIA: calcógenos, número de oxidación: (-2), +2, +4, +6
o VIIA: halógenos, número de oxidación: (-1), +1, +3, +5, +7
o VIIIA: gases nobles, no reaccionan
Reglas para calcular números de oxidación
1. Elementos solos y moléculas diatómicas tienen número 0
2. Todos los metales de la familia IA su número es +1
3. Todos los metales de la familia IIA su número es +2
4. Elementos en familia par, número par y non, non
15
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5.
6.
7.
8.
9.
El Oxígeno siempre es -2 excepto en peróxidos, es -1
El hidrógeno como catión es +1 y como catión es -1
Flúor siempre será -1
Cl, Br, I cuando se unen con oxígeno son positivos (+)
Todos los compuestos son neutros.
Configuración electrónica

n – nivel se energía (orbita)

l – subnivel de energía, orbitales

Con el modelo de Schrödinger se pudo saber cómo estaban distribuidos los
electrones.

Existen diferentes tipos de orbitales, los que tienen cierta capacidad para
los electrones:
o s = 2eo p = 6eo d = 10eo f = 14e-

Existen 7 niveles (órbitas) para que puedan ser llenadas por los electrones

Dentro de cada nivel existen ciertos orbitales

Para saber que orbitales hay, y en qué orden están se sigue el diagrama de
Moeller:

Conociendo su configuración electrónica de un elemento, se puede saber
su posición en la tabla periódica:
o El último nivel (órbita) indica el periodo.
o La suma de electrones del último nivel (órbita) indica la familia.
16
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o Ejemplo:


X: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6
86
o Periodo: 6
o Familia: VIIIA
o Elemento: Rn
Ley de octeto: los elementos con 8 electrones en su último nivel de energía
no forman compuestos
Nomenclatura Química Inorgánica
Compuestos

Binarios:
o Compuestos con “O” (oxígeno):

Óxidos (Metal +Oxígeno)

Anhídridos (No Metal + Oxígeno)

Peróxidos (No Metal + O2 )
o Compuestos con “H” (Hidrógeno):

Hidrácidos (Hidrógeno + No Metal)

Hidruros (Hidrógeno + Metal)
o Sales Binarias (Metal + No Metal)

Terciarios:
o Hidróxidos (Metal + Anión hidroxilo {OH})
o Oxiácidos (Hidrógeno + No Metal + Oxígeno)
o Sales Terciarias, Oxisales (Metal + No Metal + Oxígeno)
 Óxidos (Básicos)

Metal + O-2
Catión

Anión
Para nombrarlo hay que tomar en cuenta la valencia del metal, si es su
valencia mayor usamos la terminación -ico y si es menor, la terminación
-oso, según lo indica la tabla:
17
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





# Oxidación
Terminación
7
Per
-ico
5,6
-ico
4,3
-oso
1,2
Hipo
-oso
Esto es para la nomenclatura IUPAC
Para la nomenclatura STOCK se escribe: “Óxido de nombre del metal (n o
romano dependiendo de su oxidación)”
Ejemplos:
Cu2O: IUPAC: óxido cuproso. STOCK: óxido de cobre I
CuO: IUPAC: óxido cúprico. STOCK: óxido de cobre II
BaO: para ambas óxido de bario
 Anhídridos

No metal + O-2
Catión




Anión
Anfótero: elemento que se puede comportar como metal y como no metal,
pero en su mayor valencia: Cr y Mn
Para nombrarlos se utilizan las mismas reglas que para óxidos
Ejemplo:
Cl2O5: IUPAC: anhídrido clórico. STOCK: anhídrido de cloro V
 Sales Binarias

Metal + No metal
Catión





Anión
 El anión siempre termina en URO
 IUPAC: raíz del anión + URO + metal: -ico, -oso
 STOCK: raíz del anión + URO + de + nombre del metal+ (# romano)
 Tabla de sales binarias
Cl-1 = Cloruro
 Se-2 = Selenuro
 N-3 = Nitruro
 C-4 = Carburo
F-1 = Fluoruro
 Te-2 = Teluro
 As-3 = Arseniuro
-1
-2
Br = Bromuro
 S = Sulfuro
 P-3 = Fosfuro
I-1 = Yoduro
At-1 = Astaturo
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 Hidrácidos

Hidrógeno + No metal
Anión
Catión



IUPAC: ácido “raíz del metal”hídrico
No tiene nombre STOCK
Tabla de aniones
 F-1 = Fluorhídrico
 Cl-1 = Clorhídrico
 Br-1 = Bromhídrico
 I-1 = Yodhídrico
 *CN-1 = Cianhídrico
 S-2 = Sulfhídrico
 Hidruros

Metal + H-1
Catión



Anión
IUPAC: Hidruro + raíz del metal + -ico, -oso
STOCK: Hidruro + de + metal + (# romano)
Ejemplos:
o LiH: Hidruro de litio
o CoH2: IUPAC: hidruro cobaltoso STOCK: hidruro de cobalto III
 Hidróxidos

Metal + OH-1
Catión





Anión
IUPAC: Hidróxido + raíz del metal + -ico, -oso
STOCK: Hidróxido + de + metal + (# romano)
Ejemplos:
NaOH: hidróxido de sodio
Au(OH)3: IUPAC: Hidróxido áurico. STOCK: Hidróxido de oro III
 Oxiácidos

H+1 + NoM+O
Catión
Anión
19
Proyecto PropULSA: http://www.facebook.com/proyectopropulsa






 IUPAC: ácido + nombre del anión
 Tabla de aniones:
-1
NO2 = nitroso
 IO-1 = hipoyodoso
NO3-1 = nítrico
 IO3-1 = yódico
-1
ClO = hipocloroso
 IO4-1 = periódico
ClO2-1 = cloroso
 BrO-1 = hipobromoso
-1
ClO3 = clórico
 MnO4-1 =
ClO4-1 = perclórico
permangánico






CO3-2 = carbónico
SO3-2 = sulfuroso
SO4-2 = sulfúrico
CrO4-2 = crómico
Cr2O7-2 = dicrómico
MnO3-2 =
manganoso






PO3-3 = fosforoso
PO4-3 = fosfórico
BO3-3 = bórico
AsO3-3 = arsenioso
AsO4-3 = arsénico
*SiO3-3 = silícico
 Oxisales (sales terciarias)

Metal + NoM+O
Catión






Anión
 IUPAC: nombre del anión –ito, -ato + raíz del metal –oso, -ico
 STOCK: nombre del anión –ito, -ato + nombre del metal + (# romano)
 Tabla de aniones:
-1
NO2 = nitrito
 IO-1 = hipoyodito
 CO2-2 = carbonito
 PO3-3 = fosfito
NO3-1 = nítrato
 IO3-1 = yodato
 CO3-2 = carbonato
 PO4-3 = fosfato
-1
-1
-2
ClO = hipoclorito
 BrO = hipobromito  SO3 = sulfito
 BO3-3 = borato
ClO2-1 = clorito
 MnO4-1 =
 SO4-2 = sulfato
 AsO3-3 = arsenito
-1
-2
ClO3 = clorato
permanganito
 CrO4 = cromato
 AsO4-3 = arseniato
-1
-2
ClO4 = perclorato
 Cr2O7 = dicromato
 MnO3-2 = manganito
 Peróxidos

No metal + O2-2
Catión
Anión

Ejemplos:
o H2O2 = Peróxido de hidrógeno
o Na2O2 = Peróxido de sodio
o K2O2 = Peróxido de potasio

Valencias de metales:
o Cr: +2, +3, +6
o Mn: +2, +3, +4, +6, +7
o Fe: +2, +3
20
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o
o
o
o
o
o
o
o
o
o
Co: +2, +3
Ni: +2, +3
Cu: +1, +2
Zn: +2
Pd: +2, +4
Ag: +1
Cd: +2
Pt: +2, +4
Au: +1, +3
Hg: +1, +2
Aire

Es indispensable para la vida

En mezcla homogénea: nitrógeno 78%, oxígeno 21%, vapor de Agua
(0.01% a 4%), Argón 1%, CO2 0.036%

Procesos del aire:
1. Efecto Invernadero:

Atrapa el calor de la superficie.

Gases que lo provocan: CO2, N2O, CH4.

Problema: Calentamiento global.
2. Capa de Ozono:


Filtración de rayos UV.

Molécula de O3

Gases contaminantes: CFC´s.

Problema: Agotamiento capa de Ozono.
Capas de la atmósfera:
1. Tropósfera: es la capa más cercana al suelo, en ella se encuentra la
biósfera
2. Estratósfera: en ella se encuentra la capa de ozono
3. Mesósfera
4. Termósfera: es la capa más alejada de la superficie, en ella se
encuentra la ionósfera y se realizan las comunicaciones por ondas
vía satélite.
21
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Lluvia Acida

Está presente de forma normal en el medio ambiente, su pH es de 5.0 a
5.6.

Sin embargo puede llegar a reducir su pH por efecto de la acumulación de
gases contaminantes como SO2, CO2, NO2)

Reacciones involucradas en la generación de lluvia ácida:
o 2NO2 + H2O ---->HNO3 + HNO2
o SO2 + H2O ----> H2SO3
o SO2 + O2 ---->SO3
o SO3 + H2O ---> H2SO4
Enlaces Químicos: Unión o interacción de elementos para formar un compuesto.

Iónico: Enlace en el que un elemento cede totalmente sus electrones y el
otro los atrapa

Covalente
o Polar: Cuando las electronegatividades son diferentes pero no lo
suficientemente fuertes para separarlos.
o No Polar (Puro): Cuando une elementos iguales.

Metálico: Unión de metales para formar una aleación.

Coordinado: Es cuando proporciona los dos electrones para el enlace (a
diferencia del covalente donde es uno y uno)
Estequiometria

Masa Atómica (peso atómico) : Es la cantidad de materia en un átomo
expresada en unidades de masa atómica(u.m.a)

Mol: cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales
como átomos hay en 12g de carbono (n). Siempre va a ser equivalente a la
masa atómica de un elemento, molécula o compuesto
1. Ejemplos:

1molS = 32g (su masa molecular expresada en gramos)

1molH20 = 18g
22
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
1 mol de NaOH = 40g
2. Para determinar la cantidad de moles de una sustancia se usa una
relación de “regla de 3” ejemplo:
3. Determina cuántos moles hay en 115g de Ca:

1 mol Ca
40g

X
115g

R= 2.87molCa
4. Para calcular gramos se utiliza la misma fórmula

Número de Avogadro: cantidad de átomos o moléculas que conforman un
Mol. Para calcularlo se usa de la misma manera una regla de 3
1. 1 mol de x = 6.022x1023 átomos de x.

Masa Molecular (Peso Molecular): Suma de masas atómicos en una
materia
Fórmula Porcentual: es la que nos indica el porcentaje que hay de cada
elemento en un compuesto

Ejemplo: Calcular el porcentaje de Calcio, Azufre y Oxígeno de CaSO4
1. Calcular el peso molecular del compuesto
CaSO4 = 136g
2. Calcular el peso molecular de cada elemento
Ca = 40g
S = 32g
O4 = 16 x 4 = 64g
3. Hacer una relación entre la masa del compuesto y los elementos
40
Ca = 136 × 100 = 29.41%
32
S = 136 × 100 = 23.52%
64
O4 = 136 × 100 = 47.05%
23
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Fórmula Mínima (o empírica)



Es la mínima relación entre compuestos. Se obtiene a partir del porcentaje.
Sus pasos son:
1. Suponer una muestra de 100g y transformar los porcentajes a
gramos
𝑚𝑎𝑠𝑎
2. Calcular los moles de cada elemento 𝑚𝑜𝑙 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
3. Elegir el resultado del paso anterior con menor valor
4. Dividir todos los moles entre el resultado de menor valor
5. Si hay fracciones, multiplicar por un número entero (o si termina el
paso anterior en .5 o mayor)
6. Con los resultados obtenidos construir la fórmula
Ejemplo:
Calcular la fórmula mínima de C=75.45%, H=6.587%, N=8.383% y O=9.521%
Pasos 
C
1
75.45g
H
6.587g
N
8.383g
O
9.521g
Pesos moleculares de cada
elemento (obtenidos de la
tabla periódica)
2
75.45
= 6.28
𝟏𝟐
6.587
= 6.587
𝟏
8.383
= 𝟎. 𝟓𝟗𝟖
𝟏𝟒
9.521
= 𝟎. 𝟓𝟗𝟖
𝟏𝟔
4
6.28
= 10. 𝟓
𝟎. 𝟓𝟗𝟖
6.587
= 11.01
𝟎. 𝟓𝟗𝟖
0.598
=1
𝟎. 𝟓𝟗𝟖
0.598
=1
𝟎. 𝟓𝟗𝟖
Paso 3: seleccionar el valor
más pequeño (como son
iguales, se toma cualquiera)
5
10.5 x 2 = 21
11 x 2 = 22
1x2=2
1x2=2
Menor de .4 no se
toma en cuenta
Fórmula mínima = C21H22N2O2
Fórmula Molecular: (o verdadera)

1.
2.
3.
4.
Pasos:
Calcular la fórmula mínima
Calcular la masa molecular de la fórmula mínima
Dividir la masa molecular verdadera de la masa molecular de la mínima
Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima por el factor entero
Ejemplo: Calcular la fórmula molecular de la cafeína a partir de:
o
o
o
o
o
𝑔
PM (peso molecular) = 194.2 ⁄𝑚𝑜𝑙
C = 49.48%
H = 5.19%
N = 28.25%
O = 16.48%
24
Como
termina en
.5, se sigue
al paso 5
para
obtener los
coeficientes
(multiplicar
x2) si
terminase
en .4 o
menor, se
utilizan
estos
valores
como los
coeficientes
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1.C
48.48g
H
5.19g
N
28.25g
O
16.48g
48.48
= 4.123
𝟏𝟐
5.19
= 5.19
𝟏
28.25
= 2.06
𝟏𝟒
16.48
= 𝟏. 𝟎𝟑
𝟏𝟔
4.123
= 𝟒. 002
𝟏. 𝟎𝟑
5.19
= 𝟓. 038
𝟏. 𝟎𝟑
2.06
=𝟐
𝟏. 𝟎𝟑
1.03
=𝟏
𝟏. 𝟎𝟑
= C4H5N2O
2.C4H5N2O




C4 = 48
H5 = 5
+
N2 = 28
O = 16
97
3.194.2
= 𝟐. 002
97
4.



C4 x 2 = 8
H5 x 2 = 10
N2 x 2 = 4
O1 x 2 = 2
C8
H10
N4
O2
Fórmula molecular: C8H10N4O2
Gases
Gas: Estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma
ni volumen determinado, adoptando el de los recipientes que los contengan. A
estos, les influyen tres factores:

Presión: Sirve para caracterizar como se aplica una determinada fuerza
resultante sobre una superficie.

Volumen: Espacio ocupado por un cuerpo.
25
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
Temperatura: Energía interna de un sistema, es la energía asociada a los
movimientos de las partículas del sistema.
Características generales de los gases:








Mezclas homogéneas
Forma indefinida, toman la del recipiente
Moléculas muy separadas
Densidad baja
Compresibles
Volumen indefinido
Baja energía potencial y alta cinética
Moléculas tienen movimiento en “zigzag” llamado movimiento browniano
P (presión)  atm, mmHg, Pa
Leyes de los gases:

V (volumen) Litros (L)
T (temperatura) Kelvin (K)
Boyle: A mayor presión, menor volumen en temperatura constante
o P1V1 = P2V2
o Ejemplo:
o Se tienen 12 litros de un gas a 253312.5 Pa de presión ¿Cuál será el
volumen si la presión a 506.625 Pa y la temperatura no varió?
Datos
V1 = 12L
P1 = 253312.5 Pa
P2 = 506.625 Pa
V2 =?

Fórmula
P1V1 = P2V2
Despeje
𝑃1 𝑉1
𝑉2 =
𝑃2
Operación
(253312.5𝑃𝑎)(12𝐿)
𝑉2 =
506.625𝑃𝑎
Resultado
V2 = 6000L
Charles: A mayor temperatura, mayor volumen en presión constante
o
𝑽𝟏
𝑻𝟏
=
𝑽𝟐
𝑻𝟐
26
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o Ejemplo:
o Determine la temperatura alcanzada cuando el volumen de un gas
es 10.5dm³ medido a 12°C y 0.82 atm se expande a presión
constante hasta un volumen de 15.7dm³
Datos
T1 = 12°C + 273 = 285K
V1 = 10.5dm³ = 10.5L
V2 = 15.7dm³ = 15.7L
T2 =?

Fórmula
𝑉1
𝑉2
=
𝑇1
𝑇2
Despeje
𝑇1 𝑉2
𝑇2 =
𝑉1
Operación
(285𝐾)(15.7𝐿)
𝑇2 =
10.5𝐿
Resultado
T2 = 426.14K
Gay – Lussac: A mayor temperatura, mayor presión en volumen constante
o
𝑷𝟏
𝑻𝟏
=
𝑷𝟐
𝑻𝟐
o Ejemplo:
o Un neumático de automóvil se calienta de 17° a 27°C. Suponiendo
que no se dilate ¿cuál es la presión final si la inicial fue de 1.8atm?
Datos
T1 = 17°C + 273 = 290K
T2 = 27°C + 273 = 300K
P1 = 1.8atm
P2 =?

Fórmula
𝑃1
𝑃2
=
𝑇1
𝑇2
Despeje
𝑃1 𝑇2
𝑃2 =
𝑇1
Operación
(1.8𝑎𝑡𝑚)(300𝐾)
𝑃2 =
290𝐾
TPE = Temperatura y presión constantes:
o T = 0°C
o P = 1atm = 760mmHg = 101325Pa
27
Resultado
P2 = 1.86atm
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
Ley combinada de los gases:
o
𝑷𝟏 𝑽𝟏
𝑻𝟏
=
𝑷 𝟐 𝑽𝟐
𝑻𝟐
o Ejemplo:
o ¿A cuántas atmósferas de presión debe someterse un litro de gas
medido a 1atm y 20°C para comprimirlo a la mitad del volumen
cuando la temperatura es de 40°C?
Datos
T1 = 20°C + 273
= 293K
T2 = 40°C + 273
= 313K
V1 = 1L
V2 = 0.5L
P1 = 1atm
P2 =?
Fórmula
𝑃1 𝑉1
𝑃2 𝑉2
=
𝑇1
𝑇2
Despeje
𝑃2 =
Operación
𝑃1 𝑉1 𝑇2
𝑉2 𝑇1
𝑃2 =
(1𝑎𝑡𝑚)(1𝐿)(313𝐾)
(0.5𝐿)(290𝐾)
Resultado
P2 = 2.13atm
Gas Ideal

Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas con
desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí, con temperatura y
presión estándar
Ley general del estado gaseoso



PV= nRT
o P = Presión (atm)
o T = Temperatura (K)
o V = Volumen (L)
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎
o n = moles  𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
𝑎𝑡𝑚∗𝐿
o R = Constante de gases = 0.082 𝐾∗𝑚𝑜𝑙
Ejemplo:
¿Cuántos mol de oxígeno hay en 200 litros de gas medidos a 1.03 atm y
30°C?
Datos
V = 200L
P = 1.03atm
T = 30°C + 273 = 303K
𝑎𝑡𝑚∗𝐿
R = 0.082 𝐾∗𝑚𝑜𝑙
n =?
Fórmula
PV= nRT
Despeje
𝑃𝑉
𝑛=
𝑅𝑇
Operación
(1.03𝑎𝑡𝑚)(200𝐿)
𝑛=
𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝐿
(0.082
)(303𝐾)
𝐾 ∗ 𝑚𝑜𝑙
28
Resultado
n=8.29mol
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Agua
 H2O
 La unión entre sus moléculas se llama Puente de Hidrógeno
 En estado natural se encuentra en 3 estados de agregación: Sólido, Líquido
y Gas
 Densidades:
𝑔
o Hielo  ρ=0.9𝑚𝑙
𝑔
o Agua líquida  ρ=1𝑚𝑙
𝑔
o Vapor  ρ=1𝑚𝑙
Disoluciones


Mezcla homogénea que está compuesta por un soluto y un disolvente (fase
dispersora)
Concentración: cantidad de soluto que hay en un disolvente
% en masa:

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
% masa = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 × 𝟏𝟎𝟎
Masa de la disolución


Ejemplo:
Calcula el % masa de 15g NaCl en 350g H2O
15
o %NaCl = 15+350 × 100 = 𝟒. 𝟏𝟎%𝑵𝒂𝑪𝒍
Despejes:
%𝒎𝒂𝒔𝒂

gsoluto = gsolución ×


Ejemplo:
Calcula los gramos de soluto para preparas 350g de solución de sulfato de
potasio al 15%
𝟏𝟎𝟎
15
o 350 × 100 = 𝟓𝟐. 𝟓𝒈
𝒈𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 ×𝟏𝟎𝟎

gsolvente =


Ejemplo:
Calcule los gramos de agua que deben añadirse a 16g de azúcar
[C12H22O11] para preparar una solución de azúcar al 20%
o
%𝒎𝒂𝒔𝒂
16 ×100
20
− 𝒈𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
− 16 = 𝟔𝟒𝒈
29
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%𝒎𝒂𝒔𝒂

gsolución = gsoluto ×


Ejemplo:
Calcula la cantidad de gramos de solución que se necesitan para tener
68.3g de cloruro de sodio a partir de una solución acuosa de cloruro de
sodio al 15&
o 68.3 ×
15%
100
𝟏𝟎𝟎
= 𝟒𝟓𝟓. 𝟑𝟑𝒈
Molaridad

Es la medida de concentración de una solución en
𝒎𝒐𝒍
𝑚𝑜𝑙
𝐿

M=


Ejemplo:
Calcula la molaridad de 27g de bromuro de sodio en 860mL de disolución
o 1 molNaBr -------- 103g
= 0.26molNaBr 0.26𝑚𝑜𝑙
o
X
------- 27g
= 𝟎. 𝟑𝟎𝑴
𝑳
0.85𝐿
Solución STOCK (patrón)




Datos
M1 = 15.4M
M2 = 6M
V2 = 1L
V1=?
Se usan en laboratorio
M1V1 = M2V2
Ejemplo:
Calcula el número de mililitros de una solución patrón de 15.4m de ácido
nítrico que se necesita para preparar 1L de una solución de 6m de ácido
nítrico
Fórmula
M1V1 = M2V2
Despeje
𝑀2 𝑉2
𝑉1 =
𝑀1
Operación
(6𝑀)(1𝐿)
𝑉1 =
= 0.38𝐿
(15.4𝑀)
30
Resultado
V1=380mL
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Partes por Millón (ppm)

Se utiliza para determinar trazas de contaminantes en el agua

ppm = 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏


Ejemplo:
Calcula las partes por millón de un soluto en 128mg de iones Na+ en 550mL
de una muestra de agua
𝒎𝒈 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
o
128𝑚𝑔
0.55𝑘𝑔
= 𝟐𝟑𝟐. 𝟕𝟐𝒑𝒑𝒎
Normalidad

Medida de concentración usada sobre todo en ácidos e hidróxidos
 N=


𝒈∗𝒏𝟎
𝑳∗𝑷𝑴
o g = gramos de soluto
o n0 = en ácido es # de hidrógenos y en base es # de OH’s
o L= volumen en litros
o PM = peso molecular
Ejemplo:
Calcula la normalidad de 65.5g de ácido fosfórico de 250mL de disolución
Datos
g = 65.5
L = 0.25
H3PO4
H= 1x3 = 3
P
=
31
O = 16 x 4 = 64
98
0
n =3
PM = 98
Ácidos y Bases







Fórmula
N=
Operación
𝑔∗𝑛0
𝑁=
𝐿∗𝑃𝑀
Ácidos
Son corrosivos
Tienen como catión H
Neutralizan a las bases
Sabor agrio
Reaccionan con los metales
Sirven para fertilizantes, baterías
Cambia el tornasol a rojo







31
(65.5𝑔)(3)
(0.25𝐿)(98)
Resultado
N=8.02
Bases
Solo las fuertes son corrosivos
Tienen como anión OH
Neutralizan a los ácidos
Sabor amargo
No reaccionan con metales
Desengrasantes y jabones
Cambian el tornasol a azul
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
Indicadores: sustancia capaz de cambiar de color al estar en contacto con
ácidos o bases; hay artificiales y naturales
Teorías Ácido – Base
Ácido
Base
Arrhenius
Sustancia que en
solución acuosa
libera protones
(H+)
Sustancia que en
solución acuosa
libera OH-
Lewis
Sustancia que
acepta un par de
electrones (e-)
Bronted - Lowry
Donador de
protones (H+)
Sustancia que
dona un par de
electrones (e-)
Receptor de
protones (H+)
Escala de pH





Potencial de Hidrógenos
Cantidad de H y OH
Concentración de Hidrógenos alta = ácido
Concentración de OH’s alta = base
La concentración se mide en molaridad



pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14
o M = 10-pH
Ejemplos:
La concentración de iones H+ en una botella de vino fue de 3.2x10-4M
inmediatamente después de haberla destapado. Solo se consumió la mitad del
vino. La otra mitad, después de haberla expuesto al aire durante un mes tiene una
concentración de iones H+ de 1x10-3M. Calcula el pH del vino en estas 2
ocasiones.
1. –log[3.2x10-4] = 3.49pH
2. –log[1x10-3] = 3pH
32
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¿Qué pOH tendrá una solución de 500 ml que se preparó con 15mL de HCL la
cual posee una densidad de 1.12 𝑔⁄𝑐𝑚³ ?
Datos
Vsolución = 500ml = 0.5L
V = 15ml de HCl
HCl
H
=
1
Cl
=
35
36
PM = 36
ρ = 1.12 𝑔⁄𝑐𝑚³ = 𝑔⁄𝑚𝑙
Fórmulas
Operación
1
ml  1.12g = 16.8g
g=
15 ml “X”
16.8𝑔
= 𝟎. 𝟒𝟔𝒎𝒐𝒍
36𝑃𝑀
pH = -log[H+]
pH + pOH = 14
14 – pH = pOH
M=
Resultado
pOH=13.97
0.46𝑚𝑜𝑙
= 𝟎. 𝟗𝟑𝑴
0.5𝐿
pH = -log[0.93] = 0.03
14 – 0.03 = 13.97
𝑚𝑜𝑙
𝐿
𝑔
mol = 𝑃𝑀
¿Qué molaridad posee el jugo de naranja si posee un pH de 3.33?
Datos
pH = 3.33
M =?
Fórmula
pH = -log[H+]
Despeje
M = 10-pH
Operación
M = 10-3.33
Resultado
M = 4.67x10-4
Enlaces



Se forman cuando 2 o más átomos se unen al ceder, recibir o compartir sus
electrones de valencia
Iónico:
o Metal + No metal
o El metal cede eo En solución acuosa conducen electricidad
o Alto punto de fusión
o Estructuras cristalinas
Covalente:
o No metal + No metal
o Comparten eo No conducen electricidad en solución acuosa
o Punto de fusión bajo
o Compuestos orgánicos
 No polar: sin electronegatividad, mismo elemento:
 Sencillo: H2  H – H
 Doble: O2  O = O
 Triple: N2  N N
33
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

Polar: electronegatividad, diferentes elementos
 Sencillo: H2O  H – O – H
 Doble: CO2  O = C = O
Metálico:
o Entre metales iguales (mismo elemento)
o No forman compuestos
o Los electrones saltan de metal en metal
o Al movimiento se le conoce como “mar de electrones”
REACCIONES QUÍMICAS



Reacción química: proceso por el cuál 2 o más sustancias rompen sus
enlaces de forma natural o provocada para formar nuevas sustancias
Ecuación química: representación gráfica de una reacción
reactivo + reactivo  producto + producto
Clasificación de reacciones






Síntesis: 2 elementos o compuestos forman uno
o Ejemplo: 4Na + O2  2Na2O
o Ejemplo: CaO + H2O  Ca(OH)2
Descomposición: un compuesto se separa en catión y anión
o Ejemplo: 2MnCl3  2Mn + 3Cl2
Sustitución simple: cuando un elemento reacciona con otro, catión sustituye
a catión o anión sustituye a anión
o Ejemplo: Li + AgNO3  LiNO3 + Ag
o Ejemplo: Cl2 + 2HI  2HCl + I2
Doble sustitución: intercambio de cationes en 2 compuestos
o Ejemplo: K2SO4 + Na2CO3  K2CO3 + Na2SO4
Neutralización: estas reacciones se dan entre una base y un ácido para
producir sal y agua
o Ejemplo: HNO3 + Ca(OH)2  Ca(NO3)2 +H2O
Combustión: Entre un combustible alcano (orgánico) más oxígeno (O2)
(comburente), el resultado es dióxido de carbono y agua (se requiere una
chispa)
o Ejemplo: CH4 + O2  CO2 + 2H2O
Reglas para el balanceo por Tanteo
1. Se cuentan el número de elementos y de átomos de cada compuesto de
cada lado de la reacción
34
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


2. Si el número coincide, la reacción ya está balanceada
3. Si el número no coincide, se agrega un coeficiente numérico al lado de
cada compuesto que lo necesita hasta llegar a un equilibrio
4. El coeficiente siempre multiplica al subíndice
Ejemplo:
Balancear: HBrO3 + HNO2 HNO3 + Br2 + H2O
Ecuación balanceada: 2HBrO3 + 5HNO2 5HNO3 + Br2 + H2O
REACCIÓN REDOX Y DATOS RELACIONADOS

Reacción REDOX
o Un elemento pierde electrones y otro gana
Reducción, gana e-
Oxidación, pierde e-


o Pasos para balancear:
1. Sacar el número de oxidación de cada elemento en cada
compuesto de ambos lados de la reacción
2. Establecer elemento reducido (agente oxidante) y elemento
oxidado (agente reductor)
3. Una vez establecida la semi-reacción se balancea la reacción
general multiplicando cruzado
Relación mol – mol
o Proporcionan los moles que se obtienen de una sustancia a partir de
los moles de otra según la ecuación química
o Pasos:
 Establecer una relación molar
Relación masa – masa
o A partir de la masa de una sustancia se calcula la masa de un
reactivo o producto de una reacción química
o Pasos
1. Balancear la reacción
2. Pasar de gramos a moles
3. Establecer una relación molar entre el dato y la incógnita
4. Pasar el resultado final de moles a gramos
35
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
Reactivo limitante (RL) y Reactivo en exceso (RE)
o RL: el que se agota primero
o RE: es el reactivo que sobra
o Pasos:
 Balancear la reacción
 Pasar los gramos a moles
 Establecer una relación molar
EJEMPLO UNIFICADOR
Balancea la siguiente reacción por REDOX y contesta con los siguientes datos:
HNO3 + HI  NO + I2 + H2O
N = 14 g/mol O = 16 g/mol H = 127g/mol I = 127 g/mol
I.
Balancear por REDOX
1. Sacar el número de oxidación de cada elemento en cada compuesto
de ambos lados de la reacción
H+1N+5O3-2 + H+1I-1  N+2O-2 + I20 + H2+1O-2
2. Establecer elemento reducido (agente oxidante) y elemento oxidado
(agente reductor)
I-1__-1e-__I0
N+5__+3e-_N+2
Elemento oxidado: I
Agente reductor: HI
Elemento reducido: N Agente oxidante: HNO3
3. Una vez establecida la semi-reacción se balancea la reacción
general multiplicando cruzado
(Se multiplica 1 x los compuestos con N y 3 x los compuestos con I;
pero como en este caso se multiplica lo doble (2 x N y 6 x I) para que
quede correctamente balanceada)
Reactivos:
2HNO3 + 6HI  2NO + 3I2 + 4H2O
Productos:
I–6
I–6
N–2
N–2
H–8
H–8
O-2
36
O-2
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II.
Si tengo 8.7 moles de HI ¿Cuántos moles de I2 se producen?
1. Relación mol – mol
2. Establecer relación molar
8.7 𝐻𝐼 ×
3𝐼2
= 𝟒 . 𝟑𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑰𝟐
6𝐻𝐼
Los coeficientes de I2 y HI provienen de la ecuación previamente
balanceada
III.
Si tengo 650g de HI ¿Cuántos gramos de I2 se producen?
1. Relación masa – masa
2. Pasar de gramos a moles



H–1
I – 127
128
1 mol HI ------ 128g
“X”
------- 250g
5.07mol HI
mol
3. Establecer una relación molar entre el dato y la incógnita
5.07 𝐻𝐼 ×
3𝐼2
= 𝟐. 𝟓𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
6𝐻𝐼
4. Pasar el resultado final de moles a gramos

I2 – 127 x 2 = 254
1 mol I2 ------ 254g
2.53 mol I2 – “X”
IV.




642.62g de I2
Si tengo 800g de cada reactivo, ¿Cuál es el reactivo limitante y el reactivo
en exceso para el I2?
1. RL y RE
2. Pasar los gramos a moles de cada reactivo
N
–
14

1 mol HNO3 --- 63g
H
–
1
12.69mol HNO3 
O3 – 16 x 3 = 48
“X”
------- 800g mol

63
H – 1 1 mol HI --- 128g
I – 127
128 “X” ---- 800g
6.25mol HI
3. Establecer una relación molar con cada reactivo
12.69 𝐻𝑁𝑂3 ×
3𝐼2
= 𝟏𝟗. 𝟎𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
2𝐻𝑁𝑂3
6.25 𝐻𝐼 ×
37
3𝐼2
= 𝟑. 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
6𝐻𝐼
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4. Pasar los resultados finales a gramos

I2 – 127 x 2 = 254

1 mol I2 ------ 254g
1 mol I2 ------ 254g
19.03 mol I2 – “X”
I2 – 127 x 2 = 254
4833.62g de I2
Reactivo en exceso: HNO3
3.12 mol I2 – “X”
792.48g de I2
Reactivo limitante: HI
QUÍMICA ORGÁNICA





Compuestos con enlaces de carbono en su molécula
Los compuestos orgánicos se dividen en 2:
o Hidrocarburos
 Alifáticos
 Aromáticos
o Grupos funcionales
Tipos de fórmulas:
o Condensada: CH4, C4H10
o Semi-desarrollada: CH3 – CH2 – CH3
Alcanos:
o Enlace sencillo entre carbonos
o Terminación “ano”
o Fórmula general: CnH2n+2 n = número de carbonos
# de carbonos
Nombre
1
Metano
2
Etano
3
Propano
4
Butano
5
Pentano
6
Hexano
o Después del 5 tienen prefijo numeral
Ramificaciones
o Metil
o Etil
38
Taquigrafía
No tiene
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o Isopropil
o Isobutil
o Secbutil
o Terbutil

Si tienen cadena cerrada se llaman ciclos
o Ejemplo: ciclopropano:

Alquenos
o Tienen 1 o más dobles enlaces en su cadena principal
o Terminación “eno”

# de carbonos
Nombre
2
Eteno
3
Propeno
Taquigrafía
Alquinos
o Tienen 1 o más triples enlaces en su cadena principal
o Terminación “ino”

# de carbonos
Nombre
2
Etino
3
Propino
Taquigrafía
Pasos para nombrar compuestos:
o Escoger la cadena más larga y continua
o Todo lo que queda afuera de la cadena principal es un radical
o Identificar con número de cadena y nombre al radical (En el carbono
más pequeño en orden de importancia: grupo funcional, triple enlace,
doble enlace, ramificación)
39
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
o Nombrar primero los radicales anteponiendo el número de carbono
donde se encuentra, al final se pone el nombre de la cadena
principal
o Entre números se pone coma, entre número y letra guion
Grupos Funcionales
o Alcohol

Son los compuestos orgánicos que contienen un grupo
hidroxilo (-OH)

terminación “ol”.

Con el metanol se adulteran las bebidas
OH
o Éter
O
o Aldehídos

Contiene el grupo funcional carbonilo C=O

Terminación “al/dial”

Ejemplo: Hexanal
O
o Cetonas

Contiene el grupo funcional carbonilo C=O

Terminación “ona” no está en los extremos.

Ejemplo: Hex – 3 – ona
O
C
o Ácidos carboxílicos

Contiene El grupo funcional carboxilo –COOH que es la
combinación del grupo carbonilo e hidroxilo.

Terminación “oico”
O
OH
40
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o Éster
O
O
o Aminas

Son compuestos que contienen NH2, NH o N
o Halógenos

Son hidrocarburos que contienen en su estructura algún
elemento de la familia VIIA: F, Cl, Br, I
o Aromáticos
o El principal ejemplo de los compuestos aromáticos es el benceno, sin
embargo existen muchas moléculas aromáticas.

Benceno:
CH3

Tolueno:
OH


Fenol:
NH2
2
Anilina:
F, Cl, Br, I

Halurobenceno:

41
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Laboratorio






Accidente en los ojos:
 Ácido bórico al 1% contra álcalis (base)
 Bicarbonato de sodio al 1% contra ácidos
Accidente en la piel:
 Bicarbonato de sodio al 1% contra ácidos
 Ácido ascético al 1% contra álcalis (base)
Llave azul: agua
Lave amarilla: gas
El volumen de un cuerpo irregular se determina por diferencia de volúmenes
Material de laboratorio:
Medición
Termómetro
Balanza Granataria
Probetas
Pipetas
Bureta
Matraz aforado o Volumétrico
Contención
Placa de microescala
Matraz Erlenmeyer
Vasos de precipitados
Tubos de ensaye
Cápsula de porcelana
Pisetas
Vidrio de Reloj
Frascos reactivos
Soporte
Pinzas
Embudos
Gradillas
Triángulo de porcelana
Tela de alambre con asbesto
Tripie
Soporte universal
Auxiliar
Cucharilla de combustión
Cuba hidroneumática
Mechero de bunsen
Lámpara de alcohol
Espátula
Asas de siembra
42
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






Propipeta
Parrilla eléctrica con agitación
Mortero con pistilo
Los compuestos como el ZnI2 se separan por electrólisis
La carga del ánodo es positiva
La carga del cátodo es negativa
Transformación de energía:
El calor de combustión es una propiedad intensiva
Eléctrica
Calorífica
Potencial
Cinética
Mecánica









Colores a la flama:
Na Sodio
Amarillo
Ca Calcio
Naranja
K Potasio
Lila
Litio
Rojo
Estroncio
Rojo
Bario
Amarillo
Cu Cobre
Verde esmeralda
Fe Hierro
Amarillo
La huella digital de un átomo es su espectro de emisión
La reacción fotoquímica es la que necesita luz para llevarse a cabo
Para identificar CO2 se utiliza Ca(OH)2
Para identificar O2 se le acerca un cerillo y debe avivar la flama
Para identificar H2 se acerca un cerillo y debe causar una pequeña explosión
Óxido + agua = hidróxido
Anhídrido + agua = oxiácido
Fenolftaleína: se usa para bases (álcalis) de pH mayor a 7.1 dando un color
rosa mexicano, no tiene color en pH neutro (7)
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
























Anaranjado de Metilo: se usa para ácidos de pH menor a 6.9, dando un color
de rosa pálido y en pH neutro (7) es amarillo
La escala de pH es de 1 a 14
Enlace Iónico: propio de una sustancia soluble en agua, conductora de
electricidad en solución y con alto punto de fusión
Enlace Covalente: propio de una sustancia insoluble en agua, no conductora
de electricidad en solución y con bajo punto de fusión
El formol se utiliza como conservador en el gel.
El CaCl2 se usa para obtener el factor de dureza y en pruebas de
delicuescencia
En la prueba de hidratación se usó CoCl2
El sulfato de cobre (CuSO4) reacciona con el Zinc (Zn) cuando se agregó agua
(H2O)
Al maíz palomero se le midió la humedad
El ion calcio Ca2+ se identifica con oxalato de amonio (C2O4NH4)
El ion magnesio Mg2+ se identifica con hidróxido de sodio (NaOH)
El ion cloruro Cl1- se identifica con nitrato de plata (AgNO3)
El ion sulfato SO42- se identifica con cloruro de bario (BaCl2)
Identificador natural: col morada
Para separar HgO se usa la aplicación de calor
Para cubrir metales se utiliza el electrorecubrimiento
El alcohol se identifica con K2Cr2O7
El ácido carboxílico se identifica con NaHCO3
Las Cetonas se identifican con 2,4-dinitrofenilhidrazina
Los aldehídos se identifican con Reactivo de Fehling
Un éster se identifica con NaHCO3
Los azúcares se identifican con la reacción de Molish – Urduansnky
El almidón (carbohidrato) se identifica con Yodo
Los péptidos (proteínas) se identifican con Prueba de Biuret
Las grasas o aceites (lípidos) se identifican con la prueba Sudan III
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Tabla periódica
IA
FAMILIAS
IIA
IIIA IVA
VA
VIA
VIIA VIIIA
1
H
2
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
3
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
4
K
Se
Br
Kr
5
Rb Sr
Pd Ag
Cd In
Sn
Sb Te
I
Xe
6
Cs Ba
Pt
Hg Tl
Pb
Bi
At
Rn
7
He
Ca
Fr
Cr
Mn Fe
Co Ni
Cu Zn
Au
Ga Ge As
Po
Ra
PERIODOS
Recuerda que esto NO garantiza tu calificación en el examen, no pretende ser una
guía, sino un recurso de apoyo para que domines los contenidos de la materia)
¡Indivisa Manent!
Encuentra todos los breviarios académicos en:
http://www.facebook.com/proyectopropulsa
Trabajo realizado en cooperación con el CUE Representación Preparatoria
Por: Jesús David Carrillo Santamaría
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