Compuestos Químicos. Capítulo 3 Sec Rosamil Rey, PhD CHEM 2115

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1 Compuestos Químicos Capítulo 3 Sec Rosamil Rey, PhD CHEM 2115

2 Tipos de enlaces Enlaces covalentes comparten electrones entre átomos y forman compuestos moleculares. Estos compuestos son representados por fórmula química. Enlaces iónicos transferencia de electrones y forman compuestos iónicos.

3 Compuestos moleculares e iónicos

4 Compuestos moleculares Arreglo de dos o más átomos de diferentes elementos que se mantienen unidos al compartir al menos un par de electrones. En su mayoría están formados por átomos no-metálicos. fórmulas moleculares: dan el número exacto de átomos de cada uno de los diferentes elementos que componen la molécula. H 2 O, C 2 H 4, C 2 H 6 O fórmula estructural: demuestra como los átomos están enlazados. Agua

5 Compuestos moleculares fórmula empírica: indica el tipo de átomos que componen la molécula y el número relativo entre ellos. Los subscritos siempre son la menor razón de números enteros. CH 2 es la fórmula empírica de C 2 H 4 y de C 3 H 6 CH 2 O es la fórmula empírica para C 6 H 12 O 6 y C 2 H 4 O 2

6 Compuestos iónicos Se forman a partir de iones (cationes y aniones) con fuerzas de atracción electrostáticas. Los átomos de elementos metálicos tienden a perder electrones y los no-metálicos a ganarlos. Muchos átomos tienden a perder o ganar electrones de tal forma que terminan con igual número de electrones que el gas noble que le queda más cercano en número atómico.

7 Compuestos iónicos Debido a que cargas opuestas se atraen, los cationes (Na + ) y aniones (Cl - ) se mantienen unidos formando un compuesto iónico. Generalmente están formados por metales y no-metales. Al formarse se mantiene electroneutralidad. Na + y Cl - : NaCl Ca 2+ y CO 3 2- : CaCO 3 Si la magnitud de la carga de los iones es diferente, la carga de un ión (sin el signo) será el subscrito del otro ión. K + y S 2- : K 2 S

8 Balanceo de cargas Ca 2+ Cl - Ca Cl2 Ca 2+ O 2- Ca2 O2

9 Balanceo de cargas Al 3+ CO3 2- Al2(CO3)3

10 Ejercicio de balanceo de cargas Iones y cationes Fórmula 1. Ni 2+ y Cl - 2. Ca 2+ y SO Li + y CO Na + y SO K + y CrO Be +2 y I - 7. Ba +2 y BO Na + y CO Al +3 y PO 3-4

11 Formación de compuesto iónico, NaCl

12 Iones comunes

13 Iones monoatómico y poliatómico Iones monoatómicos un solo átomo K + Mg 2+ S 2- F - Iones poliatómicos contienen más de un átomo NO 3 - SO 4 2- NH 4 +

14 Estado de oxidación Estado de oxidación relaciona el número de electrons que un átomo pierde, gana o comparte con otros compuestos. Número del estado de oxidación indican la cantidad de electrones que ha ganado o perdido un átomo respecto a la cantidad de electrones que tendría en estado elemental.

15 Reglas de número de estado de oxidación 1. Es 0 para todo átomo en estado elemental: Fe, Se, Ba 2. Es igual a la carga para un ión monoatómico: Na +, Cl -, Cu La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un compuesto es 0. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ión poliatómico es la carga del ión. NO 3-, NH 4+, KCl 4. Es +1 para los elementos del grupo 1A y +2 para los del grupo 2A en compuestos iónicos. KBr, Ca(NO 3 ) 2

16 Reglas de número de estado de oxidación 5. El número de estado de oxidación para Fluor es -1 HF, CuF 2 7. El número de estado de oxidación para Oxígeno es -2 Al 2 O 3, H 2 O 6. El número de estado de oxidación para Hidrógeno es +1 H 2 O, CH 4 8. El número de estado de oxidación para Cl, Br, I es -1, para S, Se es -2 y para N, P es -3.

17 Determinar el número de estado de oxidación Be KI C 2 H 6 NO 3 - H 2 O 2 MnO 4 - Cr 2 O 7 2-

18 Iones monoatómicos H + Li + Na + K + Ión de hidrógeno Ión de litio Ión de sodio Ión de potasio Mg 2+ Ión de magnesio Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+ Al 3+ Ión de calcio Ión de estroncio Ión de bario Ión de aluminio Sn 2+ Pb 2+ N 3- O 2- Ga 3+ S 2- H - F - Cl - Br - I - Ión de estaño Ión de plomo Nitruro Oxido Ión de galio Sulfuro Hidruro Floruro Cloruro Bromuro Yoduro

19 Iones de elementos que pueden tener más de una carga Ión Co 2+ Cr 3+ Cu + Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ Mn 2+ Ni 2+ Nombre Ión de cobalto (II), cobaltoso Ión de cromo (III), crómico Ión de cobre (I), cuproso Ión de cobre (II), cúprico Ión de hierro (II), ferroso Ión de hierro (III), férrico Ión de manganeso (II), manganoso Ión de níquel (II), niqueloso

20 Iones poliatómicos comunes Ión CH 3 CO 2- o C 2 H 3 O - 2 ClO - ClO - 2 ClO - 3 ClO - 4 CN - CO 2-3 CrO 2-4 Cr 2 O 2-7 HCO - 3 MnO - 4 NH + 4 NO - 2 NO - 3 O 2-2 OH - PO 3-3 PO 3-4 SO 2-3 SO 2-4 Nombre Acetato Hipoclorito clorito clorato perclorato cianuro carbonato cromato dicromato Bicarbonato, carbonato hidrogeno permanganato amonio nitrito nitrato peróxido hidróxido fosfito fosfato sulfito sulfato

21 Ejemplo de oxoanion Ión ClO - ClO - 2 ClO - 3 ClO - 4 Nombre Hipoclorito clorito clorato perclorato

22 Ejercicio Nombrar los siguientes compuestos a. Fe2O3 b. CuCl c. PbO d. HgCl2 e. FeS f. Mn2O3 g. CuBr

23 Ejemplos de sales ácidas Fórmula KHSO 4 LiHSO 3 Na 2 HPO 4 NaH 2 PO 4 Nombre Sulfato hidrógeno de potasio, bisulfato de potasio Sulfito hidrógeno de litio, bisulfito de litio Fosfato hidrógen de sodio, bifosfato de sodio Fosfato dihidrógeno de sodio

24 Ejemplos de compuestos moleculares Fórmula CCl 4 OF 2 P 2 O 5 SO 3 Nombre Tetracloruro de carbono Difloruro de oxigeno Pentoxido de difosforo Trioxido de azufre

25 Ejercicios Fórmula CO CCl 4 SO 2 N 2 O 4 N 2 O PCl 3 SF 6 Nombre

26 Ejercicios - Identificar si el compuesto es iónico o molecular Fórmula H 2 S KCl NO 2 PF 3 NaNO 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 Iónico o molecular

27 Masa molar y el mole (mol) mol: cantidad de materia que contiene tantos objetos como el número de átomos en 12 g de 12C. 1 mol = x unidades (número de Avogadros) masa molar: masa en gramos de 1 mol de sustancia (g/mol). Es numéricamente igual a la masa fórmula de la sustancia.

28 Ejercicios Calcule la masa molar de KBr. Calcule la masa molar de C 2 H 6 O Calcule la masa molar de Al 2 (SO 4 ) 3

29 Ejercicios Calcule la masa en gramos de una molécula de C 2 H 6 O (46.0 g/mol). Determine los moles de KNO 3 (101.1 g/mol) en g de este compuesto. Calcule el número de átomos de H en g de H 2 S (34.0 g/mol).

30 Ejercicios Calcule los moles de S y átomos de azufre presentes que hay en una muestra que contiene 4.07g de S. Calcule la masa de 2.35x10 24 átomos de Cu. Potasio-40 es uno de los pocos isótopos que le ocurre radioactividad de forma natural con bajo número atómico. El porciento de abundancia natural de este isótopo radioactive es 0.012%. Calcule los átomos de 40 K que hay presentes en 225mL de leche que tiene una densidad de 1.65mg/mL de K.

31 Ejercicios Cuántas moléculas de C 2 H 6 S hay en 1.0 L de muestra, si la densidad del líquido es 0.84g/mL? Cuántos gramos de MgCl 2 se necesitan para obtener 5.0x10 23 iones de Cl -?

32 Ejercicios Cuántos moles de átomos de F hay en 75.0mL de muestra de halotano (C 2 HBrClF 3 ) y la densidad es g/ml? Cuántos iones de nitrato (NO 3- ) y cuántos átomos de oxígeno hay presentes en 1.00 g de nitrato de magnesio (Mg(NO 3 ) 2 )?

33 Porciento de composición por masa % masa = (Número de átomos del elemento)(masa molar del elemento) (masa molar del compuesto) x100

34 Ejercicios Calcule el porcentaje por masa de S (32.0 g/mol) en H 2 S (34.0 g/mol). Determine el porciento de composición de C, H, Br, Cl y F del siguiente compuesto: C 2 HBrClF 3. Calcule los gramos de carbono en 14.8 g de un compuesto que es 76.6 % por masa en este elemento.

35 Pasos para determinar la fórmula empírica Escoja un tamaño arbitrario de muestra (100g). Trate los porcentajes de los elementos como masas (g) y conviértalos a moles. Escriba la fórmula empírica tentativa del compuesto. Calcule la razón relativa y convierta los subscritos de la fórmula a números enteros pequeños para obtener la fórmula empírica. Multiplique todos los subscritos de la fórmula empírica por la razón de la masa de la fórmula molecular y la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular del compuesto.

36 Ejercicios 1. La aspirina contiene 60.0 % de C, 4.48 % de H y 35.5 % de O. Cuál es su fórmula empírica? 2. Determine la fórmula molecular de un compuesto con peso molecular de 28.0 g/mol y fórmula empírica CH 2.

37 Ejercicio La composición de un repelente de insectos es 62.58% C, 9.63% H, y 27.79% O. Determine la fórmula empírica si se determinó experimentalmente que la masa molar de la fórmula molecular es 230 g/mol.

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