Nomenclatura química inorgánica y concepto de mol

breve presentación sobre nomenclatura inorgánica y concepto de mol

1. QUÍMICA II BLOQUE 1: APLICAS LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS DE TU ENTORNO

2. NOMENCLATURA QUÍMICA L as reglas y regulaciones que rigen la designación (la identificación o el nombre) de las sustancias químicas . Compuestos orgánicos e inorgánicos. Número (estado) de oxidación, función química y sistemas nomenclatura

3. NOMENCLATURA QUÍMICA El número de oxidación se asigna de acuerdo a las siguientes reglas: El número de oxidación de un elemento libre (Zn, H 2 , N 2 ) es cero. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto en los hidruros metálicos donde es -1. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos que es -1. Con el flúor actúa con número de oxidación +2.

4. NOMENCLATURA QUÍMICA El número de oxidación de un ión es igual a su carga. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a cero. Los elementos del grupo I siempre tienen número de oxidación +1 y los del grupo II tienen +2.

5. NOMENCLATURA QUÍMICA F unción química: Grupo de sustancias que poseen características químicas similares ya sea de composición, reacción o estructura ( ó xidos, hidróxidos, ácidos y sales).

6. NOMENCLATURA QUÍMICA Sistemas de nomenclatura: stock, sistemática y tradicional. Stock Función química + Elemento (E. de oxidación, en número romano) Ejemplos: Na 2 O Fe 2 O 3 Cl 2 O 5

7. NOMENCLATURA QUÍMICA Sistemática o IUPAC Prefijo Función química + Prefijo Elemento Ejemplos: Na 2 O Fe 2 O 3 CuO

8. NOMENCLATURA QUÍMICA Tradicional Función química + Prefijo Elemento + Sufijo Ejemplos: Na 2 O Fe 2 O 3 Cl 2 O 5

9. Compuestos binarios: Están constituidos por 2 elementos unidos entre sí. Primero se anota el símbolo del menos electronegativo y después el del más electronegativo, con sus números de oxidación Se cita la raíz del ión negativo con la terminación –uro (excepto en los óxidos) Compuestos binarios Óxidos metálicos Óxidos no metálicos Sales binarias Hidruros No metálicos de carácter no ácido No metálicos de carácter ácido M etálicos

10. Compuestos ternarios o poliatómicos: Están constituidos por 3 o más átomos y pueden estar combinados uno o mas iones positivos con un ión poliatómico. El ión poliátomico le da el nombre al compuesto, utiliza los prefijos hip- y per- además de los sufijos –ito y – a to dependiendo de la cantidad de oxígeno Compuestos ternarios Oxácidos Oxisales Hidróxidos

11. Oxácidos Son compuestos químicos que provienen de la combinación de un óxido ácido (anhídridos) con el agua, por lo que están formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal (Stock y tradicional) Oxisal Son compuestos resultantes de la sustitución del hidrógeno de los oxácidos por metales (Stock) Hidróxidos Son compuestos ternarios que provienen de la combinación de un ión hidróxido (OH-)con cationes metálicos (Stock)

12. Balanceo(ajuste) de ecuaciones químicas Principio de conservación de la materia: La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma Reacción química: E s un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

13. Principio de conservación de la materia: La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma Reacción química: E s un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

14. Desempeños al concluir el bloque: APLICA EL CONCEPTO DE MOL AL INTERPRETAR REACCIONES QUE SE REALIZAN EN DIFERENTES ÁMBITOS DE SU VIDA COTIDIANA Y EN LA INDUSTRIA. REALIZA CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LOS QUE APLICA LAS LEYES PONDERALES. ARGUMENTA LA IMPORTANCIA DE LOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN PROCESOS QUE TIENEN REPERCUSIONES ECONÓMICAS Y ECOLÓGICAS EN SU ENTORNO.

15. Objetos de aprendizaje 1. Mol 2. Las leyes ponderales (Ley de Lavoisier, Ley de Proust, Ley de Dalton y Ley de Richter- Wenzel ) 3. Implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos

16. Reacciones Químicas

17. Tipos de Reacciones Químicas Reacciones de Síntesis Reacciones de descomposición Reacciones de sustitución Reacciones de doble sustitución

18. Reacciones de Síntesis X + Y ↔ XY Las reacciones de síntesis son aquellas que implican la combinación directa de dos o mas reactivos

19. Reacciones de descomposición AB ↔ A + B Las reacciones de descomposición son aquellas en que un reactivo se transforma en dos o mas productos

20. Reacciones de sustitución E + FG ↔ F + EG Una reacción de sustitución es aquella donde un átomo o grupo en un compuesto químico es sustituido por otro átomo o grupo

21. Reacciones de sustitución doble o metátesis P Q + R S ↔ PS + RQ Son reacciones en que los iones positivos de una molécula se intercambian entre si

22. Fe (s) + O 2(g) → Fe 2 O 3(s) HgO (s) → Hg ( ac ) + O 2(g) Al (s) + HCl ( ac ) → AlCl 3(s) + H 2(g)

23. Sustancias Puras Tienen una composición constante y propiedades físicas y químicas únicas . Elemento Sustancia pura compuesta por moléculas del mismo átomo Compuesto Sustancia pura compuesta por moléculas de distintos átomos Clasificación de la Materia

24. Mezclas Combinación de dos o más sustancias puras Sus propiedades pueden variar de acuerdo a la cantidad de cada sustancia . Homogéneas : composición uniforme Heterogéneas : composición no uniforme Clasificación de la Materia

25. La fórmula de un compuesto está hecha de los símbolos de cada elemento en ese compuesto . Cada símbolo representa un átomo del elemento . Si más de un átomo está representado , se utiliza un subíndice después del símbolo . FORMULAS DE COMPUESTOS

26. Descripción de las relaciones cuantitativas de los componentes de los compuestos y de los reactivos y productos en un ecuación química balanceada ESTEQUIOMETRÍA mol Cantidad de sustancia que contiene la misma proporción de átomos, formulas unitarias, moléculas o iones y que es igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono -12

27. Monóxido de Carbono , CO 1 átomo de C 1 átomo de O Agua, H 2 O 2 átomos de H 1 átomo de O Amonio , NH 3 1 átomo de N 3 átomos de H EJEMPLOS DE COMPUESTOS

28. Concepto de MOL aplicado a elementos El número de átomos en 1 mol de cualquier elemento se llama el número de Avogadro y es igual a 6.022x10 23 . 1 mol de cualquier elemento es una muestra del elemento con una masa en gramos igual a la masa atómica de ese elemento . Ejemplos 1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x10 23 átomos Na 1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x10 23 átomos Ca 1 mol S = 32.07 g S = 6.022x10 23 átomos S CONCEPTO DE MOL

29. Concepto de MOL aplicado a compuestos El número de moléculas en 1 mol de cualquier compuesto se llama el número de Avogadro y es igual a 6.022x10 23 . 1 mol de cualquier compuesto es una muestra del compuesto con una masa en gramos igual a la masa molecular de ese compuesto . Ejemplos 1 mol H 2 O = 18.02 g H 2 O = 6.022x10 23 moléculas H 2 O 1 mol CO 2 = 44.01 g CO 2 = 6.022x10 23 moléculas CO 2 1 mol NH 3 = 17.03 g NH 3 = 6.022x10 23 moléculas NH 3

30. El MOL y Cálculos Químicos El concepto de mol se puede utilizar para obtener factores de conversión útiles en cálculos químicos que envuelvan elementos y compuestos . One mole quantities of six metals; top row (left to right): Cu beads (63.5 g), Al foil (27.0 g), and Pb shot (207.2 g); bottom row (left to right): S powder (32.1 g), Cr chunks (52.0 g), and Mg shavings (24.4 g). One mole quantities of four compounds: H 2 O (18.0 g); small beaker NaCl (58.4 g); large beaker aspirin, C 9 H 8 O 4 , (180.2 g); green (NiCl 2 · 6H 2 O) (237.7 g).

31. ¡GRACIAS POR SU ATENCIÓN!