Nomenclatura Química, Reacciones y Estequiometría: Guía de Conceptos Básicos
Tipos de compuestos inorgánicos
| Tipo | Cómo identificarlo | Fórmula general | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Óxido metálico | Óxido de + metal | Metal + O | NiO |
| Anhídrido | Anhídrido + ... | No metal + O | CO2 |
| Hidróxido | Hidróxido de + metal | Metal + OH | Ca(OH)2 |
| Hidruro | Hidruro de + metal | Metal + H | CaH2 |
| Hidrácido | Ácido + ...hídrico | H + No metal | HCl |
| Oxoácido (oxiácido) | Ácido + ...oso / ...ico | H + No metal + O | H2SO4 |
| Sal binaria | ...uro de + metal | Metal + No metal | NaCl |
| Oxisal | ...ito / ...ato de + metal | Metal + No metal + O | CaCO3 |
El cloro con los metales y el amonio trabaja como -1.
El amonio siempre es positivo y también el único radical positivo.
El hidrógeno tiene carga negativa cuando se combina con un metal.
Tabla de grupos y filas
Grupo | III | IV | V | VI | VII |
|---|---|---|---|---|---|
Fila 1 | — | — | — | — | 7 |
Fila 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 5 |
Fila 3 | 1 | 2 | 3 | 4 | 3 |
Fila 4 | — | — | 1 | 2 | 1 |
Cálculos con moles y moléculas
Para obtener las moléculas se multiplica los gramos de la molécula por el valor de mol/g y luego por el valor del número de Avogadro/mol.
Moles de átomos de un compuesto = se multiplican los gramos de la molécula por el valor de mol/g, por la cantidad de moles que se busca entre 1 mol.
Átomos del compuesto = moles de los átomos por el valor del número de Avogadro/mol.
Sustancia, %, masa (g), M, n = m/M, proporción.
La fórmula molecular se comprueba viendo el peso M de la ecuación.
Reacción química
Es el proceso mediante el cual una o más sustancias se transforman en otras como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces existentes y la formación de nuevos enlaces entre las partículas.
Ecuación química
Es la representación abreviada y simbólica de una reacción química. Proporciona información sobre la transformación de reactivos en productos, su composición atómica y las sustancias que intervienen.
Generalmente, describe los estados inicial y final del proceso.
Partes de una ecuación química
Reactivos: sustancias que experimentan el cambio. Se escriben a la izquierda de la flecha.
Productos: sustancias que se forman. Se escriben a la derecha de la flecha.
Flecha (→): indica la transformación de los reactivos en productos.
Ejemplo:
H2 + O2 → H2O
Balanceo de ecuaciones químicas
Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas de acuerdo con la ley de la conservación de la masa.
Esta ley establece que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.
Por lo tanto, el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos.
Ejemplo de ecuación balanceada
2H2 + O2 → 2H2O
En ambos lados hay:
4 átomos de hidrógeno.
2 átomos de oxígeno.
Corregir el ejemplo de ecuación química
Diferenciar coeficientes y subíndices
Estequiometría
La estequiometría (del griego stoicheion, elemento, y metron, medir) es el estudio cuantitativo de los reactivos y productos que intervienen en una reacción química.
Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que participa en una reacción y se tiene la ecuación química balanceada, se pueden calcular las cantidades de los demás reactivos y productos.
Número de Avogadro
El número real de átomos presentes en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se conoce como número de Avogadro (NA), en honor al científico italiano Amedeo Avogadro.
Su valor es:
NA = 6.022 × 1023 partículas/mol
Esto significa que un mol de una sustancia contiene aproximadamente 6.022 × 1023 partículas, que pueden ser átomos, moléculas o iones.
Conceptos de masa y composición
Número de Avogadro - 6.022 × 1023
Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masas atómicas (en uma) de los elementos de una molécula.
Masa molar: es la masa en gramos de un mol de sustancia.
Composición porcentual de un elemento en un compuesto = (n × masa molar del elemento) / masa molar del compuesto × 100 %
1 milimol equivale a 1 × 10-3 mol.
n = m / M