NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

GRADOS DÉCIMO

En química se conoce como nomenclatura a la forma de nombrar los elementos y compuestos. Los compuestos son sustancias formadas por átomos de dos o más elementos y pueden clasificarse según los elementos que los constituyen o según los otros compuestos de donde provengan.

Función química una serie de sustancias con propiedades comunes y específicas que las distinguen de otras. Estas funciones poseen en sus moléculas un átomo o grupo de átomos que las identifica, y que se les conoce como grupo funcional. 

Ejemplo:

               NaOH         CuOH           LiOH    
              Todos corresponden a una misma función química: los hidróxidos

          Todos poseen el mismo grupo funcional: el ion hidroxilo u oxhidrilo OH-

Los compuestos inorgánicos se dividen en binarios (dos elementos diferentes), ternarios y superiores (que tienen tres o más elementos).

Binarios: 

• Formados por dos no metales: hidrácidos, óxidos no metálicos, hidrobases.
• Formados por un metal y un no metal: hidruros, óxidos metálicos, hidrosales.

Ternarios y superiores:

• Oxiácidos, oxisales, hidróxidos, sales amoniacales, cianuros.

Los nombres de los compuestos inorgánicos están conformados de manera que a cada compuesto puede dársele un nombre a partir de su fórmula. Cada nombre está formado por dos palabras: la primera es el nombre genérico (por lo general es el nombre de la función) y la segunda, es el nombre específico.

                                          Nombre funcional

                       NaOH  se llama hidróxido          sódico    Nombre específico

También es importante anotar que la parte más positiva o el elemento menos electronegativo se escribe primero en la fórmula pero se nombra de último y la parte más negativa o el elemento más electronegativo se escribe de última en la fórmula pero se nombra de primero.

SISTEMAS DE NOMENCLATURA 

Actualmente se utilizan tres sistemas de nomenclatura: El sistema clásico que es el más empleado y el más antiguo, el sistema Stock-Werner, que es el preferido por la IUPAC, y el sistema racional, que es el más práctico.
1.1. Sistema clásico, tradicional o común

           Emplea un nombre constituido por dos palabras: primera corresponde al nombre de la función 

           (o del grupo más electronegativo), y la segunda, al nombre del metal o del ion
           positivo; haciendo uso de los siguientes prefijos y sufijos:

• Sufijo uro, para el primer nombre de hidruros, hidrácidos e hidrosales.
• Sufijo ido, para los óxidos.
• Sufijos oso, ico, ito y ato, indican el estado de oxidación de uno de los elementos del compuesto.
• Prefijos hipo e hiper o per, tambien se utilizan para indicar el estado de oxidación de uno de los elementos.
• Prefijos meta, piro y orto, para los compuestos oxácidos y oxisales del fósforo, arsénico y antimonio.

Ejemplos:    NaClO  hipoclorito sódico           HClO  ácido hipocloroso              

                     KCl cloruro potásico                    FeBr3 bromuro férrico 

                     H3PO4 ácido ortofosfórico           HClO4 ácido perclórico 

1.2. Sistema Stock-Werner o internacional

Se utiliza un número romano entre paréntesis después del nombre del elemento metálico (o del elemento más electropositivo) para indicar su estado de oxidación; elimina las terminaciones oso, ico e ito, y conserva las terminaciones uro para los compuestos binarios de un metal o de un no metal con hidrógeno; ido para los óxidos, y la terminación ato para cualquier clase de compuesto iónico o covalente. Se conservan también los prefijos meta, piro y orto.

Ejemplos: FeBr3 bromuro de hierro (III)      CaCO3 carbonato de calcio

                  Mg(OH)2 hidróxido de magnesio   NaClO3 clorato de sodio

                  Fe2O3 óxido de hierro (III)

1.3. Sistema racional o sistemático

La base de este sistema es la proporción de los elementos en el compuesto, se emplean prefijos numéricos para indicar el número de cada tipo de átomo que conforma los compuestos. Tales prefijos aparecen a continuación:

mono = 1  di = 2  tri = 3  tetra = 4  penta = 5     hexa = 6   hepta = 7   octa = 8   nona = 9

deca = 10

Ejemplos:  FeCl2  dicloruro de hierro         CCl4  tetracloruro de carbono   

                   CO      monóxido de carbono    N2O4  tetróxido de dinitrógeno

                   Cl2O5   pentóxido de dicloro
Nota: Cuando se utilizan estos prefijos griegos, la vocal de éste se elimina para una mejor pronunciación.

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

H            +        M         +        O           +             X                +                 H       

                         
      HIDRURO        ÓXIDO          ÓXIDO          HIDRÁCIDOS    HIDROBASES
                                BÁSICO        ÁCIDO

                         + H2O             + H2O
                           
                        HIDRÓXIDOS     OXÁCIDOS                                       SALES

                                       OXISALES                                            derivadas del (NH4)1+
                                                                                                          derivadas del CN-1

                                                                                                               HIDROSALES
M = metal   H = hidrógeno   X = no metal     O = oxígeno y  H2O = agua

COMPUESTOS BINARIOS DEL HIDRÓGENO

• Hidruros: formados por la combinación de un metal con el hidrógeno. El hidrógeno presenta un estado de oxidación de - 1.

Metal + hidrógeno = hidruro

Ejemplos: LiH  hidruro de litio

                  BH3  Nomenclatura clásica     hidruro bórico

                           Nomenclatura Stock       hidruro de boro (III)

                           Nomenclatura racional   trihidruro de boro

También se pueden obtener hidruros dobles 

                LiAlH4   hidruro de litio y aluminio      NaBH4  hidruro de sodio y boro

• Hidroácidos: resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales de los grupos VI A y VII A para formar hidruros no metálicos. En estos compuestos el hidrógeno presenta un estado de oxidación de + 1. En su nomenclatura se coloca primero el nombre del no metal con la terminación uro.

Ejemplos: HF fluoruro de hidrógeno         HCl cloruro de hidrógeno     HBr bromuro de hidrógeno

                  HI yoduro de hidrógeno            H2S sulfuro de hidrógeno

Estos gases son muy solubles en agua y forman en ella soluciones con propiedades ácidas; en ellas estos compuestos son conocidos como hidrácidos, los cuales se nombran cambiando el sufijo uro del no metal por hídrico y anteponiendo la palabra ácido, así:

HF(ac) ácido fluorhídrico   HCl (ac) ácido clorhídrico  HBr (ac) ácido bromhídrico

HI (ac) ácido yodhídrico   H2S (ac) ácido sulfhídrico.
Nota: el agua se considera una excepción a esta regla; se forma entre el hidrógeno y el oxígeno, es un líquido que no posee características de ácido ni de base.

• Hidrobases: Son combinaciones del hidrógeno con los no metales del grupo V A, forman gases que al reaccionar con el agua forman soluciones básicas, se nombran con el sufijo amina o, más reducido, con el sufijo ina.

Ejemplos: NH3 amoníaco   PH3 fosfamina o fosfina  AsH3 arsenamina o arsina

               SbH3 estilbamina o estilbina   BiH3 bismutamina o bismutina

Se comportan como bases:

                                              NH3  +   H2O          NH4OH  hidróxido de amonio (base)

El hidrógeno se combina con los elementos del grupo IV A, formando compuestos como 

el CH4 (metano) y el SiH4 (silano), que se estudian en la química orgánica.

COMPUESTOS BINARIOS DEL OXÍGENO

Se forman por la combinación del oxígeno con otro elemento; se conocen como óxidos y en ellos el oxígeno presenta un estado de oxidación de -2.

• Óxidos básicos o metálicos: Oxígeno + elemento metálico

Ejemplos: Na2O óxido sódico u óxido de sodio   CaO óxido cálcico u óxido de calcio

                  Cu2O óxido cuproso u óxido de cobre (I)  Fe2O3 óxido férrico u óxido de hierro (III)

Se les llama básicos porque al combinarse con agua forman hidróxidos o bases:

                                                   CaO  +  H2O -------   Ca(OH)2

                                                                                                 óxido de calcio                                        hidróxido de calcio 

Nomenclatura: El nombre de estos compuestos está constituido por dos palabras: óxido y el nombre del metal.

Sistema de nomenclatura clásico

• Si el metal posee sólo un estado de oxidación, se utiliza el sufijo ico o simplemente se coloca el nombre del metal.

Ejemplos: Na2O óxido sódico u óxido de sodio   CaO óxido cálcico u óxido de calcio

            Al2O3 óxido alumínico u óxido de aluminio   

• Si el metal posee dos números de oxidación, se utilizan los sufijos oso para el de menor estado de oxidación e ico, para el de mayor estado de oxidación. 

Ejemplos: Cu2O óxido cuproso                              CuO óxido cúprico

                  FeO óxido ferroso                                 Fe2O3 óxido férrico

ACTIVIDAD No 1:

Escribe el nombre de los siguientes óxidos metálicos en los tres sistemas de nomenclatura

PbO; PbO2; Ag2O; FeO; Fe2O3; Hg2O; HgO; SnO; SnO2

• Óxidos ácidos o no metálicos: Oxígeno  + elemento no metálico

Se les llama óxidos ácidos porque algunos de ellos se combinan con agua formando ácidos oxigenados u oxácidos.

Nota: el O y el F son los dos elementos más electronegativos y no se les conoce números de oxidación positivos.

La nomenclatura de estas sustancias es semejante a la de los óxidos metálicos; pero existen elementos no metálicos que poseen cuatro estados de oxidación; en este caso, la nomenclatura clásica utiliza los prefijos hipo para el menor de los cuatro números de oxidación  e hiper o per para el mayor de los estados de oxidación.

Nota: la nomenclatura clásica no tiene nombres para los óxidos ácidos que no forman ácidos, sólo considera los que forman ácidos, a los cuales también se les conoce como anhídridos. CO2 anhídrido

carbónico; SO2 anhídrido sulfuroso; SO3 anhídrido sulfúrico.

El Cr +6 y el Mn +7 se comportan como elementos no metálicos y forman óxidos no metálicos que al combinarse con agua forman ácidos (es decir, se comportan como anhídridos):

Cr2O6 óxido dicrómico   CrO3 óxido crómico   Mn2O7 óxido permangánico.

ACTIVIDAD No 2:
Escribe los nombres de los siguientes óxidos ácidos en los tres sistemas de nomenclatura
SO2; SO3; N2O; NO; N2O3; NO2; N2O5; NO3; CO; CO2; P2O3; P2O5; Cl2O; Cl2O3; Cl2O5; Cl2O7

• Peróxidos y superóxidos: son óxidos en los cuales el oxígeno presenta un estado de oxidación de - 1. Estos compuestos se nombran anteponiendo la palabra peróxido al nombre del elemento. 

Ejemplos: Na2O2 peróxido de sodio     H2O2 peróxido de hidrógeno           BaO2 peróxido de bario

Algunos elementos metálicos pueden formar óxidos en los que se presenta un ion O2 (-1/2), se denominan superóxidos

Ejemplos: KO2 superóxido de potasio   RbO2  superóxido de rubidio   CsO2 superóxido de cesio

COMPUESTOS TERNARIOS Y SUPERIORES

1. Hidróxidos: sustancias básicas, se forman por la combinación de un óxido metálico con agua.

Su fórmula general es: M(OH)x   M = metal   (OH) = ion hidroxilo  x = valencia del metal

Ejemplos: Na2O  +  H2O ------- 2 NaOH  hidróxido sódico

                      Al2O3  +  3H2O ----- 2 Al(OH)3 hidróxido alumínico

ACTIVIDAD No 3:

Consulte las características de los hidróxidos o bases

Para nombrarlos se utiliza la palabra hidróxido y luego el nombre del elemento metálico. Si un elemento presenta un número de oxidación, al nombre del metal se le puede agregar el sufijo ico.

Ejemplos: NaOH hidróxido sódico o de sodio   KOH hidróxido potásico o de potasio

            Ca(OH)2 hidróxido cálcico o de calcio   Ba(OH)2 hidróxido bárico o de bario.

Si un elemento posee más de un estado de oxidación, su nombre es el del metal terminado en oso o en ico (para el menor y mayor estado de oxidación respectivamente).

ACTIVIDAD No 4:

Escribe utilizando los tres sistemas de nomenclatura el nombre de las siguientes bases o hidróxidos:

Fe(OH)2; Fe(OH)3; CuOH; Cu(OH)2; HgOH; Hg(OH)2.

       2. Oxiácidos u oxácidos: ácidos oxigenados que se forman a partir de la combinación de un óxido ácido con el agua. Para nombrarlos se cambia el nombre genérico óxido por el de ácido.

Fórmula general: HxEyOz  H = hidrógeno   X = elemento no metálico   O = oxígeno

                                           x, y y z = subíndices

Ejemplos: Cl2O  +  H2O -----  H2Cl2O2  =   HClO   ácido hipocloroso

                      N2O5  +  H2O ----- H2N2O6  =   HNO3  ácido nítrico
Nota: los elementos del grupo V A (con excepción del nitrógeno), fósforo, arsénico y antimonio, con sus mismos estados de oxidación, forman varios oxácidos, dependiendo del número de moles de agua que se le adicionen al óxido. Tales ácidos se nombran con los prefijos meta, piro y orto, para 1, 2 y 3 moles, respectivamente. Así, se tiene:
P2O3  + H2O   -----  H2P2O4  =  HPO2  ácido metafosforoso
P2O3  +  2 H2O  ----  H4P2O5  ácido pirofosforoso
P2O3  +  3 H2O  -----  H6P2O6 =  H3PO3 ácido ortofosforoso
P2O5   +   H2O   ---- H2P2O6  =   H3PO3 ácido ortofosforoso
P2O5  +  2 H2O  ---- H4P2O7   ácido pirofosfórico
P2O5  +  3 H2O  ---- H6P2O8  = H3PO4   ácido ortofosfórico

Esto también ocurre con los ácidos del silicio y del boro; el oxácido más común del boro es H3BO3, ácido ortobórico.
En los elementos de transición existen algunos, que con uno de sus estados de oxidación se comportan como elementos no metálicos; es el caso del manganeso (Mn + 7) y el cromo (Cr + 6).
Mn2O7  +  H2O ----- H2Mn2O8  = HMnO4  ácido permangánico
óxido permangánico
Cr2O6                    =             CrO3                          CrO3  +   H2O ---- H2CrO4 ( ácido crómico)
óxido dicrómico     óxido crómico   Cr2O6  +  H2O ---- H2Cr2O7 (ácido dicrómico)

ACTIVIDAD No 5:
Escribe el nombre de los siguientes ácidos en los sistemas clásico y stock
HNO2; HNO3; HClO; HClO2; HClO3; HClO4; H2SO3; H2SO4; H2CO3

INSTITUCIÓN EDUCATIVA "FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA"
JORNADA DE LA MAÑANA
GRADO ONCE

TEMA: SOLUCIONES

Se definen como sustancias homogéneas (mezclas) formadas por dos componentes.

COMPONENTES DE LAS SOLUCIONES

Soluto: es la sustancia que se disuelve, es decir, se deja disolver y generalmente se encuentra en menor cantidad.

Solvente o disolvente: materia que disuelve, se encuentra en mayor proporción y generalmente determina el estado físico de la solución.

CLASES DE SOLUCIONES: En forma general existen tres clases de soluciones así:

1. Según el número de componentes: pueden ser binarias, ternarias, cuaternarias, etc.
2. Según el estado de sus componentes: Sólidas, líquidas y gaseosas.
3. Según la cantidad de sus componentes o proporción: pueden ser:

• Diluidas: Poco soluto en comparación con la cantidad de solvente.
• Concentrada: cuando la cantidad de soluto es tal que el solvente a ciertas condiciones alcanza el nivel de saturación.
• Saturada: cuando el solvente a ciertas condiciones no acepta más soluto.
• Sobresaturada: cuando aparece tanto soluto que el solvente no lo acepta y éste se precipita.

SOLUBILIDAD

Es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

Factores que afectan la solubilidad:

Naturaleza de los componentes: Para lo cual existe un principio de solubilidad que dice " Lo semejante disuelve lo semejante", o sea que entre más grande sea la diferencia de propiedades, características, etc., más baja será la solubilidad. "Compuestos polares se disuelven en solventes polares y compuestos apolares se disolveran en solventes apolares"

Agitación: Por medio de la agitación se logra la separación de capas y de esta forma se facilita la difusión de unas partículas en otras y se favorece la superficie de contacto.

Temperatura: Favorece o desfavorece el movimiento de partículas que permite la difusión.

Pulverización: Cuando el soluto es sólido al pulverizarlo se favorece la superficie de contacto entre el soluto y el solvente y se mejora la solubilidad.

Presión: Este factor es importante en los gases y está relacionado de forma directamente proporcional con la temperatura y en los sólidos permite la maceración en capas más delgadas.

CONCENTRACIÓN

Es la proporción relativa en que se encuentran cada uno de los componentes de la solución. Se mide por medio de dos unidades:

Unidades físicas de concentración

1. Porcentajes: son de tres tipos

• Porcentaje masa a masa: gramos de soluto/gramos de solución x 100
• Porcentaje masa a volumen: gramos de soluto/volumen en mililitros de la solución x 100
• Porcentaje volumen a volumen: mililitros de soluto/ mililitros de la solución x 100

      2. Relaciones masa/volumen. Que puede ser la densidad

Unidades químicas de concentración

• Molaridad (M): moles de soluto/litros de solución. M = n/V
• Molalidad (m): moles de soluto/kilogramo de solvente.
• Normalidad (N): pesos equivalentes gramo de soluto/ litros de la solución.
• Formalidad (F): Pesos fórmula de soluto/ litros de la solución. F = p. f./V.
• Fracción molar (X):

          X soluto = n soluto/n solución.

          X solvente = n solvente/ n solución.

          X soluto + X solvente = 1

• Partes por millón (ppm): miligramos de soluto/ kilogramos de solvente o Litro de solución.

para relacionar en ácidos y bases la Normalidad y la Molaridad se utilizan fórmulas:

                  N ácido = Número de hidrógenos x M

                  N base = Número de OH x M

DILUCIÓN

Proceso para adicionar solvente de forma tal que se pueda disminuir la concentración, pero el soluto permanece constante.

  VcxCc = VdxCd 

En las reacciones donde existe neutralización: 

Número de equivalentes-gramo de base = Número de equivalentes-gramo de ácido

VbxNb = VaxNa 

INSTITUCIÓN EDUCATIVA “FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA”

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

GRADOS ONCE. SISTEMAS HOMOGÉNEOS (SOLUCIONES Y COLOIDES)

SOLUCIÓN DE PROBLEMAS (Para trabajar en clase)

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN:

1. Porcentaje masa a masa:

    A. Calcular el porcentaje masa/masa de azufre (S) en una muestra volcánica, si en 1,5 g de dicha 

         muestra se cuantificó 0,25 g del elemento.

    B. ¿Cómo se preparan 35 g de una solución al 7,5 % m/m de NaCl en agua?

    C. Se disuelven 45 g de KBr en 180 g de agua. Hallar la concentración de la solución en % m/m.

    D. ¿Cómo se prepara una solución al 37 % de glucosa en agua?

2. Porcentaje volumen a volumen:

    A. ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución de alcohol etílico preparada mezclando

           25,0 ml del alcohol con agua suficiente para dar un volumen total de 125 ml de solución?

    B. Hallar el porcentaje en volumen (%v/v) para un licor que contiene 55 cc de etanol en 500 cc 

          de solución. 

    C. Indicar cómo se prepara una solución de alcohol al 45 % v/v.

    D. ¿Cuántos litros de H₂SO₄ están contenidos en 950 ml de solución al 31,25 % v/v?

3. Porcentaje masa a volumen:

    A. Se prepara una solución de la siguiente manera: se pesaron 2 g de sal de cocina y se colocaron en 

          un balón volumétrico de 50 ml y luego se agregó agua hasta el aforo del balón. Calcular el % m/v 

          de la solución resultante.

    B. Se disuelven 50 g de sales de rehidratación oral (SRO) en 450 g de agua y se obtiene medio litro 

         de solución. ¿Cuál es la concentración de la solución en % m/v?

    C. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 120 cc de una solución al 15 % m/v?

    D. Indicar cómo se prepara una solución de KOH al 19 % m/v en agua.

4. Partes por millón (p.p.m.)

    A. Calcular las p.p.m. de Mg presente en una muestra de suelo, si en 1 Kg. de éste se detectaron 

          230 mg del elemento.

    B. En el análisis químico de una muestra de 350 ml de agua se encontró que contiene 1,50 mg de

         ión magnesio, Mg⁺². ¿Cuál es la concentración del Mg⁺² en p.p.m.?

5. Partes por billón (p.p.b.) 

    Calcular las p.p.b. de vitamina presentes en un alimento, si en 1 Kg. de él se detectaron 0,51 mg de

        la vitamina.

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN:

1. Formalidad:

    ¿Cuál es la formalidad de una solución preparada con 80 g de hidróxido de sodio (NaOH) disueltos 

       con agua hasta un volumen total de solución de 600 ml?

2. Molaridad:

    A. ¿Cuál será la molaridad (M) de una solución de bicarbonato de sodio (NaHCO₃) si 4,2 g de la sal 

          se disolvieron con agua hasta un volumen total de 200 ml?

    B. ¿Cuál es la molaridad de una solución cuando se disuelven 38 g de Ca(OH)₂ en 0,75 litros de 

            solución?

    C. Determinar la cantidad en gramos de NaOH necesarios para preparar 500 ml de solución 2,75 M.

3. Molalidad:

    A. Se disuelven 49 gramos de glucosa, C₆H₁₂O₆, en 950 ml de agua. Calcular la concentración molal

          de la solución.

   B. ¿Cuál es la molalidad de una solución preparada con 30 g de cloruro férrico (FeCl₃) y 200 ml de 

           agua?

    C. Determinar la molalidad (m) de una solución, si se disuelven 150 g de Al(OH)₃ en 680 g de agua.

4. Normalidad:

    A. Calcular la Normalidad de una solución de H₂SO₄ que posee 196 g del ácido por cada litro de 

          solución.

    B. Calcular la Normalidad de una solución de hidróxido de potasio que contiene 5 g del hidróxido 

          por cada medio litro de ella.

    C. Hallar la Normalidad de una solución formada por 90 g de ácido nítrico, HNO₃, en 0,65 litros de 

          solución.

    D. Calcular la masa de Al(OH)₃ que se necesita para preparar 350 ml de solución 3,9 Normal.

5. Fracción Molar:

     A. Calcular la fracción molar de una solución preparada disolviendo 30 g de Na₂SO₄ con 400 ml 

           de H₂O.

     B. Hallar la fracción molar del metanol (CH₃OH) y del solvente en una solución constituida por 

          18 g de CH₃OH y 15 g de H₂O.

     C. Se disuelven 15 g de glucosa en 115 g de agua. Determinar las fracciones molares de los 

          componentes de la solución.

Conversiones entre unidades de concentración

1. Conversiones de unidades físicas relacionadas con la masa en unidades físicas relacionadas 

       con el volumen

     ¿A qué % m/v corresponde una concentración  de 60 % m/m, si la densidad de la solución es

        igual a 0,25 g/ml?

2. Conversiones de unidades físicas relacionadas con el volumen en unidades químicas

    ¿A qué M corresponde una concentración de 15 % m/v, si la sustancia disuelta es carbonato de

       calcio (CaCO₃) que posee una masa molecular de 100 g/mol?

Preparación de soluciones por dilución

¿Qué volumen debe tomarse de una solución de 20 % m/v para preparar por dilución 200 ml de 

       otra de sólo 5 % m/v?

¿Qué volumen de una solución antiséptica al 70 % m/m hay que emplear para preparar 300 ml 

       de una solución al 40 %? ¿Cuánta agua tiene que adicionarse?

Consulta Bibliográfica:

·         Propiedades coligativas de las soluciones:

Disminución de la presión de vapor (Ley de Raoult).

Descenso del punto de congelación.

Aumento del punto de ebullición.

Presión Osmótica.

·         Sistemas coloidales: ¿Qué es un coloide? Propiedades de los coloides (movimiento 

        Browniano, efecto Tyndall, carga eléctrica). Cuadro sinóptico de sistemas coloidales

        (fase dispersa y medio dispersante).

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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

GRADO DÉCIMO

TALLER UNIDADES QUÍMICAS

1. Determine el estado de oxidación para cada uno de los elementos en los siguientes 

    compuestos:

    A. Na₂SO₄               B. KMnO₄             C. NH₄⁺¹            D. Al₂S₃             E. K₂Cr₂O₇          

    F. Na₂S₂O₃

 2. Calcule la masa media para el elemento silicio (Si), si posee tres isótopos.

     A. Consulte las masas y los porcentajes de abundancia en la naturaleza para cada uno

          de los tres isótopos.

3. ¿Cuántos átomos de cobre (Cu) hay en 2 moles/átomo de este elemento?

     A. Seleccione la equivalencia adecuada.

     B. Multiplique la cantidad dada en el problema por el factor adecuado.

4. ¿Cuál es la masa  de 2,47 x 10⁴⁰ átomos de cinc  (Zn)?

5. Si una mol/átomo de germanio (Ge) corresponde a 75,59 g, ¿cuántos átomos/mol de Ge 

     hay en 25 mg de este elemento?

6. ¿Cuántos moles/átomo de calcio (Ca) hay en 60 g de este elemento?

7. ¿Cuántos átomos de magnesio (Mg) hay en 2 moles de este elemento?

8. ¿Cuál es la masa de un átomo de plomo?

9. Calcule el número de moles /molécula que hay  en 100 g de óxido de calcio (CaO)

10. Calcule el número de moles/átomo de oxígeno y el número de moles/ molécula de 

       oxígeno que hay en 100 g de dicho gas.

11. Calcule el número de gramos equivalentes a las siguientes cantidades:

       A. 1,5 moles de ácido clorhídrico (HCl).

       B. 3,5 moles de cinc.

12. Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 1 Kg. de agua (H₂O)

13. Calcule la cantidad de:

      A. Átomos que hay en 46 gramos de hierro   

      B. Moléculas que hay en 164 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)₂

14. Calcule la masa molecular para cada uno de los siguientes compuestos:

       A. Cu(OH)₂      B. Fe(OH)₃       C. H₃PO₄     D. CaCO₃     E. C₁₂H₂₂O₁₁    F. CO₂    

       G. NH₃

15. Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos:

      A. Na₂SO₄                         B. Na₂CO₃                            C. NaClO₃                             

      D. K₂Cr₂O₇

Calcular el porcentaje de agua que hay en cada uno de los siguientes compuestos:

      A. Cu₂SO₄. 5 H₂O                                                                             B. BiO₂. 2 H₂O

16. Por medio de un experimento se demostró que 0,53 g de un metal se combinó con 

       exactamente 0,40 g de oxígeno, dando como resultado un óxido. Calcule el porcentaje 

       del metal en dicha sustancia.

17. Una sustancia demostró experimentalmente estar constituida por 2,95 g de sodio y 2,05 g 

      de azufre; determine su fórmula empírica.

18. El análisis de una sustancia mostró la siguiente composición porcentual: 38,8 % de calcio,

       20,0 % de fósforo y 41,2 % de oxígeno. Determine su fórmula empírica.

19. Determine la fórmula molecular de un compuesto cuyo análisis mostró una masa molecular 

       de 116,0 u.m.a y una composición porcentual de: 41,40 % de carbono, 3,50 % de hidrógeno

        y 55,10 % de oxígeno.

20. La estrona, una hormona sexual femenina, dio en el análisis: 80 % de carbono, 8,20 % de

       hidrógeno y 11,80 % de oxígeno. Su masa molecular se determinó igual a 270 u.m.a. 

       Calcule la fórmula molecular de este compuesto.

Estructura del metil pentano

INSTITUCIÓN EDUCATIVA "FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA"

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

GRADOS DÉCIMO

GENERALIDADES DEL ÁTOMO

TALLER PARA TRABAJAR EN CLASE

     Masa media, ponderal o relativa de un elemento:

1.      Calcular la masa media para el elemento boro (B). El boro se presenta en la naturaleza en forma de 

        2 isótopos estables. Uno con A = 10 y una abundancia relativa de 19,78 % y otro, con A = 11 y

        una abundancia relativa de 80,22 %.

2.       Calcular la masa media del cloro (Cl), dicho elemento presenta dos isótopos estables: uno de A = 35 y 

     el otro de A = 37, con un porcentaje de abundancia en la naturaleza de 75,53 % y 24,47 % respectivamente. 

3.       El elemento silicio se encuentra en la naturaleza en una mezcla constituida por 92,2 % de isótopos de 

       masa 28,0; 4,7 % de isótopos de masa 29,0; y 3,09 % de isótopos de masa 30,0. ¿Cuál es el valor para la 

       masa atómica del silicio?

       

   Mole o mol-átomo:

1   . ¿Cuántas moles-átomo de azufre contienen 8,5 g de S?

2  . ¿Cuál es la masa de 3,5 x 10^-4 moles-átomo de hierro?

      

   Número de Avogadro:

1  . Si la masa atómica del oro (Au) es 196,96 u.m.a, ¿Cuál es la masa de un átomo de este elemento?

2. ¿Cuántos átomos hay en 20,46 g de rubidio, si una mol posee una masa de 85,47 g?

3. ¿Cuántos átomos de sodio se encuentran en un trozo del mismo elemento que contiene 2,6 x 10^-5 

       mol-átomo?

4  . Una muestra de carbono tiene 5,34 x 10²⁰ átomos. ¿Cuántas moles-átomo del mismo elemento hay?

  Moléculas y fórmulas

Masa de una mol o masa molecular:

1. Hallar la masa molecular del:

    A. agua  H₂O             B. ácido nítrico  HNO₃                 C. cloro  Cl₂         D. fosfato de calcio Ca₃(PO₄)₂

Mol-gramo o mol-molécula:

1. Calcular la cantidad de moles de agua que hay en 90 g.

2. Calcular la cantidad de gramos de sulfato de sodio (Na₂SO₄) que hay en 3 mole de dicha sal.

Número de Avogadro:

1. Calcular la cantidad de moléculas que hay en 30 g de CO₂.

2. Calcular la cantidad de moles de amoniaco correspondientes a 8,23 x 10²³ moléculas de NH₃.

3. ¿Cuál es la masa de una molécula de ácido sulfúrico?

FÓRMULAS QUÍMICAS

Cálculo de la composición porcentual o centesimal a partir de fórmulas:

1. Calcular la composición porcentual del CO₂, C₁₂H₂₂O₁₁, NaOH.

2. ¿Cuál es la composición porcentual del ácido sulfúrico H₂SO₄?

Determinación de fórmulas empíricas:

1. Escribir la fórmula mínima, molecular y estructural del peróxido de hidrógeno, del dióxido de azufre

       y del ácido nítrico.

2. ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene el 70 % de hierro y el 30 % de oxígeno?

3. Una muestra de 1,257 g de un compuesto consta de 1,010 g de cinc y 0,247 g de oxígeno. ¿Cuál es la 

       fórmula empírica de este compuesto? 

4. Determinar la fórmula empírica para un compuesto en cuya síntesis se gastaron 26,97 g de Ag y 8,86 g

       de Cl. 

5. Hallar la fórmula Empírica de un compuesto que contiene 56,4 % de Fósforo y 43,6 % de Oxígeno.

6. Un compuesto se encuentra constituido por: 0,5 g de hidrógeno; 1,50 x 10²³ átomos de azufre y 

       1 mol-átomo de oxígeno.

    Determinar la Fórmula Empírica.

Determinación de fórmulas moleculares:

1.       El análisis de un compuesto puro constituido de carbono e hidrógeno dio como resultado la siguiente 

       composición: Carbono 92,3 %; Hidrógeno 7,7 %. En un experimento se encontró que su masa 

      molecular es 78 g. Hallar la Fórmula Molecular.

2.   ¿Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determinó que posee una fórmula empírica 

       C₂H₄O y su masa molecular aproximada es 88 g/mol?

3.       Hallar la fórmula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es CH₂O y su masa molecular 

        aproximada es de 180 g/mol.

4.   Un compuesto orgánico de composición porcentual 85,7 % de C y 14,3 % de H, tiene una masa 

     molecular aproximada de 84 g/mol. Calcular la fórmula molecular del compuesto.