ESTEQUIOMETRIA: estudio cuantitativo de las reacciones químicas.

La estequiometría es el estudio cuantitativo de las reacciones químicas.

¿Que es una reacción química?
Reacción química es el proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas, es decir es un proceso de cambio de unos reactivos iniciales a unos productos finales

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo el carbono (C) podría reaccionar con oxígeno gaseoso (O2) para formar dióxido de carbono(CO2). La ecuación química para esta reacción se escribe:

C + O2 = CO2

El '+' se lee como “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos de la reacción. Los números al lado de las formulas son los coeficientes( el coeficiente 1 se omite).
En la reacción anterior el C y el O2 son los reactivos, el CO2 el producto.

La reacción de formación del agua se escribe:

2H2 + O2 = 2H2O

Nótese en la reacción anterior (formación del agua) que el numero de átomos de cada elemento a cada lado de la ecuación es el mismo:

Según la ley de la conservación de la masa los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una reacción química. Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

Como se balancean las ecuaciones químicas?

1) Se sigue un procedimiento estandarizado que se describe a continuación:

2) Se determinan los reactivos y los productos de la reacción química

3) Se escribe la ecuación química reactivos a productos

4) Se balancea la ecuación de la siguiente forma:

-- Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes para lograr que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Los subíndices de las fórmulas no se pueden cambiar).

-- Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contienen estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de estos elementos en ese momento.

-- Después se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos y se balancean estos elementos. Por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.

--Se verifica que la ecuación igualada tenga el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación.

Ejemplo:
Consideremos la combustión del gas metano (CH4). Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Podemos entonces escribir la ecuación química:

CH4 + O2 = CO2 + H2O

Ahora contamos el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos:

Reactivos:
C =1, H = 4, O = 2

Productos:
C = 1, H = 2, O = 3,

El carbono y el hidrógeno aparecen en un compuesto de los reactivos y en otro de los productos.

Hay igual numero de átomos de carbono en los reactivos que en los productos, pero dos veces más hidrógeno en los reactivos que en los productos y 1,5 veces mas oxigeno en los productos que en los reactivos.

Esto se puede arreglar balanceando la reacción, de manera de igualar el numero de átomos de cada especie química en cada lado de la ecuación. El carbono ya esta igualado, o sea no hay que hacer nada. Para el H hay que multiplicar por dos (2) en el agua, así ahora hay 4 átomos de H a cada lado. Pero ahora tenemos que a la derecha (productos) hay 4 átomos de oxigeno (dos del CO2 y dos del 2H2O), mientras que a la izquierda solo dos, por lo cual hay que multiplicar por dos el Oxigeno de la izquierda (reactivos)

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Ahora ya tenemos la ecuación balanceada y la podemos leer como:

una molécula de metano reaccionan con dos de oxígeno produciendo una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.

El estado físico de los reactivos y productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente.
Por ejemplo:

CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O (l)

Enlace metalico: un tipo especial de enlace

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tiene la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga las propiedades eléctricas y térmicas de los metales.

Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia)
3. Presentan brillo metálico.
4. Son dúctiles y maleables. (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura)
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los metales tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos. La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poco (para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación, y los electrones implicados en que es la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y lustre. La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad. Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de la valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes.

Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Enlaces quimicos: las fuerzas que mantienen unidos a los atomos

La mayor parte de los elementos rara vez existen como átomos aislados. El estado más generalizado es el de átomos enlazados. Por ej.: el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno y los halógenos, son moléculas diatómicas. El azufre amarillo y el fósforo blanco existen como moléculas cuyas fórmulas son S8 y P4 respectivamente. El carbono, en forma de diamante y grafito, así como el fósforo rojo, son macromoléculas compuestas por muchos átomos enlazados en una red. La mayoría de los elementos metálicos, tales como el cobre y el potasio, están formados por innumerables átomos enlazados entre sí. Los gases nobles como el helio y el argón, existen como átomos sin enlazar. A temperaturas superiores a 5000 °C, la mayor parte de la materia está en un estado gaseoso monoatómico.

¿Cómo se combinan los átomos y cuáles son las fuerzas que los unen?

Estas preguntas son esenciales en el estudio de la química, pues los cambios químicos son esencialmente una alteración de los enlaces químicos. De los tres tipos de fuerzas de atracción: gravitacional, magnética y electrostática, sólo la electrostática es lo suficientemente intensa como para justificar las energías de enlace observadas.

Una de las claves de la comprensión de la fuerza del enlace químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y de su comportamiento químico relativamente inerte. Se sugirió que los átomos interactúan cambiando el número de electrones de tal forma que adquieren la estructura electrónica de un gas noble. Con excepción del helio, que tiene una configuración 1s2 , cada gas noble tiene ocho electrones con una distribución s2p6 en su nivel energético más elevado. La necesidad de ocho electrones da el nombre de regla del octeto a este concepto. Sin emgbargo, hay muchas excepciones a esta regla (existen elementos que no completan su octeto mientras que otros exceden su octeto) y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.

Los enlaces químicos resultan de interacciones electrostáticas y se los clasifican en tres grandes grupos, enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

1) Enlace iónico: resulta de las interacciones electrostáticas entre iones de cargas opuestas.

2) Enlace covalente: es el resultado de compartir electrones entre dos átomos.

3) Enlace metálico: cada átomo está unido a varios átomos vecinos por electrones que son relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional.

Tabla periódica (1)

La tabla periódica es un arreglo espacial de los elementos químicos conocidos (átomos) de acuerdo a su numero atómico Z. Esta formada por 18 columnas verticales o grupos y 7 filas horizontales o periodos (ver tabla).

En la tabla periodica se establecen 4 ggrandes grupos de acuerso al tipo de orbital encontrado en los electrones de valencia ( es decir en aquellos del ultimo nivel de energia mas externo). Es frecuente referirse a cuatro bloques denominados S, P, D y F, según cuál sea el orbital ocupado por los últimos electrones en ubicarse, llamados electrones de valencia

· El bloque S está formado por los elementos de los grupos IA y IIA. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica externa (CEE) ns1. Los metales alcalinotérreos, situados en el grupo 2, tienen CEE ns2.(n es el período).
· El bloque P lo forman los grupos IIIA a VIIIA, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p. A partir del grupo IIIA, con configuración externa ns2np1, comienza el grupo p. Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen configuración electrónica ns2np5. Los elementos del grupo VIIIA, gases nobles, tienen lo susbniveles s y p completos, siendo su configuración electrónica ns2np6.
· Los elementos del bloque D, denominados elementos de transición, están en el centro de la tabla, ocupando los grupos con la letra B. Los electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n–1
· El bloque F comprende los elementos de transición interna. Están formados por dos series de 14 elementos cada una, ocupando los electrones orbitales f del nivel (n-2).

Configuracion Electronica

Interesante el uso de nuevas tecnologías en educación. Aquí vemos un video en YouTube sobre configuración electrónica y llenado de niveles de energía atómica. Espero les sirva.

Atomo, Particulas Subatomicas, Numero Atomico

La palabra átomo proviene del idioma griego y significa “no divisible” o “indivisible” por lo que el átomo se consideraría la particular mas pequeña de la materia que no se puede dividir. Este concepto fue inventado por Demócrito en el 400 ac y en aquella época se creía que el átomo era efectivamente la particula más pequeña posible de la materia (lo cual no es cierto ya que hay partículas subatómicas)

En los átomos se reconoce la existencia de partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los cuales giran en diversas "órbitas" o niveles de energía, alrededor de un núcleo central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro.

Centro del núcleo se encuentran otras partícula, los protones, que poseen carga eléctrica positiva, y los neutrones que no poseen carga eléctrica. Así pues dentro del átomo encontramos:

EL ELECTRÓN : Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1083 x 10-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos

EL NEUTRÓN: Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos

EL PROTÓN: Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón. La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

En un átomo de un elemento cualquiera se tiene la misma cantidad de protones y de electrones . Esta cantidad recibe el nombre de número atómico, y se designa por la letra "Z".
A la cantidad total de protones más neutrones presentes en un núcleo atómico se denomina número másico y se designa por la letra "A".

Si designamos por "X" a un elemento químico cualquiera, su número atómico y másico se representa por la siguiente simbología:

A
X
z

Por ejemplo, para el Sodio tenemos:



Así el número de neutrones resulta de la ecuacion neutrones (n) = A - Z

Nomenclatura de Compuestos Inorganicos

Nombrar los compuestos en QUIMICA es muy importante. Como todo en Ciencia hay una serie de reglas y parámetros a seguir par nombrar correctamente los compuestos químicos. Aquí les presento una guía resumida sobre NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS. La misma se ha separado en compuestos inorgánicos principales como sales, óxidos, hidruros etc. Obviamente esta lista no está completa. Así que consulta un libro de Química General par más información y profundidad.

Nomenclatura Iones
Nomenclatura de Sales
Nomenclatura de Hidruros
Nomenclatura de Hidróxidos
Nomenclatura de Óxidos

Nomenclatura Iones

Que son Iones?
Son átomos o moléculas cargados eléctricamente. Los iones pueden ser de carga positiva (cationes) o de carga negativa (aniones).

Nomenclatura de cationes:
Monoatómicos: se nombran simplemente nombrando el elemento después de la palabra catión. Por ejemplo, Li+ catión litio.

Si el elemento tiene varios estados de oxidación (número de oxidacións) se usan números romanos (stock) o los sufijos hipo- -oso, -oso, -ico, per- -ico (tradicional).

Fe3+ : catión hierro(III) ó catión férrico
Fe2+ : catión hierro(II) ó catión ferroso
Cu+ : catión cobre(I), catión cuproso

Poliatomicos: si procede de hidruros, lleva el sufijo -onio.

NH4+ : amonio
PH4+ : fosfonio
H2Cl+: cloronio

Aniones
Aniones homo atomicos (todos los átomos son del mismo elemento): se añade el sufijo -uro a la raíz del nombre del elemento.

Ejemplos:

H- : hidruro: Cl-: cloruro: I-: yoduro: S2-: sulfuro

Aniones heteroatómicos

SO42- (S O 4 con dos cargas negativas)
ion sulfato
Anión tetraoxosulfato (VI)
anión sulfato(VI)

SO32- (S O 3 con dos cargas negativas)
ion sulfito
Anión trioxosulfato (IV)
anión sulfato(IV)

Nomenclatura de Sales

A) binarias o hidrosales

Su fórmula general es MxNy (M es un metal y N es un no metal)

Los nombres de estas sales se construye nombrando el no metal terminado en –uro .

Ejemplos:
NaF2: difluoruro de sodio; fluoruro de sodio; fluoruro sódico o de sodio
FeCl2 : dicloruro de hierro: cloruro de hierro(II); cloruro férrico
CoS: monosulfuro de cobalto; sulfuro de cobalto(II); sulfuro cobaltoso

B) Sales de oxoácidos u oxosales
Se trata de compuestos ternarios que se obtienen a partir de la reacción de oxácidos con hidróxidos.

B1) Sales neutras

Fórmula general: Mx (NyOc)n Cuando n = 1 no se escribe el paréntesis.

Ejemplos:
Fe4(P2O7)2; Tris [heptaoxodifosfato(V)] de tetrahierro(II); Pirofosfato (V) de hierro (II);
pirofosfato ferroso
Al2(SO3)3: Tris [trioxosulfato(IV)] de dialuminio; Sulfato (IV) de aluminio; sulfito de aluminio o alumínico

B2) Sales ácidas
Su fórmula general es : Mx (HyNzOw)n Si n=1 no se escribe el paréntesis.

Ejemplos
NaHSO4: hidrógenotetraoxosulfato(VI) de sodio (I); bisulfato o sulfato monoácido de sodio (o sódico)
Fe(HCO3)3: Bis[hidrógenotrioxocarbonato(IV)] de hierro (III); Hidrógeno carbonato (IV) de hierro (III): Bicarbonato férrico

Nomenclatura de hidruros

Que son los Hidruros?
Un Hidruro es una molécula binaria que posee un metal (o un no metal) unido a un átomo de hidrogeno. Existen dos tipos de hidruros: metálicos y no metálicos

Hidruros metálicos
Aquellos hidruros formados por hidrógeno y un metal. En estos hidruros el hidrógeno siempre tiene número de oxidación -1 y los metales números de oxidación positivos. Se nombran con la palabra hidruro de

Fórmula general: MHx (M es un metal y x = número de oxidación del metal)


NaH
monohidruro de sodio
hidruro de sodio

NiH3
trihidruro de níquel
hidruro de níquel(III)


PbH3
trihidruro de plomo
hidruro de plomo(III)
hidruro plumboso


Hidruros no metálicos
Aquellos hidruros formados por hidrógeno y un no metal. En estos, el hidrógeno siempre posee un número de oxidación +1 y los no metales, el menor de sus números de oxidación y con signo negativo. La fórmula general es HnN (N es el no metal y n es el nº de oxidación del no metal)

Ejemplos

NH3
Amoníaco (nombre mas usado) o trihidruro de nitrógeno

AsH3
arsina o trihidruro de arsénico


CH4
metano (nombre mas usado) o tetrahidruro de carbono

H2O
agua (nombre mas usado) o dihidruro de oxígeno

Nomenclatura de Hidroxidos

Que son los Hidróxidos? Son los compuestos que se forman por la reacción de un oxido básico (ver post anterior) con el agua. La fórmula general es:

M(OH)x (siendo x el número de oxidación del metal)

El grupo hidroxilo (OH) siempre tiene número de oxidación -1.

Ejemplos:

NaOH

hidróxido sódico o de sodio

Pb(OH)2
dihidróxido de plomo
hidróxido de plomo(II)
hidróxido plumboso

Fe(OH)3
trihidróxido de hierro
hidróxido de hierro (III)
hidróxido férrico

Fe(OH)2
dihidróxido de hierro
hidróxido de hierro (II)
hidróxido ferroso

Nomenclatura de Oxidos

Que son los Óxidos?
Son compuestos químicos inorgánicos (materia NO ORGANICA) formados por dos atomos: oxígeno y otro elemento (metal o no metal). Si el oxígeno está unido a un metal tendremos los llamados óxidos básicos. Si el oxígeno está unido a un no metal tendremos un óxido ácido. El oxígeno siempre posee un número de oxidación -2.

Óxidos básicos

Fórmula general : MnOx (M es un metal)

Na2O
monóxido de disodio
óxido de sodio
óxido sódico o de sodio

FeO
monóxido de hierro
óxido hierro (II)
óxido ferroso

Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro(III)
óxido férrico

Óxidos ácidos

Fórmula general: NaOx (N es el un NO METAL)

SO3
trióxido de azufre
óxido de azufre(VI)
óxido sulfúrico

Cl2O5
pentóxido de dicloro
óxido de cloro(V) óxido clórico