Clase acerca de los compuestos inorganicos

1. Sesión 2: Compuestos
Inorgánicos
Lic. Biól. ERSON FLORES CABREJOS
Curso: FUNDAMENTOS BIOLOGICOS Y QUIMICOS EN EL SER HUMANO
Farmacia técnica
2023

2. OBJETIVOS DE LA SESIÓN DE
APRENDIZAJE
Reconocer, explicar y demostrar :
- Los conceptos fundamentales de los elementos químicos.
- El conocimiento de los elementos químicos.
- Reacciones quimicas

3. Temario
• Compuestos Inorgánicos
• Reacciones químicas

4. La química una ciencia central
Compuestos
Inorgánicos

5. MATERIA
¿A qué denominamos materia?
Compuestos
Inorgánicos

6. Compuestos
Inorgánicos
Propiedades de la Materia
Dilatación
Volumen
Masa
Peso
Impenetrabilidad
Porosidad
Dureza
Densidad
Divisibilidad
Elasticidad
Son características que permiten
reconocer y distinguir a un elemento o
compuesto de otros
Corrosivo
Volátil
Combustión Oxidante

7. Una sola sustancia
Dos ó más sustancias
Un solo
tipo de átomo
Mas de un
tipo de átomo
Procesos
físicos
Procesos
Químico
Una
fase
Mas de
una fase
Materia
” Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el
espacio”
No necesariamente tiene que ser percibida por nuestros sentidos.
Cu, Ag, C, H H2O, NaCl Aire, suero salino Arena, madera
Compuestos
Inorgánicos

8. Compuestos
Inorgánicos
Elemento
Sustancia
Elemento, solo un tipo de átomos Compuesto
Mezcla, un elemento
y un compuesto
Mezcla, dos
compuestos
Mezcla, dos
elementos
Mezclas

9. Un elemento químico es cada una de las formas
fundamentales de la materia. Se presenta siempre como
átomos de un mismo y único tipo y que, por lo tanto, no
pueden ser descompuestos en sustancias más simples
empleando reacciones químicas.
Cuando hablamos de un elemento químico o simplemente de
un elemento, nos referimos a un cierto tipo de átomos
conocidos, que se distinguen de los demás en su naturaleza y
sus propiedades fundamentales. Esto se expresa usualmente
mediante símbolos distintos para cada uno.
¿Qué es un elemento químico?
Compuestos
Inorgánicos

10. ¿Y entonces… qué es un átomo?
Es la partícula fundamental de la materia por ser la unidad
básica constituyente de todas las sustancias.
Compuestos
Inorgánicos

11. Breve reseña histórica del átomo
Compuestos
Inorgánicos

12. Desde los tiempos de Rutherford, se han descubierto muchas
partículas subatómicas. Sin embargo para los químicos para
describir el átomo son suficientes tres partículas:
ELECTRÓN, PROTÓN, NEUTRÓN.
Electrones: carga –1 (unidad carga atómica = 1.602·10-19 C)
Protones: carga +1
Neutrones: carga 0
En principio, los átomos son eléctricamente neutros
Número de electrones = número de protones
Compuestos
Inorgánicos

13. Compuestos
Inorgánicos
Los átomos son muy pequeños, con diámetros
comprendidos entre 1 x 10-10 m y 5 x 10-10 m, o
100-500 pm.
1 pm = 10-12 m
Una unidad muy extendida para medir
dimensiones a escala atómica es el angstrom
(Å).
1 Å = 10-10 m
Partícula Localización Carga relativa Masa relativa
Protón Núcleo +1 1.00728
Neutrón Núcleo 0 1.00867
Electrón Fuera del núcleo -1 0.00055

14. Compuestos
Inorgánicos
1
H
1
2
H
1
A - Z = número de neutrones
Z - C = número de electrones
3
H
1
A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones
Z
A C
Z – Número atómico Nº Total Protones
C – Carga Valores + o -
El número atómico caracteriza al elemento
Dos átomos con igual Z y diferente A se denominan isótopos

15. Compuestos
Inorgánicos
22
Titanio
Ti
47.87
Número Atómico
Nombre del elemento
Símbolo del Elemento
Masa atómica (peso)
 Se conocen 110 elementos
• 87 son metales
• 27 son radiactivos
• 16 son artificiales (radiactivos)
• 11 son gases
• 2 son líquidos

16. Compuestos
Inorgánicos
(g/mol)
Masa atómica Abundancia
(%)
35Cl 34.97 75.53
37Cl 36.97 24.47
• El carbono presenta tres isótopos en la Naturaleza: 12C, 13C y
14C.
• La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se
puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas.
• La masa atómica del elemento es la media proporcional de las
masas de los isótopos que lo componen:
La masa atómica relativa del cloro es:
34.97 x
75.53
100
+ 36.97 x
24.47
=
100
35.45

17. Compuestos
Inorgánicos
Masa Molecular
Dos o más átomos se combinan para formar estructuras
estables denominadas moléculas. La unión entre átomos se
denomina enlace (y lo estudiaremos en el tema siguiente)
La masa molecular (Mr) es igual a
la suma de las masas atómicas relativas de los átomos
de la fórmula de dicha sustancia:
Mr (H2SO4) = 2 Ar (H) + Ar (S) + 4 Ar (O) =
= 2 × 1.0 + 32.0 + 4 × 16.0 = 98.0

18. Compuestos
Inorgánicos

19. Compuestos
Inorgánicos
FÓRMULAEMPÍRICA:
Es la relación más sencilla de números enteros entre los
átomos que componen la molécula.
FÓRMULAMOLECULAR:
Los números relativos de los átomos son los de la
molécula real del compuesto.
FÓRMULAESTRUCTURAL:
Indica cómo están enlazados los átomos en la molécula.

20. Compuestos
Inorgánicos
La fórmula empírica no tiene necesariamente
que coincidir con la fórmula molecular.
fórmula molecular = n × fórmula empírica
Por ejemplo, BENCENO:
Fórmula empírica: CH,
Fórmula molecular: C6H6.
Fórmula estructural:
H
C
C C
C
H
H
C
H
C
H
H

21. Compuestos
Inorgánicos
Fórmula Estructural
METANO CH4
Una molécula puede representarse de distintas formas...
Sal NaCl
C(diamante)
Hielo
H2O

22. Compuestos
Inorgánicos
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer:
-la fórmula empírica
-la masa molecular
Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es
180. Escribir su fórmula molecular.
30 g de CH2O
Masa (CH2O) = 12 + 2 + 16 = 30
n =
180 g/mol glucosa
= 6 (CH2O)6 C6H12O6
fórmula molecular = n × (CH2O)
Masa molecular = n × Masa(CH2O)

23. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g
de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.
6.64 g de K x
1 mol de K
39.1 g de K
= 0.170 mol de K / 0.170 mol K
8.84 g de Cr x
1 mol de Cr
52.0 g de Cr
= 0.170 mol de Cr / 0.170 mol K
9.52 g de O x
1 mol de O
16.0 g de O
= 0.595 mol de O / 0.170 mol K
a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles
= 1 mol K /mol K
= 1 mol Cr /mol K
= 3.5 mol O /mol K
1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7
Compuestos
Inorgánicos

24. POLARIDAD DE LAS MOLECULAS
Reacciones
químicas
Polaridad
Apolar
Presenta simetría total
en su geometría.
El átomo central no
tenga electrones
libres.
El átomo central esté
unido a estructuras
iguales.
Polar
No hay simetría
absoluta en su
geometría.
El átomo central
tenga por lo menos
un par de e- libres
El átomo central no
tiene e- libres, las
estructuras unidas a
él no sean iguales.

25. Reacciones
químicas Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas
intermoleculares
Fuerzas de Van de
Waals
Ion-dipolo
Dipolo-dipolo
Atracción de London
Fuerzas por puentes
de hidrogeno
Puentes de
hidrogeno

26. 26
Cambios de estado de agregación
requieren flujo de energía (calor)
Entalpía
(H)
Reacciones
químicas

27. Reacciones
químicas
• Reacción Química: Proceso en el cual un
conjunto de sustancias (reactivos) se
transforma en otro conjunto de nuevas
sustancias (productos).
• Ecuación Química: Indica las sustancias y
la proporción en que participan en la
reacción

28. Una ecuación química debe contener:
•Todos los reactivos
•Todos los productos
•El estado físico de las sustancias
•Las condiciones de la reacción, P
, T
, cat,..
•Las proporciones de reactivos
y productos

(s) CaO (s) + CO2
CaCO3 (g)
Reacciones
químicas

29. • Disolución: mezcla homogénea de dos o
más sustancias.
• Disolvente: componente que está
presente en mayor cantidad y determina el
estado de agregación en el que existe una
disolución.
• Solutos: Los restantes componentes
Reacciones
químicas

30. El solvente solvata
al soluto.
Fuerzas intermoleculares
del solvente y del soluto
deben ser similares.
¿Cómo se disuelve, por ejemplo, sal en agua?
Reacciones
químicas

31. Ejemplo: Ajustar la reacción de oxidación del hierro metálico
para dar óxido férrico
Fe (s) + O2 (g)  Fe2O3 (s)
4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2 Fe2O3 (s)
4 moles de Fe reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de Fe2O3
Ejemplo: ¿Cuantos moles de Fe2O3 se producirán a partir de…
4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe?
2 1 4
1 mol de Fe?
0.5
Reacciones
químicas

32. + +
+
+
+
Metal
Oxido Ácido ó
anhídrido
Agua
Oxigeno
Agua
Óxido Básico
Hidróxido
Básico
Ácido
Oxácido
Sal Oxisal
Oxigeno No Metal
Principales Funciones Inorgánicas
Hidrogeno Hidrogeno
+ +
Hidruro
metálico
Ácido
Hidrácido
+
Sal Haloidea
+

33. Número de Oxidación de elementos más frecuentes

34. Nombre común
Compuesto
responsable de su
actividad
Fórmula química
del compuesto
activo
Para qué se utiliza
Sal Cloruro de sodio NaCl Sazonador
Cal viva Óxido de calcio CaO Producción de cal apagada
Leche de magnesia Hidróxido de magnesio Mg (OH)2 Antiácido y laxante
Hielo seco Dióxido de carbono CO2 Extinguidor de fuego
Sosa cáustica Hidróxido de sodio NaOH Fabricación de jabón
Cal apagada Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Neutralizar terrenos ácidos
Mármol, piedra caliza. Carbonato de calcio CaCO3 En la industria del cemento,
Ácido de batería Ácido sulfúrico H2SO4 Limpiador de metales.
Cuarzo Óxido de silicio (IV) SiO2 Arena para construcción
Ácido muriático Ácido clorhídrico HCl Limpiador de metales
Potasa cáustica Hidróxido de potasio KOH Destaquear tuberías
Anestesia Dióxido de nitrógeno N2O Anestésico
Herrumbre Óxido de hierro (III) Fe2O3 Polvo
Polvo de hornear
Carbonato ácido de sodio o
bicarbonato de sodio
NaHCO3 Antiácido, extinguidor de
fuego
Compuestos Comunes

35. Gracias…