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
Las 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, H2,
N2) 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
Función química: Grupo de sustancias que poseen
características químicas similares ya sea de
composición, reacción o estructura (óxidos,
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:
Na2O
Fe2O3
Cl2O5

7. NOMENCLATURA QUÍMICA
Sistemática o IUPAC
Prefijo Función química + Prefijo Elemento
Ejemplos:
Na2O
Fe2O3
CuO

8. NOMENCLATURA QUÍMICA
Tradicional
Función química + Prefijo Elemento + Sufijo
Ejemplos:
Na2O
Fe2O3
Cl2O5

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
Metálicos

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 –ato dependiendo de la cantidad de oxígeno
Compuestos ternarios
Oxácidos Oxisales Hidróxidos

12.  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)

13. BALANCEO(AJUSTE) DE ECUACIONES QUÍMICAS
Principio de conservación de la materia: La materia
no se crea ni se destruye, solo se transforma
Reacción química: Es un proceso por el cual una o
más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en
otra u otras sustancias con propiedades diferentes,
llamadas productos.

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

15. 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.

16. 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

17. REACCIONES QUÍMICAS

18. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de
Síntesis
Reacciones de
descomposición
Reacciones de
sustitución
Reacciones de doble
sustitución

19. REACCIONES DE SÍNTESIS
X + Y ↔ XY
Las reacciones de síntesis
son aquellas que implican
la combinación directa de
dos o mas reactivos

20. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
AB ↔ A + B
Las reacciones de
descomposición son
aquellas en que un
reactivo se transforma
en dos o mas
productos

21. 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

22. REACCIONES DE SUSTITUCIÓN DOBLE O
METÁTESIS
PQ + RS ↔ PS + RQ
Son reacciones en
que los iones
positivos de una
molécula se
intercambian
entre si

23. Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
HgO(s) → Hg(ac) + O2(g)
Al(s) + HCl(ac) → AlCl3(s) + H2(g)

24. 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

25. 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

26. 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

27. 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

28. Monóxido de Carbono, CO
 1 átomo de C
 1 átomo de O
Agua, H2O
 2 átomos de H
 1 átomo de O
Amonio, NH3
 1 átomo de N
 3 átomos de H
EJEMPLOS DE COMPUESTOS

29. 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 6.022x1023.
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 = 6.022x1023 átomos Na
1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023 átomos Ca
1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023 átomos S
CONCEPTO DE MOL

30. 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 6.022x1023.
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 H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023
moléculas H2O
1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023
moléculas CO2
1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023
moléculas NH3

31. 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: H2O (18.0 g);
small beaker NaCl (58.4 g);
large beaker aspirin,
C9H8O4, (180.2 g); green
(NiCl2 · 6H2O) (237.7 g).

32. ¡GRACIAS POR SU
ATENCIÓN!