CDA

1. Ley de conservación de la materia

En toda reacción química, el número total de átomos y la masa de los reactantes es igual al de los productos, sin perder ni ganar materia durante el proceso. Esto se conoce como la Ley de Lavoisier.

2. Tipos de reacciones químicas

• Síntesis o combinación: A + B → C (ej. 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl)
• Descomposición: A → B + C (ej. 2 HgO → 2 Hg + O₂)
• Sustitución o simple desplazamiento: AB + C → AC + B (ej. 2 NaI + Br₂ → 2 NaBr + I₂)
• Doble sustitución: AB + CD → AC + BD (ej. Pb(NO₃)₂ + 2 KI → PbI₂ + 2 KNO₃)
• Oxidación (redox): transferencia de electrones, formación de óxidos.
• Combustión: reacción con O₂, liberación de calor y luz.

3. Representación simbólica mediante ecuaciones

Una ecuación química muestra las sustancias que reaccionan (reactantes) y se producen (productos), balanceada para reflejar la conservación de átomos:

Ejemplos:

• 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
• CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Los coeficientes equilibran la cantidad de cada átomo en ambos lados.

4. Descripción cualitativa de las reacciones

• Presencia o emisión de gas (burbujas).
• Formación de precipitados (sólidos).
• Cambios de color, olor o textura.
• Variación de temperatura, emisión de luz o fuego en reacciones exotérmicas.

5. Descripción cuantitativa (estequiometría)

Se utiliza la masa molar y el mol para calcular cantidades:

• Moles = masa (g) ÷ masa molar (g/mol).
• Relación proporcional entre reactantes y productos según los coeficientes.
• La masa total de reactantes = masa total de productos.

1. Propósito de la unidad

Estudiar las reglas IUPAC, Stock y tradicional para nombrar compuestos inorgánicos binarios y ternarios; reconocer iones constituyentes, números de oxidación y patrones de nomenclatura para óxidos, hidruros, ácidos, hidróxidos y sales, con apoyo en el programa oficial de 1° Medio de Chile.

2. Conocimientos previos

• Átomo, molécula, elemento y compuesto.
• Enlace iónico y covalente.
• Números de oxidación más comunes en metales y no‑metales.

3. Sistemas de nomenclatura

3.1 IUPAC sistemática (por atomicidad)

Se basa en la atomicidad (cantidad de átomos) y usa prefijos griegos para indicar cuántos átomos hay de cada elemento:

• mono‑: 1 (se omite si el primer elemento solo aparece una vez)
• di‑: 2, tri‑: 3, tetra‑: 4, penta‑: 5, hexa‑: 6, hepta‑: 7, etc.

El elemento menos electronegativo se nombra primero, seguido del más electronegativo con sufijo “‑uro” o el sufijo apropiado (como –óxido). Ejemplos:

• CO: monóxido de carbono (no se suele usar “mono‑” con el primer elemento)
• SO₂: dióxido de azufre
• Cl₂O₅: pentóxido de dicloro (más preciso sería “pentóxido de dicloro”, evitando ambigüedad con “dioxicloro” etc.)

3.2 Stock

Indica el estado de oxidación del catión en números romanos entre paréntesis tras su nombre:

• FeCl₂: cloruro de hierro (II)
• Cu₂O: óxido de cobre (I)
• Fe₂O₃: óxido de hierro (III)

Se coloca siempre después del catión. Si el metal tiene un solo estado de oxidación, no se indica.

3.3 Tradicional (clásica)

Utiliza sufijos y prefijos para indicar el menor o mayor número de oxidación del elemento:

• ‑oso: estado de oxidación inferior
• ‑ico: estado de oxidación mayor
• hipo‑...‑oso: estado aún más bajo
• per‑...‑ico: estado aún mayor (usado solo cuando hay más de dos estados)

Ejemplos:

• FeO: óxido ferroso (Fe²⁺, estado menor)
• Fe₂O₃: óxido férrico (Fe³⁺, estado mayor)
• SO₂: anhídrido sulfuroso (SO₂, estado intermedio)
• SO₃: anhídrido sulfúrico (SO₃, estado más alto)

Este sistema persiste en contextos industriales, comerciales y culturales en Chile.

4. Números de oxidación y reglas generales

• El O tiene –2 salvo en peróxidos (–1) y superóxidos (–½).
• El H vale +1 salvo en hidruros metálicos (–1).
• La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos de la especie es cero (compuestos) o la carga del ion.

5. Compuestos binarios

5.1 Óxidos

Metal + O → óxidos básicos; no metal + O → anhídridos u óxidos ácidos. Ej.: Fe₂O₃ → óxido férrico (trad.), óxido de hierro (III) (Stock), trióxido de dihierro (sist.).

5.2 Hidruros

Metal + H → hidruro metálico (NaH); no metal + H → hidrácido gaseoso (HCl(g)).

5.3 Halogenuros metálicos

Metal + halógeno (Cl, Br, I, F) → sales haloideas (NaCl = cloruro de sodio).

6. Compuestos ternarios

6.1 Oxoácidos

No metal + O + H (H₂SO₄). Nombre tradicional depende de la valencia del no‑metal (ácido sulfúrico, –ico; ácido sulfuroso, –oso).

6.2 Hidróxidos

Metal + OH (Ca(OH)₂). Se nombran como “hidróxido de” + metal (Stock indica valencia si es variable).

6.3 Sales oxácidas (oxisales)

Derivan de oxoácidos: ácido → sal; –ico → –ato, –oso → –ito (CaCO₃: carbonato de calcio).

7. Sales especiales

7.1 Sales ácidas

Contienen H no sustituido (NaHCO₃: hidrogenocarbonato de sodio).

7.2 Sales básicas

Contienen OH⁻ en la red (MgCl(OH): hidroxicloruro de magnesio).

7.3 Sales mixtas y dobles

Presentan dos cationes o dos aniones diferentes (NaKSO₄: tetraoxosulfato de sodio y potasio; alumbres M¹M³(SO₄)₂·12H₂O).

8. Representación simbólica y balance

Cada ecuación química debe escribirse con símbolos y números de oxidación ajustados para que la materia se conserve. Ej.: 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃.

9. Descripción cuantitativa (estequiometría)

• Moles: n = m/M (masa / masa molar)
• Relaciones molares obtenidas de los coeficientes permiten calcular la cantidad de productos formados o reactantes requeridos.
• La ley de conservación garantiza que la masa total de reactantes = masa total de productos.

10. Aplicaciones y contexto chileno

La nomenclatura inorgánica es imprescindible para industrias como la minería del cobre (CuFeS₂ → blister Cu), producción de fertilizantes (NH₄NO₃) y control medio‑ambiental de óxidos de azufre (SO₂, SO₃) en centrales térmicas.

1. ¿Qué es la estequiometría?

La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química. Se basa en la ley de conservación de la masa, que establece que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

2. Relaciones estequiométricas

Las relaciones estequiométricas se derivan de una ecuación química balanceada, donde los coeficientes indican las proporciones molares entre las sustancias involucradas. Por ejemplo, en la reacción:

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

Los coeficientes indican que 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para formar 2 moles de agua

3. Cálculos estequiométricos

Los cálculos estequiométricos permiten determinar la cantidad de reactivos necesarios o productos obtenidos en una reacción química. Los pasos básicos son:

1. Balancear la ecuación química: Asegurarse de que la ecuación esté balanceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación.
2. Convertir las cantidades conocidas a moles: Utilizar las masas molares de las sustancias para convertir las masas dadas a moles.
3. Aplicar las relaciones estequiométricas: Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para establecer las proporciones molares entre las sustancias.
4. Convertir los moles obtenidos a la unidad deseada: Si es necesario, convertir los moles calculados a gramos, litros o partículas utilizando las constantes apropiadas.

4. Reactivo limitante

En una reacción química, el reactivo limitante es aquel que se consume completamente primero, limitando la cantidad de producto que se puede formar. Identificar el reactivo limitante es esencial para calcular el rendimiento teórico de la reacción.

5. Aplicaciones en la vida real

La estequiometría es fundamental en diversas industrias y procesos cotidianos. Por ejemplo, en la fabricación de medicamentos, se utilizan cálculos estequiométricos para asegurar que se utilicen las cantidades correctas de reactivos, evitando desperdicios y asegurando la eficacia del producto final.

6. Ejercicios prácticos

Para reforzar el aprendizaje, se recomienda practicar con ejercicios de estequiometría. Por ejemplo:

Si se tienen 10 g de H₂ y 20 g de O₂, ¿cuántos gramos de H₂O se pueden formar?

Para resolver este ejercicio, se deben seguir los pasos mencionados anteriormente: balancear la ecuación, convertir las masas a moles, aplicar las relaciones estequiométricas y convertir los moles obtenidos a gramos.