Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario

Índice · 29

Tema 1: Formulación y nomenclatura

01Nomenclatura inorgánica y disoluciones 02Estequiometría: reactivo limitante, pureza y rendimiento 03Oxoácidos, oxosales, sales ácidas e hidruros según IUPAC 2005 04Material de laboratorio y normas de seguridad 05Familias y nomenclatura de compuestos orgánicos 06Nomenclatura orgánica por familias: casos especiales

Tema 2: Estructura atómica y tabla periódica

07Fundamentos cuánticos y orbitales atómicos 08Configuración electrónica y propiedades periódicas 09Diagrama de Moeller y orden de llenado de los subniveles 10Partículas subatómicas, iones y posición en la tabla periódica

Tema 3: Enlaces químicos

11Enlace iónico, covalente y geometría molecular 12Hibridación, fuerzas intermoleculares y enlace metálico 13Solubilidad, estados de agregación y longitud de enlace

Tema 4: Termodinámica y cinética química

14Termoquímica y espontaneidad 15Cinética química y velocidad de reacción 16Equilibrio químico y principio de Le Chatelier 17Optimización de procesos industriales: síntesis del amoníaco

Tema 5: Reacciones químicas específicas

18Equilibrios de solubilidad y precipitación 19Equilibrios ácido-base y escala de pH 20Hidrólisis, disoluciones amortiguadoras y valoraciones 21Ácidos y bases en la industria, la vida cotidiana y el medio ambiente 22Procesos redox y método del ion-electrón 23Electroquímica: pilas galvánicas y electrólisis 24Baterías, pilas de combustible y corrosión de metales

Tema 6: Química orgánica

25Isomería y reactividad de grupos funcionales 26Reacciones de adición a alquenos y alquinos 27Propiedades físicas y comportamiento en disolución de las funciones orgánicas 28Formulario y constantes físicas 29Resumen para repasar

Tema 1

Formulación y nomenclatura

6 apartados

01Nomenclatura inorgánica y disoluciones

Estados de oxidación y fundamentos de formulación inorgánica

El número o estado de oxidación representa la carga eléctrica formal que adoptaría un átomo si todos los enlaces covalentes que forma con elementos de distinta electronegatividad se rompiesen de manera puramente iónica, asignando los electrones compartidos al átomo más electronegativo.

Para estructurar los compuestos inorgánicos es indispensable conocer las valencias iónicas y estados de oxidación característicos de los elementos representativos y de transición:

Elemento / Familia	Símbolo	Estados de oxidación habituales	Observaciones clave
Metales alcalinos y plata	Li, Na, K, Rb, Cs; Ag	+1	Invariables en todos sus compuestos estables.
Alcalinotérreos, cinc y cadmio	Be, Mg, Ca, Sr, Ba; Zn, Cd	+2	Presentan un único estado de oxidación catiónico.
Térreos (aluminio)	Al	+3	Catión trivalente característico.
Cobre y mercurio	Cu, Hg	+1, +2	Dímero $\text{Hg}_2^{2+}$ para el mercurio(I).
Oro	Au	+1, +3	El estado trivalente es el más estable.
Hierro, cobalto y níquel	Fe, Co, Ni	+2, +3	Forman sales ferrosas/férricas según la terminología clásica.
Estaño, plomo y platino	Sn, Pb, Pt	+2, +4	Sn y Pb actúan con +2 y +4; Pt forma complejos estables.
Cromo	Cr	+2, +3 (básicos); +6 (ácido)	Con +6 forma cromatos ( $\text{CrO}_4^{2-}$ ) y dicromatos ( $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ ).
Manganeso	Mn	+2, +3 (básicos); +4; +6, +7 (ácidos)	Con +7 genera permanganatos ( $\text{MnO}_4^-$ ); con +4 dióxido ( $\text{MnO}_2$ ).
Hidrógeno	H	+1, -1	+1 frente a no metales; -1 en hidruros metálicos.
Oxígeno	O	-2, -1, +2	-2 habitual; -1 en peróxidos ( $\text{O}_2^{2-}$ ); +2 exclusivo con flúor ( $\text{OF}_2$ ).
Halógenos (F, Cl, Br, I)	F; Cl, Br, I	F: -1; Cl, Br, I: -1, +1, +3, +5, +7	El flúor jamás exhibe estados positivos.
Calcógenos (S, Se, Te)	S, Se, Te	-2, +2, +4, +6	-2 en sulfuros/seleniuros; positivos frente a oxígeno.
Pnictógenos (N, P, As, Sb)	N, P, As, Sb	-3, +1, +3, +5	N exhibe además +2 y +4 en diversos óxidos neutros.
Carbono y silicio	C, Si	-4, +2, +4	C actúa con +2 en CO y +4 en carbonatos y $\text{CO}_2$ .

Sistemática de nomenclatura IUPAC para sustancias inorgánicas

La IUPAC acepta tres sistemas principales de denominación: la nomenclatura de composición con prefijos multiplicadores (estequiométrica), la nomenclatura de composición indicando el número de oxidación (sistema Stock clásico) y, para ciertas especies oxigenadas e hidróxidos, la nomenclatura de adición o de hidrógeno.

1. Compuestos binarios

Se escriben situando a la izquierda el elemento electropositivo y a la derecha el electronegativo. Al nombrarlos, se invierte el orden:

Óxidos y peróxidos: Se combinan metales o no metales con oxígeno. En la nomenclatura con prefijos multiplicadores: $\text{Fe}_2\text{O}_3$ es trióxido de dihierro; en número de oxidación: óxido de hierro(III). En peróxidos existe el puente $-\text{O}-\text{O}-$ : $\text{Na}_2\text{O}_2$ es peróxido de sodio o dióxido de disodio.
Hidruros metálicos y no metálicos: Con metales alcalinos y alcalinotérreos el hidrógeno actúa con -1: $\text{CaH}_2$ (dihidruro de calcio o hidruro de calcio). Frente a no metales de los grupos 16 y 17 genera haluros y calcogenuros de hidrógeno (HCl: cloruro de hidrógeno, o ácido clorhídrico en disolución acuosa; $\text{H}_2\text{S}$ : sulfuro de dihidrógeno o ácido sulfhídrico).
Sales binarias: Combinación de catión metálico y anión monoatómico con terminación -uro: $\text{CuCl}_2$ es dicloruro de cobre o cloruro de cobre(II).

2. Compuestos ternarios: hidróxidos, oxoácidos y oxosales

Fórmula	Composición (prefijos)	Número de oxidación / Tradicional admitida	Nomenclatura de hidrógeno / adición
NaOH	Hidróxido de sodio	Hidróxido de sodio	Hidróxido de sodio
$\text{Fe(OH)}_3$	Trihidróxido de hierro	Hidróxido de hierro(III)	Tris(hidróxido) de hierro
$\text{H}_2\text{SO}_4$	Tetraoxidosulfato de dihidrógeno	Ácido sulfúrico	Dihidrogeno(tetraoxidosulfato)
$\text{HNO}_3$	Trioxidonitrato de hidrógeno	Ácido nítrico	Hidrogeno(trioxidonitrato)
$\text{CaSO}_4$	Tetraoxidosulfato de calcio	Sulfato de calcio	Sulfato de calcio
$\text{KClO}_3$	Trioxidoclorato de potasio	Clorato de potasio	Clorato de potasio

Para recordarlo

Para determinar el estado de oxidación del átomo central en un oxoácido

\text{H}_a\text{X}_b\text{O}_c

, aplica la electroneutralidad sabiendo que

\text{H} = +1

\text{O} = -2

a(+1) + b(\text{E.O.}) + c(-2) = 0

Deducción de fórmula empírica y fórmula molecular

La fórmula empírica refleja la proporción mínima de números enteros entre los átomos que constituyen una sustancia, mientras que la fórmula molecular indica la cantidad real y exacta de cada átomo en una molécula discreta.

Para deducir ambas a partir de la composición centesimal o de masas experimentales, se aplica una secuencia estricta:

Asumir una base de cálculo: Si los datos vienen expresados en porcentaje ponderal, se toma como referencia una muestra de 100 g de sustancia, de modo que el porcentaje de cada elemento equivalga directamente a su masa en gramos.
Calcular los moles de cada elemento: Se divide la masa en gramos de cada constituyente entre su masa atómica molar respectiva:
$n_i = \frac{m_i}{M_{\text{at, } i}}$
Determinar la relación atómica entera más simple: Se divide cada valor de moles entre el menor número de moles obtenido. Si los cocientes resultantes presentan fracciones decimales sencillas (como 0,5 o 0,33), se multiplican todos por un factor entero común (2 o 3, respectivamente) hasta conseguir números enteros. El resultado conforma los subíndices de la fórmula empírica.
Establecer el factor multiplicador para la fórmula molecular: Se relaciona la masa molar de la molécula real ( $M_M$ ) con la masa molar teórica calculada para la fórmula empírica ( $M_{FE}$ ):
$x = \frac{M_M(\text{FM})}{M_M(\text{FE})} \tag{donde } x \text{ es un entero natural}$

Si la sustancia se encuentra en fase gaseosa, la masa molar molecular suele deducirse midiendo magnitudes termodinámicas mediante la ecuación de estado de los gases ideales:

P \times V = n \times R \times T \boldsymbol{\rightarrow} M_M = \frac{m \times R \times T}{P \times V}

Obtenido el factor natural $x$ , la fórmula molecular resulta de multiplicar cada subíndice empírico por dicho entero: $\text{FM} = x \times (\text{FE})$ .

Proceso

Deducción de fórmula empírica y molecular

1⚖️Composición centesimalAsumir base de 100 g para convertir porcentajes en gramos.

→

2🧪Moles de cada elementoDividir la masa de cada especie entre su masa atómica molar.

→

3➗Proporción mínimaDividir todos los moles entre el menor valor obtenido.

→

4📝Fórmula empíricaMultiplicar por enteros si surgen decimales fraccionarios.

→

5🔬Masa molecular realDeterminar MM mediante P·V=n·R·T o espectrometría de masas.

→

6🎯Fórmula molecularMultiplicar la empírica por el cociente entero x = MM / M(FE).

Ejemplo resuelto: deducción de fórmula empírica y molecular

Un hidrocarburo gaseoso presenta una composición centesimal del 82,66 % de carbono y 17,34 % de hidrógeno en masa. En condiciones normales de presión y temperatura (1 atm, 273,15 K), una muestra gaseosa de 2,59 g de dicho compuesto ocupa un volumen de 1,00 L. Determina su fórmula empírica y su fórmula molecular. Masas atómicas: C = 12,01 g/mol; H = 1,008 g/mol; $R = 0{,}0821 \text{ atm}\times\text{L}\times\text{mol}^{-1}\times\text{K}^{-1}$ .

Conversión a moles (en base a 100 g):
Masa de C = 82,66 g; $n_{\text{C}} = \frac{82{,}66}{12{,}01} = 6{,}883 \text{ mol}$ .
Masa de H = 17,34 g; $n_{\text{H}} = \frac{17{,}34}{1{,}008} = 17{,}202 \text{ mol}$ .
Relación estequiométrica elemental:
Dividiendo entre el menor valor (6,883):
$\text{C} = \frac{6{,}883}{6{,}883} = 1{,}00$
$\text{H} = \frac{17{,}202}{6{,}883} = 2{,}50$
Multiplicando por 2 para eliminar la fracción: $\text{C} = 2$ , $\text{H} = 5$ .
Por tanto, la fórmula empírica es $\text{C}_2\text{H}_5$ .
Masa molar de la fórmula empírica:
$M_M(\text{C}_2\text{H}_5) = 2 \times 12{,}01 + 5 \times 1{,}008 = 29{,}06 \text{ g/mol}$ .
Masa molecular real a partir de los datos del gas:
$M_M = \frac{m \times R \times T}{P \times V} = \frac{2{,}59 \times 0{,}0821 \times 273{,}15}{1{,}00 \times 1{,}00} = 58{,}08 \text{ g/mol}$ .
Cálculo del factor multiplicador:
$x = \frac{58{,}08}{29{,}06} \boldsymbol{\rightarrow} x = 2$ .
La fórmula molecular es $2 \times (\text{C}_2\text{H}_5) = \text{C}_4\text{H}_{10}$ (butano).

Disoluciones y magnitudes de concentración

Una disolución es un sistema termodinámico homogéneo constituido por dos o más componentes. En disoluciones binarias, el soluto corresponde a la sustancia que se halla en menor cantidad (y se disuelve), mientras que el disolvente es el medio dispersante que se encuentra en mayor proporción.

La cantidad relativa de soluto disuelto respecto a una masa o volumen dado de disolvente o disolución total define la concentración. Sus expresiones cuantitativas habituales son:

1. Concentraciones porcentuales

Tanto por ciento en masa ( $\text{\% m/m}$ ): Masa de soluto por cada 100 unidades de masa de mezcla total:
$\text{\% en masa} = \frac{m_{\text{soluto}}}{m_{\text{disolución}}} \times 100 = \frac{m_s}{m_s + m_d} \times 100$
Tanto por ciento en volumen ( $\text{\% V/V}$ ): Utilizado prioritariamente en mezclas de líquidos o gases:
$\text{\% en volumen} = \frac{V_{\text{soluto}}}{V_{\text{disolución}}} \times 100$

2. Molaridad, molalidad y fracción molar

Molaridad ( $M$ ): Moles de soluto disueltos por cada litro de disolución:
$M = \frac{n_{\text{soluto}}}{V_{\text{disolución}}(\text{L})}$
Depende de la temperatura al variar el volumen con la dilatación térmica.
Molalidad ( $m$ ): Cantidad de sustancia de soluto por cada kilogramo de disolvente puro:
$m = \frac{n_{\text{soluto}}}{m_{\text{disolvente}}(\text{kg})}$
Es invariante frente a fluctuaciones de temperatura y presión.
Fracción molar ( $X_i$ ): Razón adimensional entre los moles de un componente dado y la suma total de moles de todas las especies presentes:
$X_s = \frac{n_s}{n_s + n_d}, \tag{} X_d = \frac{n_d}{n_s + n_d}$
La suma de las fracciones molares de todos los constituyentes de la mezcla satisface rigurosamente:
$X_s + X_d = 1 \tag{donde } 0 < X_i < 1$

Error frecuente

Confundir la masa de disolvente con la masa total de la disolución al calcular la molalidad. En el denominador de

m

interviene exclusivamente la masa de disolvente puro expresada en kilogramos, no la masa combinada de soluto y disolvente.

Presión parcial y procesos de dilución

En mezclas gaseosas ideales o en vapores en equilibrio con fases condensadas, la presión parcial ejercida por un componente $A$ se rige por la ley de Dalton, vinculándose de forma directa con su fracción molar:

P_A = P_{\text{total}} \times X_A

Por otro lado, al realizar la dilución de una disolución concentrada agregando disolvente puro, el número de moles de soluto permanece constante. En consecuencia, se cumple la igualdad de conservación:

n_1 = n_2 \boldsymbol{\rightarrow} M_1 \times V_1 = M_2 \times V_2

Donde el volumen final diluido $V_2$ equivale a la suma del volumen de la alícuota inicial $V_1$ más el volumen de disolvente añadido ( $V_{\text{añadido}}$ ), asumiendo volúmenes aditivos.

Ejemplo resuelto: preparación y dilución de una disolución acuosa

Se dispone de un ácido clorhídrico comercial concentrado de densidad $1{,}18 \text{ g/mL}$ y una riqueza en masa del 36,0 %. Calcula:
a) La molaridad de la disolución comercial concentrada.
b) El volumen de ácido comercial necesario para preparar 250 mL de una disolución diluida $0{,}50 \text{ M}$ .
Masa molar del $\text{HCl} = 36{,}46 \text{ g/mol}$ .

Cálculo de la molaridad comercial (a partir de 1 L de disolución):
Masa de 1 litro de disolución: $m_{\text{dis}} = 1000 \text{ mL} \times 1{,}18 \text{ g/mL} = 1180 \text{ g}$ .
Masa de soluto puro: $m_{\text{HCl}} = 1180 \text{ g} \times 0{,}360 = 424{,}8 \text{ g}$ .
Moles de soluto en ese litro: $n_{\text{HCl}} = \frac{424{,}8 \text{ g}}{36{,}46 \text{ g/mol}} = 11{,}65 \text{ mol}$ .
Molaridad: $M_1 = \frac{11{,}65 \text{ mol}}{1 \text{ L}} = 11{,}65 \text{ M}$ .
Determinación del volumen alícuota para la dilución:
Aplicando el balance de conservación: $M_1 \times V_1 = M_2 \times V_2$ .
Sustituyendo los datos deseados: $11{,}65 \times V_1 = 0{,}50 \times 0{,}250 \text{ L}$ .
$V_1 = \frac{0{,}125}{11{,}65} = 0{,}01073 \text{ L} = 10{,}73 \text{ mL}$ .
Se deberán tomar 10,73 mL del ácido concentrado y enrasar con agua destilada hasta alcanzar los 250 mL en un matraz aforado.

Ideas clave

El número de oxidación determina la estequiometría de los compuestos binarios y ternarios según las convenciones de carga formal IUPAC.
La fórmula empírica representa la proporción de números enteros más sencilla entre elementos, obtenida dividiendo los moles de cada especie entre el valor mínimo hallado.
La fórmula molecular resulta de multiplicar la fórmula empírica por un factor entero derivado del cociente entre la masa molecular real y la masa de la unidad empírica.
La molaridad depende del volumen de la disolución y fluctúa con la temperatura, a diferencia de la molalidad, calculada exclusivamente por kilogramo de disolvente puro.
En todo proceso de dilución la cantidad de soluto no varía, satisfaciéndose la igualdad $M_1 \times V_1 = M_2 \times V_2$ .

Comprueba lo que has aprendido

¿Por qué un cambio en la temperatura del sistema altera el valor de la molaridad pero no el de la molalidad?

La molaridad se define por litro de disolución y los líquidos se dilatan o contraen térmicamente alterando el volumen. La molalidad relaciona moles de soluto con la masa en kilogramos del disolvente, magnitud independiente de la temperatura.

Si una sustancia presenta una fórmula empírica

\text{CH}_2\text{O}

y su masa molar experimental es 180,16 g/mol, ¿cuál es su fórmula molecular?

La masa de la unidad empírica es

12{,}01 + 2(1{,}008) + 16{,}00 = 30{,}03 \text{ g/mol}

. El factor entero es

x = 180{,}16 / 30{,}03 \boldsymbol{\rightarrow} 6

. La fórmula molecular es

\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6

Repaso rápido

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¿Qué estado de oxidación presenta el cromo en el anión dicromato (Cr₂O₇²⁻)?

Estos apuntes pueden contener errores u omisiones. Son un material de apoyo y no sustituyen al temario oficial ni al profesorado: contrasta la información importante. Más información