Autor: Gradilla.info

¿Qué es una propiedad extensiva?

Las propiedades extensivas de la materia, son propiedades aditivas que dependen de la masa y son magnitudes equitativas con el tamaño del sistema que especifican.

¿Qué es una propiedad intensiva?

Las propiedades intensivas de la materia, son propiedades no aditivas, las cuales no dependen del tamaño o masa del cuerpo.  

5 Ejemplos de propiedades extensivas

1. Peso

El peso es la fuerza de atracción que la tierra ejerce sobre un cuerpo, esto gracias a la intervención de la gravedad.

2. Fuerza

La fuerza es una capacidad física o magnitud, la cual mide el cambio de momento entre dos cuerpos.

3. Longitud

Dimensión o extensión de un cuerpo en línea recta.

4. Volumen

El volumen es el área que ocupa un cuerpo determinado.

5. Masa

La masa es una magnitud física que mide la oposición a la modificación del movimiento de un cuerpo.

5 ejemplos de propiedades intensivas

1. Elasticidad

La elasticidad es una propiedad de la materia que permite a un cuerpo recobrar su forma cuando la fuerza que lo modifica se detiene.

2. Punto de ebullición

Es la temperatura que alcanza una sustancia, en la cual la presión del líquido es uniforme a la presión al rededor del mismo, que se transforma en vapor.

3. Punto de fusión

Es la temperatura a la que una sustancia se modifica para pasar de un estado líquido a un estado sólido.

4. Olor

Es la emanación de un cuerpo, la cual es percibida por el sentido del olfato.

5. Sabor

Propiedad de una sustancia o alimento determinada por la interacción de sensaciones químicas y el sentido del gusto.

¿Qué es una reacción de síntesis?

Una reacción de síntesis o adición ocurre cuando dos o más compuestos hacen reacción ante diferentes circunstancias y de esa reacción nace un nuevo producto.

(Oxido no metálico + Agua —> Ácido).

Ejemplos de reacciones de síntesis

1. F²0³ + H²O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: F²0³ + H²O —> H₂

Paso 2. Pasamos el flúor: F²0³ + H²O —> H₂F₂

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: F²0³ + H²O —> H₂F₂O₄

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= F²0³ + H²O —> HFO₂

2. Cl₂O₇ + H₂O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: Cl₂O₇ + H₂O —> H₂

Paso 2. Pasamos el cloro: Cl₂O₇ + H₂O —> H₂Cl₂

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: Cl₂O₇ + H₂O —> H₂Cl₂O₈

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= Cl₂O₇ + H₂O —> HClO₄

3. H₂O + P₂O₅ —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: H₂O + P₂O₅ —> H₂

Paso 2. Pasamos el Fósforo: H₂O + P₂O₅ —> H₂P₂

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: H₂O + P₂O₅ —> H₂P ₂O₆

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= H₂O + P₂O₅ —> HPO₃

4. NO₂ + H₂O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: NO₂ + H₂O —> H₂

Paso 2. Pasamos el Nitrógeno: NO₂ + H₂O —> H₂N

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: NO₂ + H₂O —> H₂NO₃

Paso 4. No se puede simplificar la ecuación, ya que solo un número tiene mitad:

R= NO₂ + H₂O —> H₂NO₃

5. S₂O₂ + H₂O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: S₂₂ + H₂O —> H₂

Paso 2. Pasamos el Azufre: S₂O₂ + H₂O —> H₂S₂

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: S₂O₂ + H₂O —> H₂S ₂O₃

Paso 4. No se puede simplificar la ecuación, ya que solo un número tiene mitad:

R= S₂O₂ + H₂O —> H₂S ₂O₃

¿Qué es un hidruro?

Un hidruro metálico resulta de la unión de algún metal con el hidrógeno, el cual, en este tipo de reacciones siempre cuenta con una oxidación de -1.

Ejemplos de hidruros

Nombre	Fórmula
Hidruro de Magnesio	Mg+2 H-1 —> MgH2
Hidruro de Cesio	Cs+1 H+1 —> CsH
Hidruro de Mercurio	Hg+1 H-1 —> HgH
Hidruro de Hierro	Fe+2 H-1 —> FeH2
Hidruro de Estroncio	Sr+2 H-1 —> SrH2

¿Qué es un compuesto?

Un compuesto químico es la unión de dos o más elementos encontrados en la tabla periódica. Es necesario que cuente con una fórmula química.

¿Qué es una sustancia pura?

La sustancia pura es la que tiene estabilidad en su composición, es decir, que no existen otros elementos integrándola.

¿El aire es una sustancia pura?

El aire No es una sustancia pura, ya que se compone de una serie de gases en diferentes porcentajes, como el Nitrógeno, el Oxígeno y otros más en proporciones menores.

Ejemplos de sustancias puras

1. Torio
2. Helio
3. Oro
4. Mercurio
5. Azufre

Ejemplos de Compuestos

1. NaCl (Cloruro de sodio)
2. Pb(NO3)2 (Nitrato de plomo)
3. NaOH (Hidróxido de sodio)
4. CaO (Óxido de calcio)
5. HCl (Ácido clorhídrico)

¿Cuál es el método de tanteo?

El método de tanteo es una forma más sencilla y rápida para equilibrar los átomos en una reacción química, esto en ecuaciones sencillas.

Ejemplos de balanceo por tanteo

1. Al + N2 –> AlN

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 Al 1

2 N 1

Paso 2. Como el N no está equilibrado, vamos a agregar un 2 al principio del compuesto del lado derecho.

Al + N2 –> 2 AlN

Paso 3. Con el paso anterior, gemos desequilibrado al Al, así que escribiremos también un 2 en el Al del lado izquierdo de la fórmula.

R= 2 Al + N2 –> 2 AlN

2. N₂O₅ + H₂O –> HNO₃

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

2 N 1

2 H 1

6 O 3

Paso 2. Equilibramos la ecuación de la siguiente manera:

R= N₂O₅ + H₂O –> 2 HNO₃

3. PbCl₄ + H₂O –> PbO₂ + HCl

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 Pb 1

4 Cl 1

2 H 1

1 O 2

Paso 2. Debemos equilibrar el CL, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R=  PbCl₄ + 2 H₂O –> PbO₂ + 4 HCl

4. Na₂Cr₂O₇ + NH₄Cl –> Cr₂O₃ + NaCl + N₂ + H₂0

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

2 Na 1

2 Cr 2

1 N 2

1 Cl 1

4 H 2

7 O 4

Paso 2. Debemos equilibrar el Na, N, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R= Na₂Cr₂O₇ + 2 NH₄Cl –> Cr₂O₃ + 2 NaCl + N₂ + 4 H₂0

5. KMnO₂ + HCl à KCl + MnCl₂ + H₂O + Cl

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 K 1

1 Mn 1

1 Cl 4

1 H 2

2 O 1

Paso 2. Debemos equilibrar el Cl, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R= KMnO₂ + 4 HCl –> KCl +  MnCl₂ + 2 H₂O +  Cl

¿Qué es un enlace iónico?

Un enlace iónico, también conocido como enlace electrovalente, es lo que resulta por la atracción electrostática entre iones con signos opuestos, esto tomando en cuenta la valencia de cada elemento y los electrones que quieren ganar o perder.

1. NH₃

Paso 1. Enlistamos los elementos y representamos los electrones de cada elemento utilizando la tabla de Lewis.

N 🔵🔵🔵🔵🔵

H 🔵

H 🔵

H 🔵

Paso 2. Determinamos si es iónico o covalente (tabla de electronegatividades)

Nitrógeno = 3.1

Hidrógeno = 2.1

3.1 -2.1= 1.0    Covalente polar

Siempre que el resultado sea menor a 1.7 es Covalente Polar

2. Cl₂O

Paso 1. Enlistamos los elementos y representamos los electrones de cada elemento utilizando la tabla de Lewis.

Cl 🔵🔵🔵🔵🔵🔵🔵

Cl 🔵🔵🔵🔵🔵🔵🔵

O 🔵🔵🔵🔵🔵🔵

Paso 2. Determinamos si es iónico o covalente (tabla de electronegatividades)

Oxigeno = 3.5

Cloro = 2.8

3.5 -2.8 = 0.7 Covalente polar

Siempre que el resultado sea menor a 1.7 es Covalente Polar

3. H₂P0₃

Paso 1. Hacemos el diagrama utilizando la tabla de Lewis.

4. AlF3

Al 🔵🔵🔵

F 🔵🔵🔵🔵🔵🔵🔵

F 🔵🔵🔵🔵🔵🔵🔵

F 🔵🔵🔵🔵🔵🔵🔵

Paso 2. Determinamos si es iónico o covalente (tabla de electronegatividades)

F = 4.0

Al = 1.5

4.0 -1.5 = 2.5 Enlace Iónico

Siempre que el resultado sea mayor a 1.7 es Iónico

5. CO₂

C 🔵🔵🔵🔵

O 🔵🔵🔵🔵🔵🔵

O 🔵🔵🔵🔵🔵🔵

Paso 2. Determinamos si es iónico o covalente (tabla de electronegatividades)

O = 3.5

C = 2.5

3.5 -2.5 = 1.0 Covalente polar

Siempre que el resultado sea menor a 1.7 es Covalente Polar

¿Qué es una reacción redox?

Es toda reacción química, en la cual se transfieren uno o más electrones entre los reactivos, provocando así cambios en sus estados de oxidación.

Agente reductor

Es un elemento químico que da electrones, aumentando su oxidación.

Agente oxidante

Es el elemento que obtiene electrones, disminuyendo su oxidación.

5 ejemplos de reacciones redox

1. Fe₂O₃ + 3CO →  2 Fe + 3 CO₂ 

Fe⁺³ -> Fe⁰ Reducción

C⁺² -> C⁺⁴ Oxidación

2. 2C₈H₁₈ + 25O₂ -> 16CO₂ + 18H₂O

C^-2 -> C⁺⁴ Oxidación

3. Zn + AgHO₃ -> ZnHO₃ + Ag

Zn⁰ -> Zn⁺⁵ Oxidación

Ag⁺⁵ -> Ag⁰ Reducción

4. 4 HNO₃ + 3 Sn + 1 H₂0 -> 3 H₂Sn0₃ + 4 NO

N⁺⁵ -> N⁺² Reducción

Sn⁰ -> Sn ⁺⁴ Oxidación

5. Ag + HNO3 -> HAgO3 + NO2 + H2O

Ag 0 -> Ag+5 Oxidación

N+5 -> N+4 Reducción

Tipos de reacciones redox

• Combustión
• Oxidación
• Desproporción
• Desplazamiento simple
• Reducción

Balanceo de una reacción redox

HNO₃ + Sn + H₂0 -> H₂Sn0₃ + NO

Paso 1. Colocar los números de oxidación (Todos los hidrógenos que están acompañados y al principio valen 1. Todos los oxígenos acompañados y al final valen 2. Los elementos que están solos valen 0).

H⁺¹ N⁺⁵ O₃^-2 + Sn⁰ + H₂₊₁0^-2 -> H₂⁺¹Sn⁺⁴ 0₃^-2 + N⁺²O^-2

Paso 2. Vamos a revisar que elementos se redujeron y cuales aumentaron

N⁺⁵ -> N⁺²   (3)   Reducción

Sn⁰ -> Sn ⁺⁴   (4) Oxidación

Paso 3. Cruzamos los números

4 N -> 4 N 

3 Sn-> 3 Sn  

Paso 4. Colocar los números en la ecuación para equilibrarla

  4 HNO₃ + 3 Sn + H₂0 -> 3 H₂Sn0₃ + 4 NO

Paso 5. Enlistamos los elementos para ver la cantidad de elementos que existen de cada lado de la fórmula, al último el hidrógeno y el oxígeno de preferencia.

4 N 4

3 Sn 3

6 H 6

13 O 13

Respuesta = 4 HNO₃ + 3 Sn + 1 H₂0 -> 3 H₂Sn0₃ + 4 NO

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¿Qué es una fórmula molecular?

Muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. E múltiplo de la formula empírica  por lo tanto se puede determinar, conociendo el peso molecular del compuesto y el peso de la formula mínima.

¿Qué es una fórmula empírica?

La fórmula empírica o formula condensada indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presentes en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos.

Ejemplos de fórmulas moleculares resueltas:

1. Obtén la fórmula molecular de C2H4Cl con una masa de 127g

*Primer paso vamos a sacar la masa (m)

2×12=24 (2 Carbono x 12 (Masa del elemento))

4×1=4 (4 Hidrógeno x 1 (Masa del elemento))

1×35.5=35.5 (1 Cloro x 35.5 (Masa del elemento))

m=12+1+35.5

m=63.5

*Paso 2. Dividir la masa de 127g entre “m”

127÷ 63.5= 2

*Paso 3. Para sacar la fórmula molecular, vamos a multiplicar la fórmula empírica por 2

C2H4Cl  x 2 = C4H8Cl2

Formula molecular= C4H8Cl2

Nomenclatura sistemática: 2,2-diclorobutano

2. Obtener la fórmula empírica de C= 92.3% H=7.7% con una masa de 78g y después obtén la Fórmula molecular.

*Paso1. Encontrar la fórmula empírica. Dividimos los porcentajes entre la masa molecular de cada elemento.

C: 92.3% ÷ 12= 7.69 mol

H: 7.7% ÷ 1= 7.7 mol

*Paso 2. Dividimos los resultados entre el número más pequeño de los mismos y redondeamos los resultados.

7.7÷ 7.69=1

7.69÷ 7.69=1

*Paso 3. Tomamos los valores y conformamos la fórmula empírica

Fórmula empírica= C1H1 o lo que es lo mismo CH

*Paso 4. Hallamos la masa empírica. Sumamos la masa del Carbono más la masa del Hidrógeno.

12 + 1= 13 g/mol

Masa empírica= 13 g/mol

*Paso 5. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (masa empírica)n= masa molecular

(13)n=78

n=78/13

n=6

*Paso 6 Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (Fórmula empírica)n= Fórmula molecular

(CH)6=C6H6

Fórmula molecular= C6H6

Nomenclatura: Benceno

3. Obtener la fórmula empírica de Na= 62% O=10% con una masa de 120g y después obtén la Fórmula molecular.

*Paso 1. Encontrar la fórmula empírica. Dividimos los porcentajes entre la masa molecular de cada elemento.

Na: 62% ÷ 23= 2.7 mol

O: 10% ÷ 16= 0.62 mol

*Paso 2. Dividimos los resultados entre el número más pequeño de los mismos y redondeamos los resultados.

2.7÷ 0.62=4

0.62÷ 0.62=1

*Paso 3 Tomamos los valores y conformamos la fórmula empírica

Fórmula empírica= Na40

*Paso 4. Hallamos la masa empírica. Sumamos la masa del Na más la masa del O.

23 + 16= 39 g/mol

Masa empírica= 39 g/mol

*Paso 5. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (masa empírica)n= masa molecular

(39)n=120

n=120/39

n=3

*Paso 6 Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (Fórmula empírica)n= Fórmula molecular

(Na40)3= Na1203

Fórmula molecular= Na1203

4. Obtener la fórmula empírica de C= 33.5% H=5% con una masa de 67g y después obtén la Fórmula molecular.

*Paso 1. Encontrar la fórmula empírica. Dividimos los porcentajes entre la masa molecular de cada elemento.

C: 33.5% ÷ 12= 2.8 mol

H: 5% ÷ 1= 5 mol

*Paso 2. Dividimos los resultados entre el número más pequeño de los mismos y redondeamos los resultados.

2.8÷ 2.8=1

5÷ 2.8=2.

*Paso 3. Tomamos los valores y conformamos la fórmula empírica

Fórmula empírica= CH2

*Paso 4. Hallamos la masa empírica. Sumamos la masa del C más la masa del H.

12+ 1= 13 g/mol

Masa empírica= 13 g/mol

*Paso 5. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (masa empírica)n= masa molecular

(13)n=67

n=67/13

n=5

*Paso 6. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (Fórmula empírica)n= Fórmula molecular

(CH2)5= C5H10

Fórmula molecular= C5H10

Nomenclatura: Ciclopentano

5. Obtener la fórmula empírica de N= 73% H=15% con una masa de 120g y después obtén la Fórmula molecular.

*Paso 1. Encontrar la fórmula empírica. Dividimos los porcentajes entre la masa molecular de cada elemento.

N: 73% ÷ 14= 5.2 mol

H: 15% ÷ 1= 15 mol

*Paso 2. Dividimos los resultados entre el número más pequeño de los mismos y redondeamos los resultados.

5.2÷ 5.2=1

15÷ 5.2=3.

*Paso 3. Tomamos los valores y conformamos la fórmula empírica

Fórmula empírica= NH3

*Paso 4. Hallamos la masa empírica. Sumamos la masa del C más la masa del H.

14+ 1= 15 g/mol

Masa empírica= 15 g/mol

*Paso 5. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (masa empírica)n= masa molecular

(15)n=120

n=120/15

n=8

*Paso 6. Hallamos la fórmula molecular. Fórmula: (Fórmula empírica)n= Fórmula molecular

(NH3)8= N8H27

Fórmula molecular= N8H27

¿Qué es un mol?

El Mol es una unidad de medida equivalente a 6’022.10²³  (Número de Avogadro) de átomos o moléculas.

¿Qué es el mol gramo?

Es la propiedad física expresada en gramos, que determina la cantidad de moles en una sustancia química.

Ejemplos para calcular los moles:

1. Calcula los mol de 200 gramos de F2O

• n= ?   
• m= 200g
• F2O
• M= ?

*Paso 1. Sacar el peso molecular (M)

2x 19=38 (2 Fluor x 19 (Masa del elemento))

1×16=16 (1 Oxígeno x 16 (Masa del elemento))

M= 38 + 16

M= 54 g/mol

*Ahora vamos a calcular los mol

Fórmula: n=m/M

n= 200g / 54 g/mol

n= 3.70 mol

2. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0,356 mol de Zn? (Opción sin factores de conversión)

*Paso 1. Encontrar la masa molar del Zn (Tabla periódica)

1 mol de Zn = 65,39g de Zn

*Paso 2. Para convertir de mol a gramos se tiene que multiplicar el número dado de moles por la masa molar.

0.356 x 65.39= 23.3g de Zn

3. Calcular los mol de 240 gramos de Agua H2O

• n= ?   
• m= 240g
• H2O
• M= ?

*Paso 1. Sacar el peso molecular (M)

2×1=2 (2 Hidrógeno x 1 (Masa del elemento))

1×16=16 (1 Oxígeno x 16 (Masa del elemento))

M= 2+ 16

M= 18 g/mol

*Ahora vamos a calcular los moles

Fórmula: n=m/M

n= 240g / 18 g/mol

n= 13.3 mol H2O

4. Calcular los mol de 5.4 kg de Na2SO4

• n= ?   
• m= 5.4kg *Pasamos a gramos= 5400g (Para pasar kg a g se multiplican los kg por 1000)
• Na2SO4
• M= ?

*Paso 1. Sacar el peso molecular (M)

2×23=46 (2 Sodio x 23 (Masa del elemento))

1×32=32 (1 Azufre x 32 (Masa del elemento))

4×16=64 (4 Oxígeno x 16 (Masa del elemento))

M= 46+ 32+ 64

M= 142 g/mol

*Ahora vamos a calcular los moles

Fórmula: n=m/M

n= 5400g / 142 g/mol

n= 38.02 mol  Na2SO4

5. Calcula moles de AI2 (PO4)3 si hay 1900 mg

• n= ?   
• m= 1900mg *Pasamos a gramos= 1.9g (Para pasar mg a g se dividen los mg entre 1000)
• Al2 (PO4)3
• M= ?

*Paso 1. Sacar el peso molecular (M)

2×27=54 (2 Aluminios x 27 (Masa del elemento))

3×31=93 (1 Fósforo x 31 (Masa del elemento))

12×16=192 (12 Oxígeno x 16 (Masa del elemento))

M= 54+ 93+ 192

M= 339 g/mol

*Ahora vamos a calcular los moles

Fórmula: n=m/M

n= 1.9g / 339 g/mol

n= 5.6×10^-3 mol  AI2 (PO4)3