5 conceptos para recordar

1- Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa que se basa en un valor exactamente de 12 para el isótopo carbono-12. La masa atómica dada para los átomos de un elemento particular, por lo general, es el promedio de la distribución de los isótopos naturales de ese elemento. La masa molecular de una molécula es la suma de la masas atómicas de los átomos que la constituyen. Tanto la masa atómica, como la masa molecular se pueden determinar con exactitud con un espectrómetro de masas.

2- Un mol es el número de Avogadro (6,022 x 10²³) de átomos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gramos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y contiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los elementos), de moléculas o de unidades de fórmula simples (en el caso de compuestos iónicos).

3- La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto, es posible deducir su fórmula empírica, y su fórmula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.

4- Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias que experimentan un cambio, los reactivos, se escriben del lado izquierdo y las sustancias que se forman, los productos, aparecen del lado derecho de la flecha. Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. El número de átomos de cada tipo de elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo.

5- La estequiometría es el estudio cuantitativo de los productos y reactivos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se realizan de manera óptima expresando, tanto las cantidades conocidas como las desconocidas, en término de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica; limita la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reaccion (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendimiento teórico). La relación de los dos se expresa como porcentaje de rendimiento.

Rendimiento de la reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reaciona todo el reactivo limitante. Por tanto, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien, la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Existen muchas razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo, muchas reacciones son reversibles, por lo que no proceden en un 100% de izquierda de derecha. Aún cuando la reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de reacción (por ejemplo, de una disolución acuosa). Algunas reacciones son complicadas, en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o los reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción.

Para determinar la eficiencia de una reacción específica, los químicos utilizan el término rendimiento porcentual, que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. Se calcula de la siguiente forma:

El intervalo de procentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1% hasta 100%. Los químicos siempre buscan alumentar el porcentaje de rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presion.

Nomenclatura de ácidos

Un ácido se describe como una sustancia que libera iones hidrógeno (H⁺) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno, asi como un anión. Los aniones cuyo nombre termina en "uro" forman ácidos cuyo nombre terminan en "hidrico". En algunos casos se pueden asignar dos nombres diferentes a la misma fórmula química.

HCl  Cloruro de hidrógeno
HCl  Ácido clorhídrico

El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. En estado gaseoso o en estado líquido puro, HCl es un compuesto molecular que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno. Cuando se encuentra disuelta en agua, sus moléculas se separan en iones H⁺ y Cl^-; en esta forma la sustancia se llama ácido clorhídrico.

Los oxácidos son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento central). Las fórmulas de los oxácidos generalmente se escriben con el H en el primer lugar, seguido por el elemento central y al final el O. Ejemplos:

HNO₃    ácido nítrico
H₂CO₃   ácido carbónico
H₂SO₃   ácido sulfúrico
HClO₃   ácido clórico

Con frecuencia dos o más oxácidos tienen el mismo átomo central pero diferente número de átomos de O. Empezando con los oxácidos cuyos nombres terminan en "ico" se utilizan las siguientes reglas para nombrar compuestos:

• Al agregar un átomo de O al ácido "ico", el ácido se llamará ácido "per...ico". Así la adición de un átomo de O al HClO₃ cambia de ácido clórico a ácido perclórico HClO₄
• Al quitar un átomo de O al ácido "ico", el ácido se llama ácido "oso". Así, el ácido nítrico HNO₃ se transforma en ácido nitroso HNO₂.
• Al quitar dos átomos de O del ácido "ico", el ácido se llama ácido "hipo...oso". Así cuando HBrO₃ se convierte en HBrO, el ácido se llama hipobromoso.

Las reglas para nombrar los oxániones, que son los aniones de los oxácidos, son las siguientes:

• Cuando se quitan todos los iones H del ácido "ico", el nombre del anión termina en "ato". Por ejemplo, el anión CO₃², derivado de H₂CO₃, se llama carbonato.
• Cuando se quitan todos los iones H del ácido "oso", el nombre del anión termina en "ito". Así, el catión ClO₂^-, derivado de HClO se llama clorito.

Fórmulas empíricas

La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, sustancia que se utiliza como antiséptico y como agente blanqueador para fibras textiles y decolorante de cabello, es H₂O₂. Esta fórmula indica que cada molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno. La relación de átomos de hidrógeno a átomos de oxígeno en esta molécula es de 2:2 o 1:1. La fórmula empírira del peróxido de hidrógeno es HO. En consecuencia, la fórmula empírica indica cuales elementos estan presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. Como otro ejemplo, considere el compuesto hidrazina (_N2H₄), que se utiliza como combustible para cohetes. La fórmula empírica de la hidrazina es NH₂, La relación entre el nitrógeno y el hidrógeno es 1:2, tanto en la fórmula molecular (_N2H₄), como en la fórmula (NH₂), solo la fórmula molecular indica el número de átomos de N (dos) y de H (cuatro) presentes en una molécula de hidrazina.

Las fórmulas empíricas son las fórmulas quimicas más sencillas; se escriben de manera que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los númeors enteros mas pequeños que sea posible. Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moleculas. Cuando los químicos analizan un compuesto desconocido, generalmente el primer paso consiste en la determinacion de la fórmula empírica.

Para muchas moléculas, la fórmula molecular y la fórmula empírica son la misma. Algunos ejemplos lo constituyen el agua (_H2O), el amoniaco (NH₃), el dióxido de carbono (CO₂) y el metano (CH₃).