CUADERNILLO QUIMICA 3°

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 1 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 2 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores PROGRAMA COMPLETO DE QUIMICA 3º A – B – C CPEM 25 Prof. Teresita Flores-María Emilia Lopez UNIDAD 1 : La Química : concepto. Origen, la alquimia y el camino hacia la Química moderna . Teoría del Flogisto.Evolución de los modelos atómicos: - Demócrito - Dalton: postulados - Thomson. Breve reseña de sus experiencias y conclusiones - Rutherford. Experiencia - Bohr. Distribución electrónica. -Aportes de Chadwick y Schöredinger. Partículas subatómicas fundamentales. Cálculo de A ;Z; p+; e- ; nº. Isótopos. Masa atómica relativa Radiactividad. Descubrimiento. Tipos de Rayos. Usos y Peligros.UNIDAD 2 : Modelo atómico actual : Distribución electrónica en niveles y sub-niveles. Principio de incertidumbre de Heisenberg ‐ Orbital: concepto, diferentes formas ‐ Principio de máxima multiplicidad o de Hund. Números cuánticos ‐ Diferencias y similitudes entre el modelo atómico actual y el modelo de Bohr. ‐ Cajas o Casillas Cuánticas. Principio de exclusión de Pauli. Regla de las diagonales o principio de construcción de Aufbau ‐ Configuración electrónica completa. Configuración electrónica externa. Estructura de Lewis. Tabla Periódica: Descubrimiento de los elementos. Clasificación de Lavoisier. Tríadas. Octavas. Tornillo telúrico. Tabla de Mendeleyev-Meyer. Tabla periódica actual. Símbolo Químico. Concepto Propiedades periódicas: grupos, período, radio atómico, electronegatividad y carácter metálico. Isótopos. Uso de la Tabla. Ejercicios ‐

UNIDAD 3 : Uniones Químicas: Concepto, Electronegatividad. Estados de oxidación. Teoría del Octeto Tipos de uniones : • Unión iónica. Iones. Óxidos básicos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico. • Unión Covalente simple, doble, triple, , Coordinada o Dativa. Polaridad de la Unión. Óxidos ácidos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico. • Unión Metálica. • Características de cada unión. • Calculo de tipos de uniones. Ejercicios para determinarlas • Representación de compuestos. Estructura de Lewis y de Kossel • Fuerzas intermoleculares: Puente Hidrógeno. Dipolo-dipolo. Dipolo inducido UNIDAD 4 : Formación de compuestos Binarios : Estados de Oxidación . Óxidos Básicos y Ácidos. Hidruros metálicos y No-metálicos, sales de Hidrácidos . Fórmula general. Ecuaciones de obtención . Balanceo estequiométrico. Nomenclatura. Propiedades y usos Formación de compuestos Ternarios : Formación de Hidróxidos, Oxácidos, Oxosales neutras, Fórmula general. Nomenclatura. Ecuaciones de obtención. Balanceo. Propiedades y usos. Formación de compuestos Cuaternarios : Sales básicas, ácidas y mixtas. Ecuación de obtención . Nomenclatura. Bibliografía : Química general e inorgánica. Fernandez-Serventi. El Ateneo. Química General e inorgánica Biazoli-Weitz-Chandias. Ed Kapeluz Química .Alegrá y otros. Eudeba. Tema de Química General. Angelini y otros. Eudeba. Química 4. Aula Taller. Meutino.Ed Stella. Material provisto por la catedra.Profesoras : Lopez María Emilia Flores Teresita


UNIDAD 1 : La Química : concepto. Origen, la alquimia y el camino hacia la Química moderna . Teoría del Flogisto.Evolución de los modelos atómicos: - Demócrito - Dalton: postulados - Thomson. Breve reseña de sus experiencias y conclusiones - Rutherford. Experiencia - Bohr. Distribución electrónica. -Aportes de Chadwick y Schöredinger. Partículas subatómicas fundamentales. Cálculo de A ;Z; p+; e- ; nº. Isótopos. Masa atómica relativa Radiactividad. Descubrimiento. Tipos de Rayos. Usos y Peligros.-

QUÍMICA : su origen mágico Se denomina química a la ciencia que estudia la composición, la estructura y las propiedades de la materia, como a los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la Revolución química.De acuerdo con lo que se conoce en la actualidad, las primeras transformaciones tecnológicas de la materia se iniciaron con la metalurgia , la preparación de barnices y la fabricación del vidrio. – Hacia el año 4000 a.C. diferentes civilizaciones dominaban la técnica de la extracción y utilización de oro, plata y cobre. En ese entonces empezaron a trabajar con bronce, que es una aleación de cobre y estaño. En el 1200 a.C. se descubrió la forma efectiva de trabajar el hierro.Los antiguos egipcios sobresalieron particularmente en el manejo de los conocimientos químicos. Se destacaron en la extracción y utilización de metales, la fabricación de vidrios, perfumes y betunes, los procesos del teñido de la lana, el algodón y el lino, así como las técnicas de momificación .También dominaron las técnicas de fermentación necesarias para elaborar el pan y la cerveza. – Sin embargo, debemos precisar que todos los procedimientos eran puramente experimentales, no había ninguna explicación teórica que los sustentara.Los griegos , por su parte contribuyeron al desarrollo de la química entre los años 600 y 200 A.C.. Aristóteles apoyó la teoría que propiciaba Empédocles, según la cual la tierra, el aire, el fuego y el agua formaban la materia y explicaban propiedades, como la frialdad, la humedad, el calor, la sequedad. Por otra parte en esa época también estaban Leucipo y Demócrito que propusieron la primera teoría atómica. Afirmaban que la materia estaba formada por partículas indivisibles llamas átomos.La Alquimia Se inicia en Egipto y en la Mesopotamia asiática hacia el siglo 1 A.C. .Con posterioridad se difundió por Arabia, India y china. Los inmigrantes árabes llevaron la alquimia a Europa, donde alcanzó un notable desarrollo durante la Edad media. Las prácticas de los alquimistas eran una extraña mezcla de magia y trabajo experimental. Su principal preocupación era transformar todos los metales en oro, para lo cual buscaban obtener la Piedra filosofal y el Elixir de la vida que debía ser una sustancia que curara todas las enfermedades y asegurara la eterna juventud.En esta búsqueda las alquimistas desarrollaron en gran medida los conocimientos químicos: descubrieron varios elementos: el arsénico, el antimonio, el bismuto y también estudiaron las propiedades de varios compuestos como son el Ácido sulfúrico, el clorhídrico y nítrico. Los modernos químicos deben a éstos la invención de equipos de laboratorio como el alambique, la balanza, así como el desarrollo de técnicas experimentales como la destilación.Otro aporte de los alquimistas fue el desarrollo de un sistema para asignar símbolos a las sustancias que empleaban. Los símbolos alquímicos reflejaban una estrecha relación con los astros.-

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 4 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores La Iatroquímica : Entre los siglos XVI y XVII la química se convirtió en una disciplina auxiliar de la medicina, la Iatroquímica.Esa época se caracterizó por la introducción de productos químicos en la práctica médica. Su principal precursor fue Paracelso quién en realidad se llamaba TheophrastusBombast von Hohenheim. Él afirmaba que la finalidad de la química no era producir oro sino descubrir medicamentos.Paracelso: Nació y fue criado en Suiza, hijo del médico y alquimista suabo Wilhelm Bombast von Hohenheim y de madre suiza. Estaba contra la idea que entonces tenían los médicos de que la cirugía era una actividad marginal relegada a los barberos. Sus investigaciones se volcaron sobre todo en el campo de la mineralogía. Viajó bastante, en busca del conocimiento de la alquimia. Produjo remedios o medicamentos con la ayuda de los minerales para destinarlos a la lucha del cuerpo contra la enfermedad. Otro aporte a la Medicina moderna fue la introducción del término sinovial; de allí el líquido sinovial, que lubrica las articulaciones. Además estudió y descubrió las características de muchas enfermedades (sífilis y bocio entre otras) y para combatirlas se sirvió del azufre y el mercurio. Se dice que Paracelso fue un precursor de la homeopatía, pues aseguraba que «lo parejo cura lo parejo» y en esa teoría fundamentaba la fabricación de sus medicinas. Uno de los principios de Paracelso fue: «Únicamente un hombre virtuoso puede ser buen médico»; para él la Medicina tenía cuatro pilares: Astronomía.;Ciencias naturales. ; Química. y El amor. A pesar de que se ganó bastantes enemigos y obtuvo fama de mago, contribuyó en gran manera a que la Medicina siguiera un camino más científico y se alejase de las teorías de los escolásticos. En este contexto aparecen la boticas ( actuales farmacias) que se convierten en laboratorios de experimentación en las que se hacían los preparados químicos para ser usados como medicamentos. Se usaba el opio, el mercurio y diversas sales y minerales, no obstante los tratamientos no siempre fueron buenos para los pacientes.El camino hacia la química moderna A medida que transcurría el tiempo la magia dejaba lugar a la ciencia y la química abandonaba su rol de auxiliar de la medicina para constituirse en una ciencia independiente. Pero ¿Cuándo ocurre este pasaje? A mediados del siglo XVIII , época en que se comienza a utilizar las máquinas de vapor, el problema central de los químicos pasó a ser la combustión. Para explicar este proceso ( a través del cual las sustancias arden) George E Stahl propone la Teoría del flogisto. Esta última palabra es del griego y significa hacer arder.Stahl promocionó y difundió la llamada Teoría del Flogisto que afirmaba que los cuerpos combustibles , como la madera, contenían una sustancia llamada flogisto, cuando el material ardía , el flogisto se perdía en el aire, o sea se liberaba durante la combustión ya que los cuerpos ardían y las cenizas que quedaban eran más livianas que el cuerpo original. – Esta teoría sigue el siguiente esquema: Cuerpo combustible

Cal ( cenizas ) + flogisto

De acuerdo con Stahl , los metales calcinables, como el magnesio, eran cuerpos compuestos por flogisto y un material terroso, la cal del metal. También sostenía que el carbón (combustible mejor conocido de la época) debería estar constituido casi en su totalidad por flogisto. Igualmente la madera, las telas y el papel.- En cambio la arena no lo contenía en absoluto.Todo parecía marchar sobre rieles con la teoría del flogisto, sin embargo no podía explicar que ocurría cuando se calentaba un metal ya que la masa resultante era mayor a la original. ¿Qué había pasado con el flogisto? Hubo que esperar casi cien años para encontrar la respuesta.En uno de sus experimentos Lavoisier colocó una pequeña cantidad mercurio sobre un sólido flotando sobre de agua y lo cerró bajo una campana de vidrio y provocó la combustión del mercurio. Según la teoría del flogisto el cuerpo flotante debería estar menos sumergido tras la combustión y el volumen de aire dentro de la campana debería aumentar como efecto de la asimilación del flogisto. El resultado del experimento contradijo los resultados esperados según esta teoría. Lavoisier interpretó correctamente la combustión eliminado el flogisto en su explicación. Las sustancias que se queman se combinan con el oxígeno del aire, por lo que ganan peso. El aire que está en contacto con la sustancia que se quema pierde oxígeno y, por tanto, también volumen.

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Con n Lavoisier los químicos abandonaron a n progresivam mente la teorría del flogistto consolidán ndose la teo oría de la com mbustión basa ada en el oxígeno. so 1 combus stión comple eta Cas

Cu uerpo comb bustible

Dióx xido de carb bono + agu ua

Cas so 2 combus stión incomp pleta

Cu uerpo combu ustible

Mon nóxido de ca arbono + agua a

¡ A TRABAJAR! 1- Com mpleta activiidad Nº 1 del anexo 2- Completa C actividad Nº 2 del anexo

EVOL LUCIÓN DE LOS MODE ELOS ATÓM MICOS El hombre desde e hace much hos años ha tratado de explicar e de qu ue están hecchas las cosas , así a lo largo del tiempo, se han h presentado distintass Teorías so obre la estrucctura de la materia. m En la l actualidad d se dice que e la materia está form mada por estrructuras pequeñísimas lla amadas átom mos. DEMÓC CRITO ( Siglo o V a.C.) Fue e el primer grriego en po ostular la exisstencia de loss átomos. La as partículass de Demócrrito diferían físicamente f e entre sí dependiendo d del tipo de materia, m por ejemplo los átomos de agua a eran su uaves y fluían fácilmente mientras qu ue los de d fuego pro ovocaban do olorosas quem maduras al tacto t por las puntas que tenía. t Su teo oría no prosp peró porque en e su época é no se concebía c la posibilidad p d que la ma de ateria pudiera a dividirse, predominand p o la postura de Empédoccles, filósofo que posttulo la teoría de los 4 elementos, deccía que todo estaba hech ho de agua , tierra, fuego o y aire y de la mbinación de ellos surgía toda la mate eria conocida a con sus características. Para comprender la com mposición de e los com obje etos celestes, Aristóteles s, quien com mpletó el para adigma que regiría r la ciencia por dos siglos, postu uló la existen ncia de un u quinto elemento, el éte er. Este e modelo perrduró casi 22 250 años.-

mo de agua a Átom

Á Átomo de Fuego

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 6 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores JOHN DALTON( D 1766-1844) Dalton expliccó su teoría formulando f u serie de enunciados simples, alg una gunos de los cuales resulltaron no serr ccorrectos, según se demo ostró luego gracias g a los avances tec cnológicos qu ue permitiero on realizar es studios más p profundos so obre el tema Átomo según s Dalton n

P Postulados D Dalton 1º Postulado P de e Dalton: La a materia no se puede dividir infinitam mente, llegarremos a una parte que ya a no se pued de divid dir y Dalton la a llamó ÁTOMO que quie ere decir sin partes p Inco orrecto.- Postteriormente se s vio que ell átomo tenia a partes, el núcleo n y la co orteza. 2º Postulado P de e Dalton: To odos los átom mos de un mismo elemen nto son iguale es en masa y propiedade es. Inco orrecto.- Los isótopos son n átomos de un mismo elemento que e tienen el miismo número o atómico (Z)), pero difere ente massa atómica (A A). 3º Postulado P de e Dalton: Los átomos de e elementos diferentes, d tie enen diferen nte masa y prropiedades. Correcto 4º Postulado P de e Dalton: Cu uando dos o más elemen ntos se comb binan para da ar un compue esto lo hacen en la prop porción más sencilla posiible. Para Da alton esa pro oporción era de 1 a 1. Esto sigue la Ley de las pro oporciones defin nidas de Pro oust. Inco orrecto.- Es una u proporció ón de númerros enteros sencillos. s La contribución c d Dalton no de o fue propone er una idea asombrosam a mente origina al, sino formu ular claramen nte una serie e de hipó ótesis. Leye es ponderalles de la química Puede decirse que q la químicca nace como o ciencia a fiinales del sig glo XVIII y prrincipios del X XIX, con la fo ormulación por p oisier, Proust y el propio Dalton, tras la experime entación cua antitativa de e numerosossprocesos qu uímicos, de la as Lavo llam madas leyes clásicas c de la a química ey de conservación de la l masa En el siglo XVIIII, Antoine La avoisier, conssiderado el p padre de la química q mode erna, 1.Le esta ableció esta ley, formulad da en su libro o "Elementoss químicos" (1789). ( En ellla se dice qu ue no se produce un cam mbio apre eciable de la masa en lass reacciones químicas o expresado de d otra mane era “ La suma a de la masa a de los reacttivos es ig gual a la sum ma de la massa de los productos”

Re evisa nuevam mente la activvidad Nº 2 del anexo

ey de la com mposición definida d o co onstante. Essta ley, estab blecida en 18 801 por el qu uímico francé és 2. Le Jose eph Proust, nos n dice que e un compuessto contiene siempre los mismos elem mentos en la a misma prop porción de massas. O expressada de otra a manera, “cu uando dos ellementos se combinan para dar un determinado compuesto c lo o hace en siempre en e la misma relación de masas.” m


a ley de las proporciones múltiples s. Formulada a por el prop pio Dalton, se e aplica a dos elementos que forman más 3. La de un u compuesto: Establece e que las massas del prime er elemento que se comb binan con un na masa fija del segundo s elem mento, están n en una rela ación de núm meros enteros sencillos. Si do os elementos se unen en n varias prop porciones para formar dis stintos compuestos quierre decir que sus s átomos se s unen n en relacion nes numérica as diferentess. En el e monóxido de carbono la l proporción n es 1 átomo o de oxígeno por cad da átomo de carbono, es decir la prop porción es de e 1Oxígeno:1 1Carbono e carbono se e unen 2 átom mos de oxíge eno por cada a átomo En el dióxido de c es decir que pa ara este compuesto la pro oporción es de d 2O:1C de carbono,

Realiza la l ejercitació ón nº 3: Le ey de Lavois sier- Ley de Proust H THOMSON N( 1856-1940) JOSEPH ectrón en 18 897 , propon niendo que estos e se enc contraban en el átomo , como pasa as de uva en e un Desscubre el ele pasttel, envuelto os en una su ustancia rígid da cargada positivamente p e. En 1912 se s descubre el protón desde el núcleo del hidró ógeno. Modello del pastel de pasas

El nuevo modelo o atómico ussó la amplia evidencia e obtenida gracia as al estudio o de los rayoss catódicos a lo largo de la segu unda mitad del d siglo XIX.. Si bien el modelo m atómiico de Dalton n daba debid da cuenta de la formación n de los proccesos químiccos, postulan ndo átomos indivisibles, la evidencia adicional a sum ministrada po or los rayos catódicos suge ería que esos átomos co ontenían parttículas eléctricas de carga negativa. El modelo m de Da alton ignorab ba la estructu ura interna, pero p el modelo de Thomsson aunaba las virtudes del d modelo de d Daltton y simultáneamente po odía explicarr los hechos de los rayos s catódicos.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 8 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Experiencias de Thomson Este experimento se realiza en un equipo de descarga eléctrica que consiste en una placa con carga positiva llamada ánodo, que atrae partículas con carga negativa (o electrones) emitidas por el cátodo (placa con carga negativa). El haz de electrones forma lo que los primeros investigadores llamaron rayo catódico. Este rayo viaja hasta incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, como sulfuro de zinc, de manera que se observa una intensa fluorescencia o emisión de luz cuando la superficie es bombardeada por los electrones. Para conocer la carga de los rayos catódicos, a este sistema se le agregó un imán para ver si estas partículas eran o no desviadas por el campo magnético del imán. Se observó que en presencia de este campo las partículas eran desviadas de su trayectoria; sin embargo, en ausencia del campo magnético las partículas siguen una trayectoria rectilínea hasta chocar con la superficie recubierta con material fluorescente.

Figura 1: Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson Lo anterior permitió establecer que la carga de los rayos catódicos o electrones es negativa e igual a -1.6 x 10-19C y su masa igual a 9.09 x 10-28 g. A partir de este experimento Thompson imaginó el átomo como una esfera sólida con cargas positivas a la cual se insertan electrones en la superficie. De modo que cuando se aplica la suficiente energía, dichos electrones salen del átomo como rayos catódicos. Esto caracteriza al átomo como eléctricamente neutro.

ERNEST RUTHERFORD(1871-1937) Descubre el núcleo atómico mediante el bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa que poseen carga positiva. Observó que las partículas en su mayoría atraviesan la placa , este hecho se contradecía la postura de Thomson , por eso propuso un nuevo modelo atómico : los electrones, según Rutherford giran alrededor del núcleo como lo hacen los planetas alrededor del sol en órbitas elípticas.-

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Modelo Planetario

Experiencia Rutherford

evoca al sistema solar

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 9 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores NIELS BOHR (1885-1962) Desde el modelo de Rutherford se corría el riesgo de que el electrón cargado negativamente debería ir perdiendo energía hasta caer dentro del núcleo que estaba cargado positivamente. Por eso este científico explica al átomo como una partícula que posee en su centro un núcleo en el que se encuentra la carga positiva y alrededor pero en órbitas fijas y circulares giran los electrones .Existe un número limitado de órbitas o niveles de energía . Cuando el electrón salta de un nivel al otro absorbe energía y emite cuando vuelve a la órbita inferior . Indica que existen 7 niveles de energía ( n ).La cantidad de electrones en cada nivel estaría dada por la siguiente ecuación. número de electrones = 2n2

La energía emitida se puede calcular multiplicando la constante de Planck (h) y la frecuencia de onda electromagnética (f). Si quieres saber más sobre el tema, puedes pedir a la profesora que te recomiende bibliografía. CONTRIBUCIÓN DE JAMES CHADWICK ( 1891-1974) Descubre la existencia del neutrón en 1932 desde el estudio de los átomos de Berilio , descubriendo además que la masa era parecida a la protón .En 1932, Chadwick realizó un descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia nuclear: descubrió la partícula en el núcleo del átomo que pasaría a llamarse neutrón, esta partícula no tiene carga eléctrica. En contraste con el núcleo de helio (partículas alfa) que está cargado positivamente y por lo tanto son repelidas por las fuerzas eléctricas del núcleo de los átomos pesados, esta nueva herramienta para la desintegración atómica no necesitaba sobrepasar ninguna barrera electrónica, y es capaz de penetrar y dividir el núcleo de los elementos más pesados. De esta forma, Chadwick allanó el camino hacia la fisión del uranio 235 y hacia la creación de la bomba atómica. en el Laboratorio Cavendish de Cambridge, Inglaterra, James Chadwick había realizado varios intentos de descubrir una supuesta partícula neutra mencionada por su profesor Rutherford años antes. Fue alumno de Rutherford en Manchester y, cuando su maestro descubrió la desintegración del nitrógeno en 1917, trabajó con él en la desintegración de otros elementos como el flúor, el aluminio y el fósforo. El 27 de febrero de 1932, Chadwick reportó sus resultados, interpretándolos como evidencia de una nueva partícula neutra, a la que llamó neutrón, igual a la predicha por Rutherford doce años antes. El descubrimiento de Chadwick, sin embargo, no tuvo una repercusión inmediata en la concepción de la estructura del núcleo, puesto que él mismo imaginaba al neutrón como un compuesto electrón-protón. Sólo en un comentario, al final de su trabajo, menciona que, si el neutrón fuese considerado como partícula elemental, podría resolverse el problema de la estadística cuántica del nitrógeno, pero no le dio gran importancia a este punto.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 10 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores CONTRIBUCIÓN DE SCHRÖDINGER (1887-1961) Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo. En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital

Probabilidad de densidad.

Orbitales atómicos

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS ELEMENTALES Las partículas subatómicas de las cuales se sabe su existencia son: Bosón, Positrón, Electrón, Protón, Fermión, Neutrino, Hadrón, Neutrón, Leptón, Quark, Mesón Las partículas están formadas por componentes atómicos como los electrones, protones y neutrones, (los protones y los neutrones son partículas compuestas), estas están formadas de quarks. Los Quarks se mantienen unidos por las partículas gluon que provocan una interacción en los quarks y son indirectamente responsables por mantener los protones y neutrones juntos en el núcleo atómico. SÍMBOLO

CARGA

MASA (gramos)

PROTÓN

p+

positiva

1,6726 .10-24

ELECTRÓN

e-

negativa

9,10952 . 10-28

NEUTRÓN

n0

neutra

1,67495 . 10-24

PARTÍCULA

NÚMERO ATÓMICO ( Z ) El número atómico es un número entero positivo que indica el número total de protones que hay en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo.En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de electrones ha de ser igual al de protones. En este caso el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos. O sea : Z = p+

= e- ( Para un átomo neutro)


El elemento representado tiene 6 protones, por lo cual sabemos que es Carbono, ya que su número atómico es 6, es decir Z=6. En este caso, como se trata de un átomo neutro, es decir sin carga eléctrica, tiene 6 electrones con carga negativa que neutralizan a los 6 protones positivos

En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente NÚMERO MÁSICO ( A ) El número másico o número de masa representa el número de nucleones presentes en el núcleo atómico, es decir, la suma de sus protones y neutrones. Se simboliza con la letra A. La masa de los electrónes no se tiene en cuenta para calcular debido a que su valor es despreciable respecto de la masa del p+ y de nº Para todo átomo e ion: Ya que

A = p+ + nº

como

Z = p+

tenemos

A= Z+ nº

La suma de los protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo, nos da como resultado un número entero que denominamos número másico. Ese número es aproximadamente igual a la masa atómica. El número másico no se recoge en la tabla periódica.

Como en la página anterior, estamos representando el átomo de carbono, Contiene en su núcleo 6 protones y 6 neutrones, y ya que el número másico surge de la suma de protones y neutrones podemos decir que A=12 A= 6 protones + 6 neutrones = 12

Isótopos : Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Dado que el número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, sólo elel número de neutrones en el núcleo, indica de qué isótopo del elemento se trata. El número másico se indica con un superíndice situado a la izquierda de su símbolo, sobre el número atómico. Por ejemplo, el 1H es el isótopo de hidrógeno conocido como protio. El 2H es el deuterio y el 3H es el tritio. Dado que todos ellos son hidrógeno, el número atómico tiene que ser 1.

MASA ATÓMICA RELATIVA La masa de los átomos es extremadamente pequeña si se expresa en kilogramos y se hace muy difícil operar con esos números, por ejemplo la masa de un átomo del isótopo más abundante del oxígeno es 26,5606.10-27 kg. Por este motivo las masas atómicas se han expresado en valores relativos a una unidad previamente escogida (y que ha variado en diferentes épocas) de manera que los valores resultantes sean números muchos más fáciles de operar.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 12 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Dessde el año 19 961 fue apro obado por loss organismoss internacion nales corresp pondientes uttilizar como unidad u de masa atóm mica la docea ava parte de la masa del átomo de ca arbono, a es sa cantidad se s le llama u u.m.a. (unidad de masa atóm mica) La masa m atómica a relativa de un elemento o es un número abstracto o que indica cuantas vecces es mayorr la masa de un átom mo de ese elemento que la unidad de e masa atóm mica u.m.a. masa de un u átomo del elemento M Masa atómica a relativa= __ _--------------------------------------------------------------____ ___________ ___________ ___________ __ 1 1/12 . masa del d átomo de e carbono 12 2

ENER RGÍA NUCL LEAR: Sabemos que la a Energía nu uclear es la energía obte enida por fus sión o fisión de d los núcleo os de los áto omos. Los núclleos de los átomos á posee en cierta inesstabilidad de ebido a la con ncentración de cargas po ositivas (prottones) en un espa acio reducido o, esto hace que la fuerzza de repulsió ón sea imporrtante y pued da llegar a se eparar el núc cleo en peda azos liberrando una inmensa cantidad de energ gía nuclear, a este fenóm meno se lo co onoce como fisión nuclea ar. También n se prod duce energía a nuclear porr fusión, como en el sol.

Energía nuclear n producid da por una centrral nuclear de e forma controla ada

Energía nuclea ar producida p por una bomba atómic ca de forma inc controlada

La fisión es una a reacción nu uclear, lo que e significa qu ue tiene lugar en el núcle eo atómico. L La fisión ocurrre cuando un u núclleo pesado se s divide en dos d o más núcleos peque eños, ademá ás de alguno os subproducctos como ne eutrones libre es, foton nes (generallmente rayoss gamma) y otros o fragme entos del núc cleo como pa artículas alfa (núccleos de helio o) y beta (ele ectrones y po ositrones de alta energía a). La fusión nucle ear es el procceso por el cual c varios nú úcleos atómiicos de carga a similar se unen y forman un núcleo o multáneamen nte se libera o absorbe una u cantidad enorme de energía e máss pesado. Sim

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 13 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores RA ADIACTIVID DAD La radiactividad r d o radioacttividad es la emisión de energía e por la desintegra ación de núccleos de átom mos inestable es. La energía e emitida son partícculas con ca arga eléctrica a que ionizan n el medio qu ue atraviesan n. Tam mbién lo podemos definir como un fenómeno f físsico natural, por el cual algunos cuerpos o elem mentos quím micos llam mados radiacttivos, emiten n radiacioness que tienen n la propieda ad de impressionar placass fotográfica as, ionizar ga ases, prod ducir fluoresccencia, atravvesar cuerposs opacos a la a luz ordinarria, etc. Es aprovechada a a para la obte ención de energía, usada a en medicina (radioterap pia y radiodia agnóstico) y en aplicacion nes indu ustriales (med didas de esp pesores y densidades entre otras). La ra adiactividad puede ser: • Natural: manifestada a por los isóttopos que se e encuentran en la natura aleza. • Artificial o inducida: manifestada a por los radio oisótopos pro oducidos en transformacciones artificiales. El estudio e del nuevo fenóme eno y su desarrollo postterior se deb be casi exclu usivamente a al matrimoniio Curie, quienes enco ontraron otra as sustancia as radiactivas como el torio, t polonio o y radio. La a intensidad de la radia ación emitida a era prop porcional a la a cantidad de uranio pre esente, por lo o que Marie Curie dedujo que la rad diactividad erra una propie edad atóm mica. El fenó ómeno de la radiactividad d se origina exclusivame ente en el nú úcleo de los átomos radiactivos. Se cree que la causa que e lo origina es e debida a la interacción n neutrón-pro otón del mism mo. Pron nto se vio qu ue todas esta as reaccioness provenían del núcleo atómico que describió d Rutherford en 1911. 1 El esstudio de la radiactividad d permitió un mayor cono ocimiento de la estructura a del núcleo atómico y de e las partícullas suba atómicas. Se e abre la possibilidad de convertir unoss elementos en otros. Inccluso el sueñ ño de los alquimistas de transsformar otros elementos c qu ue la radiació ón puede serr de clases diferentes: Se comprobó ulas alfa (núc cleos de helio) se detien nen al interpo oner una hojja de Radiación alfa: Las partícu el. Son flujo os de partículas cargadas s positivamente compuesstas por dos s neutrones y dos pape proto ones Radiación beta: Las partícu ulas beta (electrones y positrones) p n no son capac ces de atravvesar f de elec ctrones (beta a negativas) o positrones s (beta posittivas) una capa de aluminio. Son flujos resu ultantes de la desintegra ación de los s neutrones o protones del núcleo cuando estte se encu uentra en un estado excittado. Radiación gam mma: Los rayos r gamm ma (fotones de d alta ene ergía) necesitan una ba arrera endo los más m energétticos atrave esar el plom mo. Son ondas muccho más grruesa, pudie electtromagnética as. Es el tipo más pene etrante de ra adiación. Al sser ondas electromagné éticas tiene en mayor pe enetración y se necesita an capas muy m gruesas de plomo u hormigón para dete enerlas.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 14 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Símbolo de Rad diactividad : Hay 2 tiposs de símboloss que se utiliizan : a. Símb bolo utilizado o tradicionalm mente para ind dicar la prese encia de radiactividad.

b. Nuevo símb bolo de adve ertencia de radiactividad r d adoptado por p la ISO en 2007 para a fuentes que puedan ressultar peligro osas. Standa ard ISO #21 1482. El 15 de marzo de d 1994, la Agencia Interrnacional de e la Energía a Atómica dio d a conoce er este nue evo símbolo o de adverte encia de radia actividad con n validez inte ernacional. La L imagen fue e aprobada en e 11 paísess.

APL LICACIONES S DE LA ENERGÍA NUC CLEAR Aunque la energ gía nuclear se utiliza princcipalmente para p la produ ucción de energía elécttrica en las centrales c nuclleares ésta no n es la única a utilidad de la energía nuclear. n Este e tipo de ene ergía aparece e en muchoss otros aspecctos de nuesttra vida cotid diana y en el campo científico. La energía e nucllear tiene ottras aplicaciiones en div versos camp pos: • • • • •

Aplicaciones industriales: con fines de análisis y control c de prrocesos. Aplicaciones médicas: m en diagnóstico y terapia de e enfermedad des. Aplicaciones agroaliment a tarias: en la producción de d nuevas es species, trata amientos de conservació ón de los alim mentos, lucha a contra las plagas de insectos y pre eparación de vacunas. Aplicaciones medioambie m entales: en la a determinacción de cantidades signifficativas de ssustancias co ontaminantess en el entorno e natural. Otrras aplicacio ones: como la datación, que emplea las propieda ades de fijación del carbo ono-14 a los huesos, ma aderas o resid duos orgániccos, determin nando su eda ad cronológica, y los uso os en Geofísiica y Geoquíímica, que aprrovechan la existencia e de e materiales radiactivos naturales n parra la fijación de las fecha as de los dep pósitos de rocas, carrbón o petróle eo.

Diagnóstico médico

Datación de fósile es

Conservació ón de alimenttos Comparació ón después de 15 días

APL LICACIÓN DE D LA TEOR RÍA A LA PR RÁCTICA Y AMPLIACIÓ A N 1- Realiza la actividad nº n 4 del anexxo 2- Investiga y elabora un n informe sob bre los peligrros del uso de d la energía a nuclear (Ac ctividad nº5) 3- Realiza el trabajo prácttico de ejercitaación nº 6: A--Z-isótopos-ioones

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 15 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores UNIDAD 2 : Modelo atómico actual . Distribución electrónica en niveles y sub-niveles. Cajas o Casillas Cuánticas.Estructura de Lewis. Números Cuánticos.Tabla Periódica: Símbolo Químico. Concepto Propiedades periódicas: grupos, período, radio atómico, electronegatividad y carácter metálico y no metálico. Isótopos. Uso de la Tabla. Ejercicios

Es importante recordar que el modelo actual se basa en principios muy importantes como son el Principio de incertidumbre de Heinserberg y el Principio de Máxima Multiplicidad. Principio de incertidumbre de Heinserberg. Este principio establece que es imposible determinar en forma simultánea la posición y la velocidad de un electrón o de cualquier otra partícula en movimiento , solo es posible hablar de posibilidad; de allí surge el termino Orbital como lugar o zona posible. Orbital :Se llama orbital al lugar donde posiblemente se encuentre el electrón en un momento determinado. Los orbitales tienen diferentes formas espaciales.Según este modelo los niveles de energía se encuentran dividos en sub niveles :s,p,d y f, en donde se encuentran los orbitales.Forma de los orbitales :

Los orbitals ¨s¨ poseen forma esférica, por lo cual su orientación en el espacio es homogénea.Los orbitales ¨p¨ tienen forma de lóbulos y se orientan en el espacio en los tres ejes de coordenadas.Los orbitales ¨d¨ y ¨f¨ tienen forma elíptica y se orientan en 5 direcciones del espacio

Principio de Máxima Multiplicidad o de Hund Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatomica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos).que surgen de un tipo distinto de mecánica conocida como Mecánica Cuántica que explica el comportamiento de las partículas muy pequeñas con mayor precisión porque se basa en las propiedades ondulatorias de la materia.Esto quiere decir que los electrones irán ingresando en los orbitales de un mismo subnivel uno tras otro , quedando desapareados o sea semi-ocupando los orbitales. Cuándo todos los orbitales estén semi-ocupados , entonces se llenan y se dice que los electrones se aparean.-

En 1926 Schoedinger propuso una ecuación matemática referida a un núcleo y un electrón en movimiento que sirve para calcular la posición del e- entro de los limites posibles, la probabilidad disminuye al alejarse del núcleo.Al resolver la ecuación de Schoedinger aparecen valores numéricos conocidos como números cuánticos.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 16 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Los números cu uánticos son n números que q caracte erizan al elec ctrón indica ando su pos sición Los números cuánticos son cuatro c : n, l, m , s

•

o cuántico principal p (n)) :relacionad do con la dis stancia media a entre el electrón y el núcleo n , indica el Número número de nivel en el e que se enccuentra el electrón ( toma números enteros e desde 1, 2 , 3, 4, 5, etc. ).-

El nivel K toma el e valor numé érico 1 por lo o cual común nmente se le denomina n nivel 1 y conttiene solo 2 electrones e El nivel L toma el e valor numé érico 2 por lo o cual común nmente se le denomina nivel 2 y contiiene 8 electrones El nivel M toma el e valor numé érico 3 por lo o cual común nmente se le e denomina n nivel 3 y conttiene 18 elecctrones. El nivel N toma el e valor numé érico 4 por lo o cual común nmente se le denomina n nivel 4 y conttiene 32 elecctrones. Así sucesivamen s nte o azimutal ( ): relaciona ado con el subnivel s que ocupa el ele ectrón, por lo o que tiene que q ver con la forma Número

‐ ‐ ‐ ‐ •

l

del área a que ocupa o sea el orbital. Puede presentar p va alores que va an desde el cero c hasta (n n-1). Tenemo os entonces los l siguiente es valores :Pa ara el siguien nte subnivel

Corresponde el número cuántico azimuta al

•

s

0

p

1

d

2

o cuántico magnético m ( m) : se relacciona con la orientación espacial e del orbital. Número Puede tom mar valores de –

l

a +l pasando p por el 0.-

f

3

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 17 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores •

Número o cuántico de d spin(s) :iindica el sen ntido de giro o del electrón n y puede to omar valores s de +1/2 o –1/2 de acuerdo o a si gira en el sentido de e las agujas del reloj o en n sentido con ntrario.

Por ejemplo, el Helio H es un elemento e quíímico que po osee 2 electrones tal com mo se represe enta a contin nuación Para esste electrón (violeta) ( sus números cuá ánticos serán:

Para P este ele ectrón (verde e) sus númerros cuánticoss serán:

( n = 1 porque e se encuenttra en el nive el 1 de energía

( n = 1 porque se e encuentra en el nivel 1 de e energía

(

(

l = 0 porquee se encuentrra en el subnnivel s m = 0 porque correspond de a –l,0,+l

( ( s = + 1/2

l = 0 porque se encuentra en el subnivel s m = 0 porque corrresponde a –l,0,+l

( ( s = - 1/2

DIFERENCIAS Y SIMILIT TUDES ENTR RE EL MODE ELO ATÓMIICO ACTUAL Y EL DE BOHR B MOD DELO ACTU UAL

BOHR R

BLA DE ORB BITAL ( LUGA AR POSIBLE E) HAB

HAB BLA DE ORB BITA ( LUGA AR FIJO)

Hab bla de niveless de Energía divido en su ubniveles

Hab bla solo de niiveles

Hayy más de 7 niveles n de En nergía

Hay y solo 7 nive eles de Enerrgía

En cada c nivel en ntra : 2.n

2

En cada c nivel en ntra : 2.n2

Cada nivel se divvide en 4 su ubniveles ;s,p p,d,f,

nive el 1 : 2 e-

al Subnivel s : 2 e- , en 1 orbita

nive el 2 : 8 e-

ales Subnivel p : 6 e-- , en 3 orbita

nive el 3 : 18 e-

e , en 5 orbitales Subnivel d : 10 e-

nive el 4 : 32 e-

Subnivel f : 14 e- , en 7 orbitales

nive el 5 : 50 e-

c orbital entran e como máximo 2 ee En cada

nive el 6 : 72 e-

Los e- entran al orbital con spines s opuesstos

nive el 7 : 98 e-

CAJAS O CASILLAS CUÁNTICA AS a representa ar la configu uración electtrónica de cu ualquier elem mento utiliza amos un Mo odelo llama ado de las Cajas o Para Casillas Cuánticcas. En ellass se represe enta cada orrbital median nte un cuad drado en el q que entran 1 par de ele ectrones p flechas en ncontradas para p expresa ar los spines opuestos . reprresentados por Es decir :

n es una pa artícula con carga eléc ctrica, al mo overse en to orno al núcle eo, crea un n campo Decimos que cada electrón gnético que define d su orie entación den ntro de los orrbitales.mag

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 18 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Uso o de Cajas o casillas cuánticas na configuración electrón nica utilizand do las casillas cuánticas se s procede d de la siguientte manera: Para realizar un a. Se comienza a en todos lo os niveles po or el subnivell s .nes se ingressan sub-llena ando los orbitales respettando así la Reglas form muladas por Hund (o b. Los electron Principio de e Máxima multiplicidad m d) y con sus espines opu uestos según el Princip pio de exclusión de Pauli que diice : “En un deterrminado siste ema cuántico no pueden n existir dos electrones e co on los cuatro o números cu uánticos iguales” Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones e qu ue compartiríían tres núme eros cuántico os y se diferenciarían en n el mero cuántico o de spin (s) . Según se pudo p observa ar en el ejem mplo del helio o en la página anterior. núm c.

Para realizar el llenado se s recurre a un diagrama a mnemotécn nico denomiinado Regla de la Diago onales o e construcc ción (Aufbau u). La misma a se encuen ntran en la en la parte po osterior de la Tabla Principio de Periódica. Los L casilleross se llenan siempre s en diagonal d com menzando po or el 1s , 2s , 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, y así succesivamente.El principio de construccción de Aufb bau indica qu ue “en su esstado fundam mental la dis stribución ele ectrónica de un eleme ento se consstruye a parttir del inmediato anteriorr, adicionánd dole un electtrón de modo o que le confiera la máxima m estab bilidad (meno or energía)” Reglla de las dia agonales Aquí se reprresentan las cajas cuántiicas, siguiendo la regla de d las diagonales para p un elem mento que pre esenta 34 electrones

1

s

2 s

px

py

pz

s

px

py

pz

3 dxy

dxz

dyz

d z2

dx2y2

4

4 s

px

py

pz

CONFIGU URACIÓN EL LECTRÓNIC CA nfiguración electrónica e Con completa La configuración c n electrónica se represen nta colocando o el símbolo químico del elemento en n cuestión, por ejemplo para p sele enio es Se, lu uego la cantid dad de electtrones que po osee este ele emento y como se distrib buyen, tal como se muesstra a conttinuación.

Se = 24e- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p p6 4s2 3d100 4p4 Con nfiguración electrónica e externa La configuración c n electrónica externa corrresponde al último nivel de d energía en e el cual se colocaron ellectrones, en n este caso o el nivel 4 (ttodo el nivel 4 que presente electrone es.

Cee. Se e = 4s2 4p p4 ortante para recordar : Los L electrone es del último o nivel de ene ergía serán los responsa ables de las futuras unio ones con Impo otross elementos que tendrá un u átomo cualquiera

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 19 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Estrructura de Lewis L La estructura e d Lewis, también lla de amada diagra ama de pun nto, modelo de Lewis o representación de Le ewis, es una representacción gráfica que q muestra los pares de e electrones de d enlaces entre e los átom mos de una molécula m y lo os pares de electrones e so olitarios que puedan existtir El número total de d electrones representa ados en un diagrama de Lewis es igual a la suma a de los electtrones de vallencia de cada c átomo. La valencia v que se toma com mo referencia a y que se re epresenta en n el diagrama a es la cantid dad de electrrones que se e encu uentran en el e último nivel de energía de cada elemento al hac cer su config guración elecctrónica. El diagrama se realiza r colocando el símb bolo químico o del elementto en un cuadrado imagin nario, mientrras que en lo os laterrales de dich ho cuadrado se representtan mediante e puntos los electrones de d valencia ( último nivel de energía) de a pare es o no según como se encuentren e en las cajas cuánticas. c dos del orbita al 4s Electrones aparead E Electrones ap pareados del orbital 4px

Se

Electrón desaparea ado del orbita al 4py

Electrón de esapareado del d orbital 4p pz

OS DE APLIC CACIÓN EJERCICIO Realiza la ejercitación n nº 7 del an nexo

La tabla t periód dica de los elementos e c clasifica, organiza y distrribuye los disstintos eleme entos químic cos, conform me a sus prop piedades y ca aracterísticas. Suele atribuirse la tabla periódica moderrna a Dimitri Mendeléyev v, quien orde enó los eleme entos basándose en la variación v nual de las propiedade es químicas, si bien Julius Lotharr Meyer, tra abajando po or separado o, llevó a cabo c un man orde enamiento a partir de las propiedades físicas de e los átomos. La forma actual es u una versión modificada m d la de de Men ndeléyev y fu ue diseñada por p Alfred Werner. W La historia h de la tabla periódica está íntim mamente rela acionada con varios aspe ectos del dessarrollo de la a química y la física: • El descu ubrimiento de e los elemen ntos • El estudio de las pro opiedades co omunes y la clasificación c de los eleme entos • La noció ón de masa atómica a (iniccialmente den nominada "peso atómico") • Las relaciones entre e la masa ató ómica y del número n atómico y las propiedades pe eriódicas de los elemento os. e El descubrimiento de los elementos p "elem mento" proce ede de la cien ncia griega pero p su noció ón moderna apareció a lo o largo del siglo XVII, aunque no La palabra existe un consen nso claro resspecto al pro oceso que co ondujo a su consolidación c n y uso gene eralizado. Ac ctualmente se puede deciir que: Los s elementos s químicos son unidad des fundam mentales que e se combin nan entre síí para dar lu ugar a la forrmación de todas las su ustancias qu uímicas que se conocen n.Algu unos elemen ntos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plo omo (Pb) y el e mercurio (Hg) ya eran conocidos desde d la antig güedad, el primer p descu ubrimiento ciientífico de un u elemento o ocurrió en el siglo XVIII cuando el alquimista Henning Bran nd descubrió ó el fósforo (P P). En el siglo XVIII se co onocieron nu umerosos nu uevos elemen ntos, los más s importantes fueron los gases: g oxíge eno (O), hidró ógeno (H) y nitrógeno n (N). Tam mbién se con nsolidó en essos años la nueva conccepción de elemento, e qu ue condujo a Antoine La avoisier a escribir su famo osa lista de sustancias s simples, dond de aparecían n 33 elementtos. A prrincipios del siglo XIX, la a aplicación de d la pila elé éctrica al esttudio de fenó ómenos quím micos condujjo al descub brimiento de nuevos n eleme entos, como los metales alcalinos y alcalino-térre a eos, sobre to odo gracias a los trabajos s de Humphry Davy.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 20 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc. Antiguamente cada alquimista utilizaba símbolos solo conocido por él, posteriormente Dalton propuso unificar las representaciones mediante una serie de símbolos que todos conocieran.

Actualmente, los elementos químicos se representan mediante símbolos que son abreviaturas convencionales (surgidas por acuerdo científico en convenciones). La abreviatura está formada por la primera letra en mayúscula de su nombre en griego o latín. Si existiera otro elemento anteriormente descubierto que comenzara con la misma inicial se coloca una 2da letra en minúscula e incluso una tercera letra si hiciera falta. La tabla periódica está dividida en casilleros, cada uno de los cuales corresponden a 1 elemento. Dentro de los casilleros se encuentran datos respecto del cada elemento, por ejemplo Z , A, Símbolo, cee externa, electronegatividad, etc En 1937 la Tabla Periódica tenía un aspecto bastante parecido al actual. Se habían descubierto la mayoría de los elementos conocidos, pero faltaban los artificiales.El Tecnecio y el Promecio son artificiales y fueron producidos en 1937 y 1947 respectivamente. También son artificiales los elementos de Z superior al del Uranio, es decir sintetizados en el laboratorio a partir de 1940. Se los denomina elementos transuránicos porque su Z es superior a la del Uranio.Para los elementos producidos luego de 1990, llamados elementos transférmicos( mas allá del fermio) la IUPAC (Union internacional de Química Pura y aplicada) decidió una nomenclatura provisoria: 0= nil ; 1 = un ; 2= bi ; 3= tri ; 4= quad ; 5= pent ; 6= hex ;7= sept ; 8= oct ; 9= en Ejemplo : el elemento 104 se denomina : unnilquadio , el elemento 105 se denomina : unnilpentio A partir de 1997 se les dio un nombre propio, como el Bohrio, Hassio etc.CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS: HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación. Metales, no metales y metaloides y metales de transición La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas. Triadas de Döbereiner Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 21 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio). A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Tornillo telúrico de Chancourtois En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de Newlands En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Ley de las octavas de Newlands Esta ley ordenaba los elementos en familias (grupos), con propiedades 1 2 3 4 5 6 7 muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos Li Be B C N O F cuyas propiedades iban variando progresivamente. 6,9 9,0 10,8 12,0 14,0 16,0 19,0 El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar Na Mg Al Si P S Cl 23,0 24,3 27,0 28,1 31,0 32,1 35,5 estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, K Ca por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas. 39,0 40,0 Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.


Tabla periódica de Mendeléyev En 1869, el ruso Dimitri I. Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica en Alemania. Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes: • Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. • Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia. La primera clasificación periódica de Mendeléyev no fue bien recibida. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años Tabla de Mendeléyevfue publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir. La primera clasificación periódica de Mendeléyev no fue bien recibida. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa. El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó ekasicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 23 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores TA ABLA PERIÓ ÓDICA ACTU UAL O MOD DERNA En 1913 1 un jove en ingles llam mado Henry G.J.Moseley G , de solo 25 años de eda ad estudiand do los rayos X llega a la concclusión de qu ue las propie edades periódicas de los elementos son s una funcción de los nú úmeros atóm micos y no de e los peso os atómicos como se deccía Mendeleiev.Actu ualmente la tabla t periódicca está relaccionada con la l estructura electrónica de los átomo os. Los elem mentos son orde enados en orrden crecientte de su Z.En ella e se hallan n todos los ellementos conocidos natu urales y que se obtuviero on en laborattorio. Dichos elementos se s ubiccaron de la siguiente s manera en GRU UPOS (colum mnas)con pro opiedades físsicas y quím micas similare es y PERÍOD DOS (filas) en orden creciente de e número ató ómico.

Bloq ques de la tabla periódiica Tabla periódica dividida en 4 bloques: s, p, d, f, que e están ubica ados en el ord den s d p, de e izquierda a derecha, y f Los elementos de d los bloque es s y p se lla aman elemen ntos represe entativos, los del bloque d se llaman elementos e de e transsición y finalmente los de el bloque f so on los eleme entos de transición interna y correspo onden a los la antánidos y actín nidos.

ales , Metalo oides y No metales: m Meta

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 24 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Propiedades de Metales: ¾ Tienen brillo metálico. La mayoría es plateado excepto el oro y el cobre.¾ Son sólidos a temperatura ambiente excepto el Mercurio y el Francio que son líquidos.¾ Son dúctiles y maleables, es decir, se les puede dar forma de hilos y láminas .¾ Son buenos conductores del calor y la electricidad.¾ Tienen puntos de fusión y ebullición altos.¾ En general , cuando se combinan con otros elementos tienen tendencia a perder electrones y convertirse en cationes.Propiedades de no metales : ¾ Si carecen de brillo pero tienen varios colores Ej yodo ( violeta) ; bromo (rojo) ; azufre( amarillo) .¾ Se encuentran en los 3 estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso.¾ No son dúctiles ni maleables. Son duros pero quebradizos.¾ Malos conductores de la corriente eléctrica y el calor.¾ Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.¾ Tienden a ganar electrones transformándose en aniones.Propiedades de metaloides : Forman un pequeño grupo formado por : Boro, Silicio, Germanio,Arsénico, Antimonio , Telurio, Polonio y Astato, se ubican en diagonal a la tabla entre los metales y no metales. Poseen propiedades intermedias .¾ Son semiconductores.¾ Reactividad muy variada.¾ Puntos de fusión y ebullición mayor que los no metales.¾ Son sólidos a temperatura ambiente.¾ Tienen brillo metálico.PERÍODOS Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo nivel de energía ocupado. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s ocupado. La tabla periódica consta en este momento de 8 períodos GRUPOS Se llama grupos a las columnas verticales de la tabla periódica . Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica van del 1 al 18. Como ya se mencionó los grupos tienen la misma valencia y características similares, por lo cual existen grupos con nombres particulares y otros que forman familias. Así, tenemos:


Grupo de los metales alcalinos Los metales alcalinos, litio ( li ), sodio ( na ), potasio ( k ), rubidio ( rb ), cesio ( cs ) y francio ( fr ), son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se lesencuentra como elementos libres (no combinados) en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con el oxígeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineral . En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio. Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades. La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación. Electrón del orbital 2s

Li+1 +

Li

Electrón del orbital 2s perdido

Grupo de los metales alcalino-térreos Se encuentran el berilio ( be ), magnesio ( mg ), calcio ( ca ), estroncio ( sr ), bario ( ba ) y el radio ( ra ). Estos metales presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía más bajas. Son menos reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva ( 2 +). Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos. No existen en estado elemental, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos. Los metales son difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido.

Electrones del orbital 2s

Be

Be+2 +

Electrones del orbital 2s perdidos

Grupo de los metales de transición Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades: Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones. La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 26 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Grupo 13: Elementos térre eos o grupo del d boro. Pre esenta a los elementos e boro, aluminio o, galio, indio o, talio y ununtrium. El no ombre del grupo g térreoss deriva de la a arcilla (con ntiene alumin nio) y se encuentra en de esuso. Con nstituyen máss del 7% en peso p de la co orteza terresstre, sobre to odo el alumin nio (metal má ás abundante e y tercer ele emento máss abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante re eactivos, porr lo que no se encu uentran nativvos. La mayo oría de sus minerales m son n óxidos e hiidróxidos y, en e el caso de e galio, indio o y talio, se encu uentran asocciados con su ulfuros deplo omo y cinc. Su configuración c n electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrone es s y 1 electtrón p), por lo o que el esta ado de oxidación que allcanzan es +3; + galio, indiio y talio pressentan adem más +1, aume entando la te endencia a fo ormar compu uestos con este estado de oxidación n hacia abajo o. En n general, se e parecen a los metales alcalinotérreo a os, aunq que el boro es e no metal; el carácter metálico m aum menta hacia abajo. a Esto se s traduce en n una gran diferencia d de prop piedades: el boro es duro o (dureza enttre el corindó ón y el diama ante) y el talio es un meta al tan blando o que puede arañ ñarse con lass uñas. Esto os elementoss no reaccion nan de modo o apreciable con el agua,, aunque el aluminio a puro o si lo hace desprendiend d do hidró ógeno, pero forma rápida amente una capa de óxid do que impid de la continua ación de la re eacción; el ta alio también reaccciona. Los óxidos ó e hidró óxidos del bo oro son ácidos, los del alluminio y gallio son anfóte eros y los de el indio y talio o son básiicos; el TlOH H es una base fuerte. Sólo el boro y el e aluminio re eaccionan dirrectamente ccon el nitróge eno a altas temp peraturas, fo ormando nitru uros muy duros. Reaccio onan con los halógenos fo ormando hallogenuros ga aseosos (borro, alum minio, galio e indio) y sólido (talio). La a mayoría de e las sales (haluros, nitrattos, sulfatos,, acetatos y carbonatos) c son solubles en agua a. No se disu uelven en am moníaco. El boro b no cond duce la corrie ente, el alum minio y el indio o son bueno os cond ductores y lo os otros dos malos. m Sus aplicacioness son : boro en industria a nuclear, alu uminio en ale eaciones lige eras y resiste entes a la corrrosión, galio o en sem miconductoress (arseniuro de galio), ind dio en aleaciiones y semiiconductoress, talio en foto océlulas y vidrios. El talio o es muyy tóxico. Grupo 14: Elem mentos carbo onoides: ca arbono, silic cio, germanio, estaño, plomo p y unu unquadio. Consstituyen más del 27% en peso de la corteza, c siend do el silicio el e que aporta a prácticamen nte todo a esse valor, le sig gue el carbon no; el german nio es el men nos abundan nte. El silicio es el respon nsable de tod da la estructu ura inorgánica y el ca arbono de la vida orgánicca de la supe erficie terresttre. Se prese entan en esta ado nativo ca arbono, estañ ño y plomo; aunque a los minerales m má ás corrientes son los óxid dos y sulfuross. Las propiedades p físicas y quíímicas varían n mucho des sde el primerro (carbono, no metal, forrma compuestos covallentes con lo os no metaless e iónicos con c los metalles) al último o (plomo, metal): el carbo ono es muy duro d (diam mante) y el pllomo rayado con las uñas. El silicio y germanio so on metaloide es de dureza a intermedia. Al desce ender en el grupo g descie ende la fuerzza de enlace entre los áto omos y como o consecuencia los punto os de fusión y ebullición n. Tiene en cuatro ele ectrones de valencia: v 2 electrones s y 2 electrone es p, por lo qu ue los estado os de oxidacción que prese entan son +4 4, +2 y -4: loss compuesto os con +4 y la a mayoría de e los de número de oxida ación +2 son covallentes. El único ion -4 ess el carburo. No re eaccionan co on el agua. El E germanio, estaño y plo omo son ataccados por loss ácidos. Con n la excepció ón del carbo ono, son ataccados por dissoluciones alcalinas a desprendiendo hidrógeno. h R Reaccionan con c el oxígen no. Los óxido os de carbono y silicio so on ácidos, el estaño es an nfótero (reaccciona con áccidos y bases calientes) y lo mism mo ocurre con n el plomo. Existe E una grran tendencia a a unirse co onsigo mismo os, denominada concate enación al forrmar hidruross; esta tende encia disminu uye al descender en el grrupo. Los elementos e silicio y el germ manio se em mplean en la industria electrónica; el ó óxido de silic cio en la fabricación de vid drios; el carb bono y sus derivados com mo combustibles y en la síntesis de p productos org gánicos; el estaño, e el plo omo y sus ale eaciones son n muy útiles.. El plomo es s tóxico. Grupo 15 : Elem mentos nitro ogenoides: nitrógeno, fósforo, f arsé énico, antim monio, bismu uto y ununp pentio. Constituyen el 0,33% de la corteza c terresstre (incluyen ndo agua y atmósfera). a A veces se presentan nattivos. Los minerales m son óxidos o sulfuros. Se obtienen o por reducción de e los óxidos con carbono o o por tostacción y reduccción de los sulfuros. La configuració ón electrónica a muestra qu ue poseen cinco electron nes de valenccia (2 electrrones s y 3 electrones e p)), sin embarg go, las propie edades difierren del prime ero al último. Las propied dades metálicas se incre ementan dessde el nitróge eno al bismu uto de forma que el nitróg geno es no metal, m gas dia atómico, las modificacione m es negra del fósforo f y griss de arsénico o y antimonio o presentan algunas prop piedades me etálicas y el bismuto b es un metal pesa ado. Esto se traduce en una u disminucción de los p puntos de fus sión a partir del d arsén nico, pues disminuye el carácter c cova alente de los s enlaces y aumenta el ca arácter metálico. La semio ocupación de e los orbitale es p se tradu uce en un pottencial de ion nización alto o, ya que es una u estructura electrrónica relativvamente esta able. Frentte a los electtropositivos (hidrógeno ( y metales) pre esentan esta ado de oxidación -3, aunq que disminuyye la estab bilidad de loss compuestoss según crecce el número o atómico, y frente f a los e electronegatiivos como oxxígeno, azuffre y halógen nos es +3 y +5, + aumentan ndo la estabilidad de los compuestoss con el núme ero atómico. Al crece er el número atómico pre edomina el esstado +3. Co on el oxígeno o se forman llos óxidos co on número de oxida ación +3 y +5 5, En estado elemental el nitrógeno se s emplea co omo gas inerrte en soldad dura y conserrvación,

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 27 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc. El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos. Grupo 16: Elementos calcógenos o anfígenos: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio. El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales; una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases. El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de desintegración. Los minerales que forman son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo. El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones. La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones s y 4 electrones p. Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6. El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad. Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable. Grupo 17: Halógenos: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales". No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva. Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico. Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia: Sólidos: Iodo, Astato Líquido: Bromo Gaseosos: Flúor, Cloro Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico. Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos. En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos. El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 28 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores Grupo 18 Gases s Nobles : helio, h neón, argón, cripttón, xenón, radón y unu unoctio. Esto os elemento se considera aron inertes hasta 1962, debido a que e su estado de oxidación n es 0, tenien ndo 8 electro ones en su última ú capa (2 2 electrones s y 6 electro ones p), lo qu ue les impide e formar com mpuestos fáccilmente. Tien nen una energía de ionizzación muy alta, a por lo qu ue son muy estables. e De ebido a esto, fueron desccubiertos muyy tarde: Cave endish en 17 785 aisló ó el primero, a partir del aire, a aunque no fue capa az de identific carlo. En 186 68 Jannsen d descubre el helio h y, a parrtir de 1894 4, Ramsay, Travers T y Ra ayleigh aíslan n e identifica an los gases nobles, exce epto radón, q que fue desc cubierto por Dorn D en 1898 8 y aislado por p Ramsay y Gray en 19 908. El he elio es el seg gundo eleme ento más abu undante del Universo. En n la atmósferra hay un 1% % de gases nobles n (fund damentalme ente argón (0 0,94%)). Se obtienen o por licuación fra accionada de e aire. El helio a partir de pozos de ga as natural. Todo os son gases incoloros, inodoros i e in nsípidos, solu ubles en agu ua. Tienen pu untos de fusión muy bajo os ya que lass únicas fuerzzas existente es entre los átomos á en estado e líquido o y sólido son las de London. Excepto o el helio, qu ue lo hace en n el siste ema hexagon nal, cristaliza an en el siste ema cúbico. Poco diferen ntes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la a formación del XePtF6. Posteriorme ente se han obtenido o com mpuestos de criptón, xenó ón y radón con flúor, cloro, oxígeno o y nittrógeno, así como compuestos físico os (clatratos): disolucione es sólidas en n las que cierrtos átom mos o molécu ulas están attrapados en los espacioss de un retícu ulo cristalino o. Su uso u principal está en ilum minación: tubos de descarga (helio da a color marfil, neón rojo, a argón azul ro ojizo, criptón azul verd doso y xenón n violeta); bombillas incan ndescentes (criptón ( y xen nón, que imp piden la difussión térmica del metal de el filam mento y aume entan la temperatura de trabajo y el rendimiento r luminoso). Otros O usos so on la creación de atmósfe eras inerttes en soldad dura y corte (argón), relle eno de globo os (helio), ga ases de inme ersión (helio), refrigerante es para bajass temp peraturas y superconduc s ctividad (helio o, neón).

P Para informa ación generral :Oligoele ementos: Los oligoelementos son L n bioelemento os que se en ncuentran en n cantidadess ínfimas (me enos de un 0,1%) 0 en lo os seres vivo os y tanto su u ausencia como c una co oncentración por encima de su nivel característico puede s perjudicia ser al para el org ganismo. Los siguientes elementos e (lisstados alfabé éticamente) son s considerrados oligoelementos en humanos: •

Boro. Ma antenimiento o de la estrucctura de la pared celular en los vegettales.

•

a insulina y favorece la entrada de glucosa a la as células. Su S contenido o en los Cromo. Potencia la acción de la s algas, las carnes magra as, las hortalizas, las ace eitunas y órganoss del cuerpo decrece con la edad. Loss berros, las los cítriccos (naranjass, limones, to oronjas, etc.)), el hígado y los riñones son excelen ntes proveedores de crom mo.

•

e la vitamina B12. Cobalto.. Componentte central de

•

E el sistema s inmu unitario. Pod demos obtenerlo en los vegetales v ve erdes, el pes scado, los gu uisantes, Cobre. Estimula las lente ejas, el hígad do, los molusscos y los cru ustáceos.

•

e acumula en huesos y dientes d dánd doles una ma ayor resistencia. Flúor. Se

•

e de la mollécula de he emoglobina y de los ciitocromos que forman parte p de la cadena Hierro. Forma parte oria. Su facilidad para oxxidarse le perrmite transpo ortar oxígeno o a través de e la sangre combinándos c se con la respirato hemoglo obina para formar f la oxihemoglobina. Se neces sita en cantidades mínim mas porque se reutiliza , no se elimina. Su falta provvoca anemia a.

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 29 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores •

Mangan neso. El manganeso tiene e un papel ta anto estructural como enzzimático.

•

a cantidad im mportante en n el agua de mar en form ma de molibd datos (MoO42-), y los Molibdeno. Se encuentra en una d esta form ma. Tiene la función de transferir áto omos de oxígeno al seres vivos pueden absorberlo fácilmente de agua.

•

d selenio ess un cataliza ador adecuado para la oxidación, o hid drogenación y deshidrog genación Selenio. El dióxido de puestos orgá ánicos. de comp

•

o. El vanadio o es un elemento esencial en algunos organissmos. En hu umanos no está e demosttrada su Vanadio esenciallidad, aunque existen compuestos de e vanadio que imitan y po otencian la a actividad de la insulina.

•

E yodo es un elemen nto químico esencial. La L glándula tiroides fa abrica las hormonas tirroxina y Yodo. El triyodotironina, que contienen c yo odo.

•

uímico esenccial para las personas: interviene en n el metabolismo de proteínas y Zinc. El cinc es un elemento qu n esstimula la acctividad de aproximadam a mente 100 en nzimas, colabora en el buen b funcion namiento ácidos nucleicos, del siste ema inmunollógico, es ne ecesario parra la cicatriza ación de las heridas, inte erviene en la as percepcio ones del gusto y el e olfato y en n la síntesis del d ADN.

Para a otros elem mentos, como o el litio, el estaño e o el cadmio, c su esencialidad e no está tota almente ace eptada; inclusso de la ante erior lista no está clara la esencialidad d del bromo y el boro. Hayy otros eleme entos que esstán en una mayor m cantid dad en los se eres humano os, por lo que e no se les denomina d ele ementos traza a. En orden de abundanccia (en peso) en el cuerp po humano: azufre, a potassio, sodio, clo oro y magnesio. Los anteriores elementos e so on esencialess en seres hu umanos; hay y elementos que sólo lo sson en unos determinado os seres vivos. Por ejemp plo, el wolfram mio es esenccial en algun nos microorganismos. Cada elemento tiene un rango óptimo de concentraciones dentro de los cuales el orrganismo, en n esas cond diciones, funcciona adecua adamente; de ependiendo del elementto este rango o puede ser más o meno os amplio. El E organismo deja de funccionar adecuadamente ta anto por pressentar deficie encia como por p presentarr un exceso e en uno de es stos elementtos.

EJERCICIO OS DE APLIC CACIÓN o a-- Realiza la actividad nº8 del anexo b-- Tarea nº 9:: Investiga el funcionam miento e importancia de d la bomba de sodio-po otasio

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 30 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores EDADES PE ERIÓDICAS PROPIE ECTRONEGA ATIVIDAD ELE La electronegat e tividad es la a medida de la capacidad d de un átom mo para atrae er a los electrrones, cuand do forma un enlace e quím mico en una molécula. El flúor es el ele emento con más m electron negatividad, el e francio es el elemento con menos electronegattividad. La electronegativ e vidad de un átomo deterrminado está á afectada fun ndamentalmente por doss magnitudes s: su masa atóm mica y la disttancia prome edio de los ellectrones de valencia con n respecto al núcleo atóm mico. Esta prropiedad se ha podiido correlacio onar con otra as propiedad des atómicass y molecularres. Fue Linu us Pauling el investigado or que propusso esta mag gnitud por priimera vez en n el año 1932 2, como un desarrollo d má ás de su teorría del enlace e de valencia a. La electronegativ e vidad no se puede medirr experimenttalmente de manera m direccta como, po or ejemplo, la a energía de ionizzación, pero se puede de eterminar de manera indiirecta efectua ando cálculo os a partir de e otras propie edades atóm micas. El re esultado obte enido median nte este proccedimiento es e un número o adimension nal que se incluye dentro o de la escala a de Pauling. Esta esscala varía en ntre 0,7 para a el elemento o menos elec ctronegativo y 4,0 para el mayor. Es in nteresante señalar que la a electronegatividad no es e estrictame ente una propiedad atóm mica, pues se e refiere a un átomo denttro de una molécula m y, po or tanto, pue ede variar lige eramente cuando varía el e "entorno" d de un mismo átomo en diistintos enla aces de distin ntas moléculas. La propie edad equivallente de la electronegativvidad para un n átomo aisla ado sería la afinidad elecctrónica o ele ectroafinidad.

AFIN NIDAD ELEC CTRÓNICA La afinidad a electtrónica se de efine como la a energía que e liberará un n átomo, en estado e gaseo oso, cuando captura un electrón e y se e convierte en n un ión negativo o anión n.

+ afinidad electrónnica á átomo neutro +

electrón

ión neg gativo

+ en nergía (AE)

ERGÍA DE IO ONIZACIÓN ENE La energía e de io onización, po otencial de ionización o EI es la energ gía necesaria a para separa ar un electró ón en su esta ado fund damental de un átomo, de e un elemento en estado o gaseoso.

+

+ potencial dee ionización

áttomo neutro

+

energíía (Ei)

ión positivo

+

electrón

CUADER RNILLO QUIIMICA 3º - CPEM 25 31 Profesorass María E. L Lopez y Teressita Flores RAD DIO ATÓMIC CO El ra adio atómico está definido como la mitad m de la disstancia entre e dos núcleoss de dos átomos adyacentes. Diferen ntes prop piedades físiccas, densida ad, punto de fusión, punto o de ebullició ón, están rela acionadas co on el tamaño o de los átom mos. Iden ntifica la dista ancia que exxiste entre el núcleo y el orbital o más externo e de un n átomo. Porr medio del radio atómico o, es posiible determin nar el tamaño o del átomo.

En un u grupo cua alquiera, el ra adio atómico o aumenta de e arriba a abajo con la ca antidad de niiveles de ene ergía. Al ser mayor el nivel de energ gía, el radio atómico a es mayor. m En los l períodos, el radio ató ómico disminuye al aumentar el núme ero atómico (Z), ( hacia la d derecha, deb bido a la atra acción que ejerce el nú úcleo sobre lo os electroness de los orbittales más ex xternos, dism minuyendo assí la distancia a entre el núcleo y los electrones e .

CAR RÁCTER ME ETÁLICO El ca arácter metá álico se relacciona con la facilidad f que presentan lo os elementoss a ceder un n electrón; se erá más metá álico aque el elemento que pierda mas m fácilmen nte un electró ón. Los elementos químicos q tien nen mayor ca arácter metálico cuanto más m abajoy a la izquierda a de la tabla periódica se. Es deciir, el elementto con mayor carácter me etálico será el Francio “F Fr” (es el elem mento que se e encuentra más abajo y a la izquierda de la ta abla periódica a) y el eleme ento con men nor carácter metálico serrá el Flúor “F” (es el elem mento que má ás arriba y a la dere echa se encu uentra de la tabla t periódicca sin tener en cuenta lo os gases nob bles).

EJERCICIO OS DE APLIC CACIÓN 1- Realiza la ejercitación nº 10 de el anexo 2- Realiza la ejercitación nº11 dell anexo a poco! Últim ma actividad d de la unid dad Nº2 3- ¡Ya falta Realiza la ejercitaciión nº 12 qu ue te servirá á para integrrar contenid dos.


UNIDAD D Nº 3 Uniones Químicas: Q C Concepto, Ele ectronegatividad. Estados s de oxidació ón. Teoría de el Octeto Tip pos de unione es : • Un nión iónica. Io ones. Óxidos s básicos. No omenclatura. Propiedade es. Balanceo o esttequiométrico o. • Un nión Covalen nte simple, doble, d triple, , Coordina ada o Dativa a. Polaridad de la Un nión. Óxidos ácidos. Nom menclatura. Propiedades P . Balanceo estequiométr e rico • Un nión Metálica a. • Ca aracterísticass de cada un nión. • Ca alculo de tipo os de unione es. Ejercicioss para determ minarlas • Re epresentació ón de compuestos. Estrucctura de Lew wis y de Koss sel • Fu uerzas interm moleculares:: Puente Hidrógeno. Dipo olo-dipolo. Dipolo inducid do

UNIIONES QUÍÍMICAS

¿P Por qué suce ede esto? ¿P Porqué se un nen los átom mos? ¿C Cómo se une en los átomos? Esta as preguntass fueron plan nteadas por varios cientííficos. Uno de d ellos Gilb bert Lewis, encontró una respuesta probable p que más adelantte la transforrmó en teoría a.Los elementos tratan t de un nirse para bu uscar estabilidad y ésta se da cuand do tienen 8 electrones en e el último nivel de enerrgía, como en e el caso de e los gases nobles o inerttes.Para a comprende er por qué los átomos se unen se e unen de diferentes d ma aneras debe emos conoc cer el significcado de algu unos término os nuevos , uno u de ellos es : la electrronegatividad d ctronegativiidad : Es la fuerza f de attracción con n que los ele ementos rettienen los e electrones.Elec No todos los elementos s poseen la misma electroneg gatividad, lo os metales s generalm mente posee en una elec ctronegativid dad más baj aja que los no n metales. De esto surge otro o concepto o importante a tener en cuenta c para cada c tipo de unión : los e estados de ox xidación .Esta ados de ox xidación : se s llama asíí al número o de electro ones que un elemento o pondrá en n juego cua ando se prod duzca una unión u químiica. El núme ero de oxidacción tiene sig gno porque considera a las uniones como iónica as por lo tanto o es positivo o si el átom mo pierde ele ectrones o lo os comparte e con un áto omo que ten nga tendenciia a ganarlo os ( más elecctronegativo). Es negativo o si el átomo o gana electro ones o los co omparte con n otro que ten nga menor electronegativvidad. Vale encia: la vallencia son los l electron nes que ese e átomo pon ne en juego en un enlace. Son los s electrones que se ganan, pierden o comp parten. La valencia a diferenc cia del nú úmero de oxidación, no tiene signo. La estabilidad e se e logra cump pliendo con la a regla del octeto.gla del Octe eto : Dice que q todo ellemento bus scará tene er 8 electron nes en su ú último nivell de energía a con la Reg finalidad de log grar una mayor m estab bilidad. Esta a estabilida ad la pose een los elementos dell grupo 18 ( gases nob bles) y es de ebido a que poseen p justtamente 8 electrones en n su último nivel energ gético.Ahora sí estamo os en condiciones de defiinir que es una Unión Qu uímica: ones químic cas: son el e conjunto de fuerzas que mantie enen unidos s a los elem mentos en una u moléculla o ión Unio cuando éstos forman fo agru upaciones estables e .Para a unirse hem mos dicho qu ue los eleme entos utilizan n los electron nes que posseen en el úlltimo nivel de energía. Según S la canttidad de elecctrones que poseen p será su comporta amiento, siem mpre la tende encia será co ompletar el octeto. o

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 33 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Para elementos que tienen entre 1 y 3 electrones en el último nivel , podrán completar el octeto perdiendo dichos electrones. En este caso el número de protones será superior al número de electrones y el elemento quedará con carga positiva ( + ) recibiendo el nombre de CATIÓN Por ejemplo el sodio tiene 11 electrones y tiene 1 en el último nivel que perderá al unirse con otro elemento transformándose en catión .-

Para elementos que tienen entre 4 y 7 electrones en el último nivel , podrán completar el octeto tomando o compartiendo dichos electrones. En este caso el número de protones será menor al número de electrones y el elemento quedará con carga negativa ( - ) recibiendo el nombre de ANIÓN

En el caso de unirse 2 elementos pueden que cada uno posea electronegatividad muy distinta o cercana respecto del otro. Esta diferencia de electronegatividad será la base para definir los distintos tipos de unión que se pueden producirse entre ellos.Los metales tienen una electronegatividad muy baja mientras que los no metales tienen una electronegatividad generalmente alta.-

UNIONES IÓNICAS Son aquellas uniones que se dan entre metales y no metales. La diferencia de electronegatividad entre los elementos que intervienen en la misma es alta, mayor a 1,7. En esta unión los metales ceden los electrones del último nivel de energía al no metal que es más electronegativo.

Iones Un ión es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización. Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). El anión tiene carga eléctrica negativa, mientras que el catión tiene carga eléctrica positiva.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 34 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Representación de compuestos iónicos:

a- Fórmula mínima o Empírica: Se llama así a la representación formulada de un compuesto que presenta unión iónica. Es necesario recordar que los compuestos iónicos no forman moléculas.En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica.b- Representación electrónica de una unión iónica o estructura de Kossel: se representarán los átomos neutros con los electrones de su capa de valencia y luego los electrones de cada ión con su respectiva carga, después de ocurrida la transferencia de los mismos.

Características de compuestos Iónicos • • • • • •

Son sólidos de estructura cristalina. Presentan altos puntos de fusión y ebullición. Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII. Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. En estado sólido no conducen la electricidad. ÓXIDOS BÁSICOS

Los óxidos básicos se forman por reacción del oxígeno con los metales. Como el oxígeno es muy electronegativo y los metales son electropositivos, la unión es iónica. Se escribe en primer lugar el metal por ser el menos electronegativo. La regla práctica para obtener rápidamente la fórmula es cruzar los números de oxidación o valencias.

Ecuación química y balanceo estequiométrico Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Ca(s) + O2

CaO

Reactivos

Producto

En el caso del ejemplo, los dos átomos (calcio y oxígeno) tienen valencia 2, pero el número de oxidación del calcio es +2 (pierde electrones) y el del oxígeno -2 (gana 2 electrones). Si se cruzan los números de oxidación y se simplifica siempre que se pueda, se obtiene: CaO Esta ecuación química debe ser balanceada estequiométricamente, es decir, igualarla de manera que las cantidades de los reactivos sean las mismas que en los productos

Ca(s) + O2

1 átomo de calcio

Ca O =

1 átomo de calcio

La cantidad de calcio es la misma en los productos y en los reactivos. Ahora, veamos el oxígeno

Ca(s) + O2

Ca O

2 átomos

de oxígeno

1 átomo

=

de oxígeno

En los reactivos tenemos 2 átomos de oxígeno, mientras que en los productos existe solo un átomo de oxígeno, por lo cual debemos agregar un número que multiplique las cantidades de este elemento hasta igualarlo, en este caso agregaremos el 2 delante del producto y para igualar la cantidad de calcio también colocaremos 2 delante de este reactivo.

2 Ca(s) + O2

2 Ca O

Esta ecuación química indica: •

2 Ca(s) existen dos átomos de calcio sólidos en los reactivos 2CaO y dos átomos de calcio en el óxido de calcio o producto

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 35 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores •

O2 existeen dos átomoos de oxígenno en los reactivos 2 Ca O y dos átoomos de oxíggeno en el óxxido de calcio o producto

NOME ENCLATURA A de óxidos s básicos Se reffiere a la form ma de nombrar los comp puestos quím micos formado os, en este caso, c los óxid dos básicos Existe en tres difere entes nomencclaturas: Nome enclatura clá ásica o tradicional: tom ma en cuenta los estados de oxidación n de los elem mentos a - Cuando el elemento tien ne un solo esstado de oxid dación: Se no ombra: "OXID DO" + nomb bre del eleme ento. Por ejemplo, e CaO O = Oxido de e Calcio b- Cuando C el elemento tiene e dos estado os de oxidaciión: Si se tom ma el estado de oxidación n menor: Se nombra: "OX XIDO" + raizz del elementto + sufijo "O OSO". Porr ejemplo, Bi2O3 = Oxido Bismutoso, yya que bismu uto tiene esta ado de oxida ación 3 o 5, y en este casso utiliza el menor m esta ado de oxida ación, o sea 3 Si se tom ma el estado de d oxidación n mayor: Se nombra: n "OX XIDO" + raiz del elemento o + sufijo "IC CO" Porr ejemplo, Bi2O5 = Oxido Bismutico, yya que bismu uto tiene esta ado de oxida ación 3 o 5, y en este casso utiliza el mayor m esta ado de oxida ación, o sea 5 c- Cu uando el elemento tiene tres estadoss de oxidació ón: Si se toma a el estado de d ox. menorr: Se nombra a: "OXIDO" + prefijo "HIP PO" + raiz del elemento+ sufijo "OSO"" Por ejemplo, Cr+2 + O-2 = Cr2O2 = CrO: óxido h hipocromoso Si se toma a el estado de d oxidación intermedio: Se nombra: "OXIDO" + raiz r del elemento + sufijo o "OSO" Por ejemplo, Cr+3 + O-2 = Cr2O3: óxid do cromoso Si se toma a el estado de d oxidación mayor: Se nombra n "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO O" + Por ejemplo, Cr+6 + O-2 = Cr2O6 = CrO3: ó óxido crómico C tienee cuatro estaados de oxidación: d- Cuando Si se toma a el est. de oxidación o me enor: Se nom mbra: "OXIDO O" + prefijo "H HIPO" + raiz del elementto + sufijo "O OSO" Por ejem mplo, Mn+2 + O-2 = Mn2O2 = MnO: óxid do hipomang ganoso Si se toma a el estado de d oxidación intermedio menor: m Se no ombra: "OXID DO" + raiz de el elemento + sufijo "OSO O" Por eje emplo, Mn+3 + O-2 = Mn2O3: óxido manganoso Si se toma a el estado de d oxidación intermedio mayor: m Se no ombra: "OXID DO" + raiz de el elemento + sufijo "ICO O" Por ejjemplo, Mn+44 + O-2 = Mn2O4 = MnO2: óxido mangánico Si se toma a el estado de d oxidación mayor: Se nombra: n "OXIIDO" + prefijo o "PER" + ra aiz del eleme ento + sufijo "ICO" " Por ejjemplo, Mn+77 + O-2 » Mn2O7: óxido pe ermangánico o Nome enclatura sis stémica o de atomicida ad: toma en cuenta c toma en cuenta el e número de átomos de cada c elemen nto p presentes en n el compues sto. S nombra: Prefijo Se P + "OX XIDO DE" + prefijo p + nom mbre del elem mento. E prefijo dep El pende del número de moleculas que ttenga el elem mento: 1 átomo - mon no 2 átomos - di 3 átomos - tri 4 átomos - tettra 5 átomos - pe enta 6 átomos - he exa 7 átomos - he epta 8 átomos - oc cta 9 átomos - no ona 10 0 átomos - deca d Por ejemp plo, Li2O = Oxido O de dilitio Al2O3 = Trrioxido de dia aluminio Nome enclatura po or numeral de d Stock: toma en cuentta los estado os de oxidación de los ele ementos sin contar el oxigeno Se no ombra: "OXID DO DE" + nombre del ele emento + (esstado de oxid dación del ele emento) Por ejjemplo, CaO O = Oxido de calcio (II) sa abiendo que Ca C tiene com mo estado de e oxidación + 2 Rb2O = Oxido de e rubidio (I) sabiendo que e Rb tiene co omo estado de d oxidación +1 EJ JERCICIOS DE APLICA ACIÓN Realiza la ejercitación nº 13 del an e nexo

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 36 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores UN NIONES CO OVALENTES S Son aquellas a unio ones que se dan d entre no o metales y no n metales. En esste caso la diferencia de electronegat e tividad es mu uy baja, men nor a 1,7, porr eso hay un compartir de d electroness entre estos elementos. – El com mpartir electtrones, les permite p a estos elemento os asemejarrse al gas noble más ce ercano y en la mayoría de los casoss completar el e octeto, exccepto el hidró ógeno que co ompleta un par p de electro ones asemejjándose al helio.

Las un niones covallentes puede en ser: a- Unión covalen nte común simple: en esste caso los átomos comparten 2 elecctrones, uno o proveniente e de cada elem mento de la unión.

b- Unión covalen nte común doble: d en estte caso los átomos á comp parten 4 electrones, dos p provenientes s de cada elem mento de la unión.

c- Unión covalen nte común trriple: en este e caso los áttomos compa arten 6 electrones, tres p provenientes de cada elemen nto de la unión.

d- Unión covalen nte Dativa: se produce cu uando uno de los elemen ntos de la un nión haya com mpletado el octeto o y el ottro no, a aquí el que esstá completo o comparte sus s electrone es.-

O

S

O

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 37 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores Repre esentación de d compues stos covalen ntes:

a- Fórmula Moleccular (FM)): Se llama así a a la representación formulada de un compuessto covalente e sin simplificcar.

S2O6 b- Fó órmula Molecular Mínim ma (FMM):: Se llama assí a la repres sentación forrmulada de u un compuestto covalente en la cual se s simplificaron los átomo os para obtener la mínim ma expresión posible. Porr ejemplo:

S2O6 = SO O3 1

3

ón electrónic ca de una unión u covale ente o estru uctura de Le ewis: se rep presentarán los l átomos con c los c- Representació electro ones compa artidos en cada enlace en ncerrados en n un conjuntto y en caso de tratarse de una unió ón covalente dativa se rea alizará un semicírculo que los contenga.

O

S

O

d- Fórmula estru uctural o dia agrama de barrras: b en este tipo de formulación n se representa con una línea cada par de electro ones compa artidos y en el caso de la unión co ovalente datiiva, con una a flecha cuyyo origen ind dica el átom mo que compa arte ambos electrones e

d- Esttructura ang gular: en estte tipo de forrmulación se representa con una líne ea cada par d de electrones s compartido os respettando el áng gulo de enlacce.

entes polare es y no pola ares Enlaces covale Los ellementos para unirse utilizan los elecctrones del último nivel energético. Lo o harán toma ando, cedien ndo o compa artiendo e- según s sea la diferencia de electroneg gatividad (E ) entre elloss . En los enlaces covale entes las unio ones se rea alizan compa artiendo electrones, pero estos no se distribuyen en el espacio o de manera a uniforme , sino que lo harán h según n teniendo prresenta esa diferencia, d assí serán atra aídos con má ás fuerza porr el elemento o que tenga mayor m electro onegatividad d . De esta ca aracterística surge la clasificación de e los enlaces en polares y no polares Los áttomos de ele ectronegatividad similar que compartten electrone es poseen un na distribució ón de cargas s simétricas, es decir no n tiene regiones prefere enciales de electronegati e vidad, como o es el caso de d los compu uestos de clo oro y los de hidróg geno gaseosso. Este tipo de en la ace se denom mina no polar o apolar en n función a la a diferencia de d electroneg gatividades E = 0.

Los enlaces e dond de el par de electrones no se comp parten por ig gual dejando o una región n carga eléc ctricamente forman f molécculas asimétricas , como o es el caso o del cloruro o de hidróge eno, estos modelos m de densidad ele ectrónica pe ermiten definirr la polaridad d de las molé éculas y prredicen la disstribución de e la nube de cargas electtrónicas o dipolo, en este caso la mín nima densida ad esta en el hidrógeno y la máxima en e el cloro

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 38 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores

Para el e agua el modelo presen ntado a conttinuación de la densidad electrónica en el agua, e el oxigeno tiene gran densidad electró ónica, y los hidrógenos h b baja por lo ta anto el oxigen no está carga ado y los hidrógenos tie ene carga pa arcial.

Propiedades de los compuestos c s covalentes s • • • • • •

Las sustancias con en nlaces covale entes forman n moléculas. Temperaturas de fusió ón y ebullició ón bajas. En condicciones ordina ales (25 °C aprox.) puede en ser sólidos, líquidos o gaseosos Son bland dos en estado sólido. Aislantes de corriente eléctrica y calor. c Las molécculas polaress son soluble es en disolve entes polares s y las apolarres son solub bles en disollventes apola ares (semejantte disuelve a semejante).. A ANHÍDRIDOS S: ÓXIDOS ÁCIDOS Á

Los óxidos ó ácidos son los óxidos formados por el e Oxígeno y un no metal. m Posee en unión co ovalente y pueden p presentar también n unión cova alente dativa a, por esta ra azón un mism mo elemento o puede prod ducir más de un óxido

Confo orme a la IU UPAC, los elementos e s escriben en la fórmu se ula molecula ar en orden n creciente de ele ectronegativvidad. En estos e casos,, primero se e escribe el no metal y luego el oxxígeno. Ejemplos: Cl2O óxido ó hipocloroso, cuando cloro utiliza el esta ado de oxid dación +1 Cl2O3 óxido cloroso, cuando cloro utiliza a el estado de oxidació ón +3 Cl2O5 óxido clóricco, cuando cloro c utiliza a el estado de d oxidación +5 Cl2O7 óxido perclórico, cuando cloro utiliza el estad do de oxida ación +7 La ma anera de ob btener la fórrmula es la misma que e para los óxidos básiccos, es decir cruzando los número os de oxida ación o valencia.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 39 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Ecuación química y balanceo estequiométrico Se realiza de la misma manera que para los óxidos básicos.

S + O2 ahora, debemos igualarla

S2O6 = SO3 1

2S + 3O2

3

2 SO3

De esta manera tenemos: • 2 átomos de azufre del lado de los reactivos e igual cantidad ( dos átomos de azufre) del lado de los productos. • Seis átomos de oxígeno del lado de los reactivos y seis también en los productos.

3O2 = 2 SO3 3 x 2=6

2

x

3=6

NOMENCLATURA DE ANHÍDRIDOS ( ÓXIDOS ÁCIDOS) Se nombran siguiendo la misma explicación que para los óxidos básicos. Existen tres diferentes nomenclaturas: a- Nomenclatura tradicional o clásica: Se nombrarán anteponiendo la palabra anhídrido seguida de la ráz del no metal y utilizando, de acuerdo, al estado de oxidación que presente el mismo los prefijos y/o sufijos según la siguiente tabla.

b- Nomenclatura sistémica o de atomicidad: toma en cuenta toma en cuenta el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto.

c- Nomenclatura por numeral de Stock: toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos sin contar el oxigeno Oxido de azufre (VI) Oxido de azufre (V) Oxido de cloro (VII)

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 40 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores UN NIONES ME ETÁLICAS Son la as uniones que q se dan entre e los metales . Se conoce con el nombre de mar m de electrones ya que e los electrones se encue entran y mue even entre loss núcleos sin n formar parrte de ningun no.El modelo estable ecido para exxplicar el enla ace metálico o también es coherente con otras propiedades características de los metale es como, po or ejemplo, la a posibilidad d de deforma ación sin que e se produzcca la rotura d del cristal (c como ocurre en los sólido os iónicos) ya que la defformación de el cristal sup pone únicam mente un dessplazamiento o de los pla anos de la re ed que condu uce a una nu ueva situació ón que apen nas se difere encia en nad da de la antterior. En lass figuras sigu uientes se pueden p diferenciar de form ma simple esstos fenómen nos:

FUERZAS INTERMOLE ECULARES Los átomos á al un nirse mediante enlaces covalentes forman moléculas. Assí, por ejem mplo, sabemo os que cuando el hidróg geno reaccio ona con el oxígeno o se obtiene o agua a y que cada a molécula de d agua está á formada por p dos átom mos de hidróg geno y uno de d oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin em mbargo el ag gua es una sustancia s que e además de e encontrarse en estado gaseoso puede ser líquiida o sólida (hielo), ( de mo odo que se nos n plantea la l cuestión de d cuál es el mecanismo mediante el que las mo oléculas de agua a se unen n entre sí, ya que si no exxistiera ningu una fuerza de e enlace entrre ellas el ag gua siempre se encontrarría en estado o gaseoso. El missmo tipo de razonamiento r os podría ha acerse para el e caso de ottras sustanciias covalente es como porr ejemplo, el I2, que en con ndiciones ord dinarias se encuentra e en n estado sólid do. Por otra o parte, sa abemos que e muchas su ustancias co ovalentes qu ue a tempera atura y pressión ambienttales se hallan es estado o gaseoso, cuando se baja b la temp peratura lo suficiente pue eden licuarse o solidifica arse. De estta forma se puede obtener, por ejem mplo, dióxido o de azufre sólido enfriando SO2 a una tempe eratura inferrior a -76°C. ¿Cómo se e unen entonces las molé éculas? A continuación abordaremos este problem ma. Las fu uerzas de attracción entre moléculas (monoatóm micas o poliattómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerza as intermoleculares o fu uerzas de Van der Waa als. Dichas fuerzas f pued den dividirse e en tres grrandes grupo os: las debida as a la existencia de dip polos perman nentes, las de d enlace de e hidrógeno y las debidass a fenómen nos de polarización transittoria (fuerzass de London). A continua ación realizarremos un es studio elemen ntal de cada uno de dichos grupos. Las uniones quím micas permite en explicar porqué p a la misma m temperatura, algu unas sustanccias son sólidas, mientra as que otras son líquidas o gaseosas? ? Hasta a ahora hem mos visto qu ue las fuerzzas que ma antienen unidos a los iones de una unión ió ónica son de el tipo electro ostática, ésttas son fuerzas intensa as que pro oducen un punto p de fusión y ebullición bastan nte elevado. Será necessario entrega ar gran cantid dad de energ gía para sepa arar los iones.En loss metales la energía neccesaria para separar los átomo á es me enor que en los compuesstos iónicos.--

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 41 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores En loss compuesto os molecularres el pasaje e de un estado de agreg gación a otro o implica rup ptura de unio ones entre áttomos. Ahora a bien las susstancias no están e solo en e estado gasseoso por lo que: ¿Que mantiene m unidad a las moléculas? Existe en ciertas fue erzas que acctúan entre las moléculas para manttenerlas unid das se las lla ama fuerzas intermolecullares o Fuerzzas de Van der Waals, lla amadas así en e homenaje al científico que las desccubrió.Hay 3 tipos de fue erzas intermo oleculares: a) Fuerzas F debido a dipolos s transitorios o fuerzas d de London b) Fuerzas F de dipolos d permanentes o fu uerzas dipollo-dipolo c) Uniones U Pue ente Hidróge eno a)) Las fuerzzas de Lond don actúan entre e molécu ulas sean po olares o no polares, p o en ntre átomos, si la sustan ncia es monoatóm mica. Son el resultado de e la interacció ón de las mo oléculas, que e produce co orrimientos momentáneos m s de la nube elecctrónica de una molécula o átomo, lo que produce e dipolos flucctuantes en átomos o moléculas cerrcanas. Son fuerzas débiles.-

b)) Fuerzas dipolo-dipo d ducen en mo oléculas pola ares debido a la atracción de los extremos possitivo y lo : se prod negativo de molécula as adyacente es. Estas fu uerzas ayuda an a llevar el estado líquido a sóliido. Los solventes polares tie enen estas fu uerzas y esto o explicaría la l solubilidad d de ciertas moléculas m iónicas en esto os solventess.-

c)) Uniones Puente Hidrrógeno: Esta as fuerzas son más fuerttes que las Dipolo-dipolo D o y producen n una aumen nto del punto de ebullición e de e ciertas susttancias .Ejemplo: Fluoruro de Hidrógeno y Fluoruro de e metilo, pos seen polarid dades similarres pero el punto p de ebu ullición m que e la del segu undo es -32ººC. esta fuerrzas se exp plican debido o a que el H2 , que del primerro es 19ºC mientras posee mu uy baja denssidad electró ónica se ve atraído a por los electrone es de eleme entos muy electronegativ e vos . Este tipo de d unión se da d entre el hidrógeno h co on los elementos : oxigen no, nitrógeno o, flúor y a ve eces el cloro.-


RESUMIENDO:

Oxido básico (Oxido ácido)


EJ JERCICIOS DE APLICA ACIÓN 1- Realiza la 1 a ejercitació ón nº 13 del anexo 2 Realiza la 2a ejercitació ón nº 14 del anexo 3 Realiza la 3a actividad nº 15 del an nexo


UNIDAD Nº 4 Reacción química. Ecuación. Balanceo estequiométrico. Formación de compuestos: Binarios : Estados de Oxidación . Óxidos Básicos y Ácidos. Hidruros metálicos y No-metálicos, sales de Hidrácidos . Ecuaciones de obtención . Balanceo estequiométrico. Nomenclatura. Propiedades Ternarios : Formación de Hidróxidos, Oxácidos, Sales neutras, Ecuaciones de obtención . Propiedades. Nomenclatura. Cuaternarios : Sales básicas, ácidas y mixtas. Ecuación de obtención . Nomenclatura.

REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido férrico (Fe2O3) producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. En este fenómeno los electrones de dos o más elementos o compuesto se reordenan en el espacio, dando lugar a la formación de un nuevo compuesto cuyas características son diferentes a la de los reactivos que le dieron origen Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: a- Reacciones ácido-base o de neutralización, sin cambios en los estados de oxidación b- Reacciones redox, con cambios en los estados de oxidación. Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación tendremos: a-Reacciones de síntesis (combinación) b- Reacciones de descomposición c- Reacciones de sustitución simple d- Reacciones de sustitución doble Nombre Reacción de síntesis

Descripción

Representación

Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

A+B → AB

Ejemplo 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

Reacción de descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de AB → A+B reacción un solo reactivo se convierte en dos o más productos.

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Reacción de desplazamiento o simple sustitución

Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución

Los iones en un compuesto cambian lugares AB + CD → AD + BC con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.

A + BC → AC + B

NaOH + HCl → NaCl + H2O

ECUACIÓN QUÍMICA Es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas. Mg + Cl2 Reactivos

MgCl2 Productos


Importante: Para representar un elemento en estado fundamental cuando se escribe una ecuación hay que tener presente a aquellos elementos que son di-atómicos, es decir, que en la naturaleza está formado por moléculas que contienen 2 átomos. Existen varios elementos que son di-atómicos, todos en estado gaseoso con excepción del Bromo (que es líquido) y del yodo (que es sólido). En la tabla podemos observar cuales son los elementos di atómicos: H, O, N, Cl, F, a los que debemos agregar al Br y al I. Como puede verse en el caso del Cl ,dado anteriormente,se coloca un subíndice que indica que su molécula está formada por dos átomos y se presenta así : Cl2 BALANCEO ESTEQUIOMÉTRICO Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes , se debe ajustar el número de átomos dereactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier. Por ejemplo en la siguiente reacción de síntesis de agua, el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H2 + O 2

H2O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes de forma que quede balanceada.

2 H2 + O2

2 H2O

Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el coeficiente es igual a 1 se omite por lo que el número de átomos es igual al subíndice. Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: a- Método de balanceo por tanteo: consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies. Ejemplo :

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha, e este caso 2

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF Ecuación balanceada b- Método de balanceo algebraico: Este método es un proceso matemático que consistente en asignar letras a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones y determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear:

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2

Primero se debe escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A

B

C

D

FeS + O2 Æ Fe2O3 + SO2 Luego escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (→ ) equivale al signo igual a (=). Fe A = 2C S A=D O 2B = 3C + 2D Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 46 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores A

B

FeS

+

O2

C Æ

Fe2O3

D +

SO2

Fe A = 2C S A=D O 2B = 3C + 2D

Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D A= 2C D=4 2B = (3)(2) + (2)(4) A= 2(2) 2B = 14 A=4 B = 14/2 B = 7 Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A 4 FeS

B +

7 O2

C Æ

2Fe2O3

D + 4SO2

b- Método de balanceo redox: Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabrasREDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce. Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación aumente Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación disminuyan. Por ejemplo:

Na + H2O → NaOH + H2 Na0 → Na+1 Oxidación H+12 → H02 Reducción

No se realizará balanceo redox en este curso, por lo cual sólo se realiza la mención sin profundizar en el tema Reglas de los Estados de oxidación : Para poder calcular con que estado de oxidación actúa un elemento frente a otro debemos tener presente las siguientes premisas: 1) El número de oxidación de los átomos en una sustancia en estado elemental es cero .2) La suma algebraica de todos los números de oxidación de los distintos átomos que forman parte de un compuesto deberá ser igual a cero.-

3) El número de oxidación de un átomo en un ión monoatómico de una sustancia iónica será igual a la carga de ese ión. En el caso de un ión poliatómico , la suma algebraica de los números de oxidación de los distintos átomos que forman parte del ión deberá ser igual a la carga de dicho ión.-

(P O4)-3

+5 (+5.1) = P1

-8 = -3 (-2.4) O4

4) El Oxígeno : tiene siempre estado de oxidación -2 , salvo en los peróxidos donde tiene estado de oxidación -1.-


5)) El Hidróge eno : Tiene frente a los no metales y al oxígeno o estado de e Oxidación +1 , pero fre ente a los metales m actuará co on -1 .-

pre estado de oxidación +1.6)) Grupo 1 : tienen siemp 7)) Grupo 2 .ttienen siemp pre Estado de e oxidación +2.+ 8)) Los halóg genos o Grup po XVII: Fre ente al hidróg geno y los metales m actú úan con esta ado de oxida ación negativvo -1 , mientras que q frente al a oxígenos pueden actu uar con distintos estadoss ( todos po ositivos), en n este caso puede tener: +1,+3,+5,+7 .9)) Grupo XV VI : Actuaran n con carga negativa n -2 frente f al hidró ógeno y los metales, miientras que frente f al oxíg geno lo harán con n carga posittiva. Todos lo os estados de d oxidación figuran en la a tabla periód dica.-

ema para de eterminar ell comportam miento utilizzando las Re eglas de los Estados de e Oxidación Esque

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 48 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores COMPUESTOS QUÍMICOS En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija.Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos). Debemos recordar el comportamiento de los elementos respecto a su estado de oxidación que se han resumido en las reglas de los Estados de Oxidación CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS QUÍMICOS Los compuestos Químicos se pueden clasificar según el número de elementos que lo forman en : a. Binarios: formados por 2 tipos de elementos b. Ternarios: formados por 3 tipos de elementos c. Cuaternarios: formados por 4 tipos de elementos d. Poliátomicos: formados por más de 4 tipos de elementos

COMPUESTOS BINARIOS Un compuesto binario es un compuesto químico formado por átomos de sólo dos elementos, como en el caso del agua, compuesta por hidrógeno y oxígeno. Se distinguen dos grupos principales de compuestos binarios: Los compuestos iónicos binarios, donde se incluyen las sales binarias, los óxidos metálicos (anhídridos básicos) y los hidruros metálicos. Los compuestos covalentes binarios, donde se incluye los óxidos de no metal (anhídridos ácidos) y los halogenuros de no metal. ÓXIDOS Son compuestos binarios formados por el Oxígeno y cualquier elemento de la tabla periódica . Estos pueden clasificarse en: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos Este tema se trató en la unidad anterior ( páginas 35 hasta página 40)

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 49 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores HIDRUROS Son compuestos binarios formados por el hidrógeno y un metal o no metal . Se clasifican en Hidruros metálicos (Hidrógeno + metal generalmente del grupo 1 y 2 ) y No metálicos ( Hidrogeno + no metal ) A- HIDRUROS METÁLICOS Los hidruros metálicos son el resultado de la unión entre el hidrógeno y un elemento metálico. Presentan unión iónica

metal + hidrógeno

→

hidruro metálico

2Na + H2 → 2NaH Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los únicos compuestos en los que el hidrógeno funciona como número de oxidación de -1. Para escribir la fórmula de un hidruro metálico primero se escribe el símbolo del elemento metálico (parte positiva) y después el del hidrógeno (parte negativa). Por ejemplo, la fórmula del hidruro que resulta al combinarse el calcio con el hidrógeno es la siguiente:

Ca H2

con

Ca2+ e H1-

En este caso el hidrógeno es el más electronegativo y por ello al representar su FM se escribirá su símbolo a la derecha mientras que el del Metal irá a la izquierda. En estos compuestos el Hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 . Nomenclatura Clásica : Se los nombra como Hidruro y el nombre del metal correspondiente terminado en ico, en caso de presentar, el metal, más de un estado de oxidación se utilizarán los sufijos “ico” y “oso” de la misma manera que para los óxidos. Por ejemplo : Una valencia: Hidruro ... ico Li+1 + H-1 » LiH: hidruro lítico Na+1 + H-1 » NaH: hidruro sódico Dos valencias: Menor valencia: Hidruro ... oso Co+2 + H-1 » CoH2: hidruro cobaltoso Mayor valencia: Hidruro ... ico Co+3 + H-1 » CoH3: hidruro cobáltico Tres valencias: Menor valencia: Hidruro hipo ... oso Ti+2 + H-1 » TiH2: hidruro hipotitanioso Valencia intermedia: Hidruro ... oso Ti+3 + H-1 » TiH3: hidruro titanioso Mayor valencia: Hidruro ... ico Ti+4 + H-1 » TiH4: hidruro titánico Cuatro valencias: Primera valencia (baja): Hidruro hipo ... oso V+2 + H-1 » VH2: hidruro hipovanadioso Segunda valencia: Hidruro ... oso V+3 + H-1 » VH3: hidruro vanadioso Tercera valencia: Hidruro ... ico V+4 + H-1 » VH4: hidruro vanádico Cuarta valencia (alta): Hidruro per ... ico V+5 + H-1 » VH5: hidruro pervanádico Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza con la palabra hidruro seguido del elemento metálico indicando entre paréntesis en números romanos el número de oxidación. Ejemplos: CoH2: hidruro de cobalto (II) CoH3: hidruro de cobalto (III) Nomenclatura sistemática o de atomicidad: la nomenclatura sistemática se realiza utilizando los prefijos numerales: mono- , di-, tri-, tetra-, penta-, etc. Ejemplos: NiH2: dihidruro de níquel NiH3: trihidruro de níquel

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 50 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores B- HIDRUROS NO METÁLICOS Son compuestos formados por hidrógeno y un elemento no metálico

no metal + hidrógeno

→

hidruro no metálico

Cl2 + H2 → 2 HCl El hidrógeno forma hidruros con los siguientes no metales : S , Te, Se, F, I, Cl, Br. En estos compuestos el más electronegativo es el no metal por eso se lo representa a la derecha y al hidrógeno que actuará con su estado de oxidación positivo (+1) se lo coloca a la izquierda. Ej :HCl y H2S. En el caso de los hidruros no metálicos sin propiedades ácidas se hace a la inversa, es decir primero el no metal y luego el hidrógeno. Generalmente se encuentran en estado gaseoso a la temperatura ambiente, por lo cual se representa el producto con una flecha que apunta hacia arriba o seguido de la letra g entre paréntesis. Algunos manifiestan propiedades ácidas, tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no son ácidos, como el agua, amoníaco, metano, silanos, etc. Los hidruros ácidos se formulan escribiendo primero el símbolo del hidrógeno y después el del elemento. A continuación se intercambian las valencias. Los elementos flúor, cloro, bromo y yodo utilizan valencia -1 cuando se combinan con el hidrógeno , y los elementos azufre, selenio y telurio lo hacen con valencia -2. Se nombran añadiendo la terminación -uro en la raíz del nombre del no metal y especificando, a continuación, de hidrógeno. Los hidruros ácidos en solución acuosa presentan propiedades ácidas, por ello cuando se encuentran en solución acuosa se los llama hidrácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguida de la raíz del no metal terminada en –hídrico. (ver tabla) Los hidrácidos se forman principalmente con los elementos del grupo XVII y algunos del grupo XVI . Para representarlos a la FMM se le agrega un subíndice : (ac) Por ejemplo .

H2S(ac)

HCl(ac)

La siguiente tabla recoge algunos ejemplos de hidruros no metálicos: Fórmula Nomenclatura de composición o estequiométrica En disolución acuosa HF

fluoruro de hidrógeno

ácido fluorhídrico

HCl

cloruro de hidrógeno

ácido clorhídrico

HBr

bromuro de hidrógeno

ácido bromhídrico

HI

yoduro de hidrógeno

ácido yodhídrico

H2S

sulfuro de hidrógeno

ácido sulfhídrico

H2Se

seleniuro de hidrógeno

ácido selenhídrico

H2Te

teluro de hidrógeno

ácido telurhídrico

Otros hidruros no metálicos no presentan propiedades ácidas y se formulan indicando, primero el símbolo del elemento y, luego, el del hidrógeno. A continuación, se intercambian las valencias.

Hidruros de los grupos IIIA, IVA y VA Fórmula

N. tradicional

N. Stock

N. sistemática

BH3

Borano

Trihidruro de boro

Hidruro de boro (III)

CH4

Metano

Tetrahidruro de carbono

Hidruro de carbono (IV)

SiH4

Silano

Tetrahidruro de silicio

Hidruro de silicio (IV)

NH3

Amoniaco

Trihidruro de nitrógeno

Hidruro de nitrógeno (III)

PH3

Fosfina

Trihidruro de fósforo

Hidruro de fósforo (III)

AsH3

Arsina

Trihidruro de arsénico

Hidruro de arsénico (III)

SbH3

Estibina

Trihidruro de antimonio

Hidruro de antimonio (III)

BiH3

Bismutina

Trihidruro de bismuto

Hidruro de bismuto (III)

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 51 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores S SALES DE HIDRÁCIDOS S Son compuestos c f formados por metal y no metal diferente de oxíge eno o hidróge eno. Posee en unión Ión nica . Se pu ueden obtene er: a- De la reacción r de un hidrácido o y un hidróxiido respectivvamente.:

Mg g(OH)2

+ 2 HBr(aac)

Mg Br2

+

2 H 2O

b- De la reacción r de un u hidrácido y el metal co on la consigu uiente produccción de hidrrógeno:

Na(s)+ HCl(ac)

Na Cl C (s)

+

H2(g)

Formulación: Parra hacer la FM F se debe colocar c en prrimer lugar al metal( parte e electropositiva de la molécula) y lu uego al no me etal(parte neg gativa). Esto os compuesto os tienen uniión iónica.Nome enclatura : Se S nombra colocando c la terminación “uro “ al nom mbre del no metal que se menciona en primer té érmino, en el ejemplo del NaCl se denomina d Clo oruro de Sod dio. Se debe en respetar lo os sufijos “oso” e “ico” en el caso de e aquel metal que posea mas m de un esstado de oxid dación : +1 -1

CuCl

se denomina Cloruro C cupro oso

+2 2 -1

C CuCl co 2 se denomina Cloruro cúpric EJ JERCICIOS DE APLICA ACIÓN 1- Realiza la 1 a ejercitació ón nº 16 del anexo 2 Realiza la 2a ejercitació ón nº 17 del anexo

C COMPUEST TOS TERNAR RIOS

Son aquellos a com mpuestos que e poseen 3 tiipos de elem mentos en su fórmula. Se cla asifican en : a- Hdróxido os b- Oxoácido os c- Oxosales s

HIDRÓ ÓXIDOS Son compuestos c t ternarios form mados por un óxido básicco y agua. Tienen como cara acterística priincipal entreg gar grupos (O OH) ( oxidrilos o hidroxilos) al medio o y de azulear el tornaso ol. 2 Na Na2O + H2O a (OH) f porr la reacción de un metal y el agua También pueden formarse 2N Na + 2 H2O H) + H2 2 Na (OH o puede obsservarse en el hidrógen no se colocó ó una flecha que indica el estado o gaseosos que presentta ese Como eleme ento. Tambié én se puede indicar el esttado gaseoso con el sub índice (g) Formulación dire ecta : Para formular f un hidróxido h de forma directta se tiene en n cuenta que e la carga de el oxidrilo es siempre -1 siendo s una especie e químicca cuyo enla ace está form mado, por lo o cual se representa enttre paréntessis. Delante d del grupo ox xidrilo se colloca el símbo olo químico del d metal y lu uego se inte ercambian va alencias, con nsiderando que q el oxidrilo o tendrá carga -1, el sub bíndice del me etal siempre será 1 por lo o cual no hace falta coloccarlo. Se utiliza el siguie ente esquem ma general : n -1

Me e ( OH ) n

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 52 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores En el esquema M representa al metal, se coloca prime ero el símbolo del metal , luego el grrupo oxidrilo.. Como se ve e en el esque ema este llevva un subíndice que ind dicado por n que indica el número de d oxidrilos que correspo onde a tanttos OH como carga tenga a el metal.Como o se observa a en el ejem mplo la estrucctura de Lew wis al oxigeno esta unido o al H media ante enlace covalente c y solo le falta 1 electrón pa ara completa ar el octeto y de allí surge e la carga -1 .

Nome enclatura: Tradic cional : se re eemplaza la palabra Óxiido por Hidrróxido en ell caso de ten ner el metal 1 solo estado de oxida ación Si tiiene 2 estad dos de oxidación se apela al uso de los sufijos oso o e ico , co omo en los óxidos. ó Porr ej: para el Óxido férricco, será Hidróxido férrico o Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe (OH)3 mie entras que el Óxido de alu uminio, será Hidróxido de e aluminio Al2O3 + 3 H2O

2 Al A (OH)3

Nume erales de Sto ock : se no ombra igual que q los óxido o pero reemp plazando la palabra p óxido o por hidróxid do . Por ejj. en el caso del óxido férrrico, al agre egarle agua pasará p a ser Hidróxido de e hierro (III), mientras qu ue al agregarrle agua al óx xido de alum minio se transsformará en hidróxido de e aluminio(III)), ya que el aluminio a pres senta una so ola valencia, se puede om mitir el paréntesis y nombrar com mo hidróxido o de aluminio o directamentte. Atomicidad : se nombra igua al que los óxido pero reem mplazando la a palabra óxido por hidró óxido . Se usan los pre efijos para in ndicar la canttidad .-

Fe (OH)3 trihidró óxido de hierro Propiedades y us sos de los hidróxidos h o bases • Crea an sustanciass que acepta an o reciben protones. • Resu ultan de la co ombinación de d un óxido básico con el e agua. • son sustancias que q en soluciión producen n iones de hidroxilo. • son electrolitos (conducen la corriente elé éctrica) • los hidróxidos h so olubles en ag gua, cuando entran en co ontacto con ella, e liberan aniones a de h hidroxilo. • pressentan un sab bor amargo • son cáusticos pa ara la piel y para p nuestro organismo.

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 53 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores OXOÁCIDOS U OXÁCIDOS Son compuestos ternarios formados por la reacción de un Óxido Ácido y agua. Tienen como característica principal entregar protones ( H+ ) al medio, y la de enrojecer al tornasol.Por ejemplo el oxácido de Cl+1

Cl2O

+ H2O

2

HClO

Formulación directa Se sigue el siguiente esquema : HaNoMbOc Donde a,b y c indican los números de átomos de los elementos presentes en la fórmula.Para realizar la fórmula de manera directa se debe tener en cuenta : • • •

El elemento central y su estado de oxidación , datos que surgen del nombre del ácido. Se neutralizan las cargas positivas del no metal con oxígenos hasta que el balance de cargas de saldo negativo.Las cargas negativas del saldo se neutralizan con hidrógenos Ejemplo el oxácido que forma el Cl con estado de oxidación +3 será Fórmula general: HClO2

2 oxígenos por -2 = - 4 1 cloro por +3 = +3 1 hidrógeno por +1 = +1

Si sumamos las cargas del compuesto, resultará cero ya que es neutro

Nomenclatura : Para poder nombrar los compuestos tenemos que saber el estado de oxidación de los elementos que conforman el mismo. Por ello,cuando no se sabe la valencia con la cual actúa el no metal, se puede deducir teniendo en cuenta las reglas de los estados de oxidación vistas anteriormente . Sabiendo que el oxígeno actúa con -2, lo multiplicamos por la cantidad de oxígenos presentes; a esto le sumamos la cantidad de hidrógenos multiplicados por +1, finalmente multiplicamos la cantidad de átomos del No Metal por x (valor desconocido) que corresponde al valor del estado de oxidación del mismo; esta sumatoria es igual a cero. Resulta así una ecuación con una incógnita que podemos despejar fácilmente.

Tradicional : se mantiene la misma estructura que para los óxidos solo que se cambia la palabra óxido por ácido Se mantiene el uso de prefijos y sufijos según la cantidad de estados de oxidación que posea el no metal. Con 4 Estados de Oxidación : -Al menor se lo nombra con Hipo - No metal -- Oso - Al siguiente con No metal- oso -Al penúltimo con No metal - ico -Al último Per— Nometal - ico HClO : Ácido Hipocloroso ( el Cl con Estado de oxid. +1) ; HClO2 : Ácido cloroso ( el cloro tiene estado de oxidación +3) HClO3 : Ácido clórico ( el cloro tiene estado de oxidación +5) HClO4 : Ácido Perclórico ( el cloro tiene estado de oxidación +7) Stock : Se nombra el átomo central (no metal diferente de H y O) , con la terminación ato, entre paréntesis se coloca el estado de oxidación del mismo y por último se nombra el hidrógeno HClO : Clorato (I) de Hidrogeno HClO2 : Clorato (III) de Hidrogeno ( el cloro tiene estado de oxidación +3) HSO3 : Sulfato (IV) de Hidrógeno ( el azufre tiene estado de oxidación +4) Atomicidad : Se utilizan los prefijos para indicar cantidad de oxígenos presentes , colocando el sufijo “ato” al nombre del no metal (diferente de H y O) y luego se nombra el hidrógeno.HClO2 : Dioxo Clorato de Hidrogeno HSO3 : Trioxo Sulfato de Hidrógeno


Propiedades y us sos de los oxácidos o • • • • •

Sabor agrrio Cambian la coloración del papel tornasol de azul a a rojo Al combin narse con lass bases forma an la sal correspondiente e más agua En solució ón acuosa co onducen la electricidad. e Son capacces de ceder un protón H+. H

-1 +

• • •

+1

• El ácido sulfúrico se emplea e en la obtencde fertilizantes, en n procesos petroquímico p os, en las batterías de los automóviles n utilizza para fabriccar explosivo os el TNT y es e un compo onente de la lluvia ácida El ácido nítricose El ácido carbónico c es responsable e de mantene er el pH de la a sangre

OXOSAL LES NEUTRA AS an en su com mposición me etal, no meta al y oxígeno Las oxxosales neuttras presenta

Las oxxosales se producen p porr reacciones de sustitució ón de los pro otones de un oxoácido po or un catión de d una base . En esta reacción se produce p adem más agua


Las sa ales inorgánicas se clasiffican en : a- Haloideas, cuando el no o metal es un n elemento d del grupo 16 6 o 17 y no presentan oxxígeno. Por ej. e Na Cl clo oruro de sodiio b- Oxosales, cuando c se forman a partir de un oxoá ácido por lo cual c presenta arán o oxígeno en su s composición. Estas, adem más pueden ser: s • Neutras si s todos los protones p y oxxidrilos forma an agua Na2SO4 • Ácidas, si s queda algú ún protón en n su composición Ba (HP PO4) • Básicas si s queda algú ún oxidrilo e en su compo osición NiOH(CO3) • Dobles cuando prese entan dos me etales KCa(P PO4)

Formulación Químiicamente se puede enten nder como la a unión de un n catión metá álico (M+) y de un oxoan nión (NMO-) Se escribe primero o el metal po or ser el men nos electrone egativo y lueg go entre paré éntesis el an nión formado o por el no metal con ell oxígeno, lue ego se interccambian las valencias de el metal con la l del oxoanión

M+x (NM O)-y

My(NM O)x

Neutralización Es el fenómeno qu ue se producce cuando se e hace reacccionar una base y un ácido producié éndose una sal s y agua . Tienen T en equilibrio la con ncentración de d OH- y de H+ Los ácidos y las bases b tienen n propiedades opuestas, se contrarre estan mutuam mente, al po onerlos en co ontacto se prroduce una trransformació ón química lla amada neutrralización. Las soluciones s qu ue no se com mportan ni como c ácido ni n como base e reciben el nombre n de ssoluciones ne eutras.

Ácido

+ Hidróxid do

Enrojece el tornasoll

Azulea el e tornasol

Sal

+

Agua

SUSTA ANCIAS NEUT TRAS

Por ejjemplo:

Nome enclatura Tradic cional : para a nombrar se egún la tradiccional de oxo osales, debe emos nombra ar el elementto central seguido de la term minación –ito o (si el ácido llevaba la te erminación –o oso), o de la terminación n –ato (si el ácido á llevaba a la term minación –ico o) Si el ácido o llevara hipo o- ó per-, tam mbién se man ntendrían .Lu uego se agre ega la termin nación del nombre del elemento me etálico, indicando el nº de e oxidación que q lleva si ttuviera más de d uno. +4 4 +4 -2

Sn n (SO3)2

Sn +2 …… ….OSO +4 …… ….ICO S -2 …… ….URO +4 …… ….OSO en la sal cambia por ITO +6 …… ….ICO en la sal s cambia por p ATO

estánnico o sulfito

Sulfitto estánniico


De numeral de Stock: se nombran igual que en los oxoácidos pero cambiando el nombre del hidrógeno por el del metal seguido de la valencia del mismo entre paréntesis. Recordar que el oxoanión terminará siempre en –ato +4 +4 -2

Sn (SO3)2

Sulfato (IV) de estaño (IV)

Atomicidad: se nombran igual que en los oxoácidos pero cambiando el nombre del hidrógeno por el del metal. En el caso que existan más de un oxoanión se coloca el prefijo correspondiente a la cantidad seguido de un guión para finalmente nombrar el oxoanión y el metal. Recordar que el nombre del no metal terminará siempre en –ato

Sn (SO3)2 Fe3(SO4)2

Bis-trioxosulfato de estaño Bis-tetraoxosulfato de trihierro

Propiedades y usos En general, las sales son materiales cristalinos con estructura iónica. Por ejemplo, los cristales de haluros de los metales alcalinos y alcalinotérreos (NaCl, CsCl, CaF2) formados por aniones, situados al principio del empaquetamiento esférico más denso, y cationes que ocupan huecos dentro del paquete. Cristales de sal iónicos pueden ser también formados a partir de residuos de ácido combinados en un sinfín de estructuras dimensionales aniónicos y fragmentos de éstos con cationes en las cavidades (como los silicatos). Esta estructura se refleja apropiadamente en sus propiedades físicas: tienen altos puntos de fusión y en estado sólido son dieléctricos. 1 Las sales pueden tener la apariencia de ser claras y transparentes (como el cloruro de sodio), opacas e incluso metálicas y brillantes (como la pirita o sulfuro de hierro). En muchos casos la opacidad o transparencia aparentes están relacionadas con la diferencia de tamaño de los monocristales individuales; como la luz se refleja en las fronteras de grano, los cristales grandes tienden a ser transparentes, mientras que los agregados policristalinos tienen la apariencia de polvo blanco. Las sales pueden tener muchos colores diferentes, como por ejemplo: Amarillo (cromato de sodio) Naranja (cromato de potasio) Rojo (ferricianuro de potasio) Malva (cloruro de cobalto (II)) Azul (sulfato de cobre (II), azul de Prusia) Lila (permanganato de potasio) Verde (cloruro de níquel (II)) Blanco (cloruro de sodio) Negro (óxido de manganeso (IV)) Sin color (sulfato de magnesio) La mayoría de minerales y pigmentos inorgánicos, así como muchos tintes orgánicos sintéticos, son sales. El color de la sal específica es debido a la presencia de electrones desapareados en el orbital atómico de los elementos de transición. Las diferentes sales pueden provocar todos los cinco diferentes sabores básicos como, por ejemplo, el salado (cloruro de sodio), el dulce (acetato de plomo (II), que provoca saturnismo si se ingiere), el agrio (bitartrato de potasio), el amargo (sulfato de magnesio) y el umami (glutamato monosódico) . Las sales de ácidos fuertes y bases fuertes (sales fuertes), no suele ser volátiles y no tienen olor, mientras que las sales tanto de bases débiles como de ácidos débiles (sal débil), pueden tener olor en forma de ácido conjugado (por ejemplo, acetatos como el ácido acético o vinagre, y cianuros como el cianuro de hidrógeno en las Almendras) Las sales se encuentran o bien en forma de mineral como parte de las rocas (como la halita), o bien disueltas en el agua (por ejemplo, el agua de mar). Son un componente vital de los seres vivos, en los que las podemos encontrar de diferentes formas: Disueltas dentro de los organismos en los iones que las constituyen, los cuales pueden actuar en procesos biológicos como transmisión de los impulsos nerviosos, contracción muscular, síntesis y actividad de la clorofila, transporte del oxígeno de la hemoglobina, etc. Formando parte de estructuras sólidas insolubles que proporcionan protección o sostenimiento (huesos, conchas ...) Asociadas a moléculas orgánicas: hay iones que son imprescindibles para la síntesis de algunas biomoléculas (como por ejemplo el yodo para las hormonas fabricadas en la glándula tiroides), o para determinadas funciones (por ejemplo, el ion fosfato asociado a lípidos forma los fosfolípidos de la membrana celular; fosfoproteínas como la caseína de la leche, la molécula de hemoglobina que contiene hierro ...)

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 57 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores EJ JERCICIOS DE APLICA ACIÓN 1 Realiza la 1a ejercitació ón nº 18 del anexo

OXOSAL LES ÁCIDAS S Las sa ales ácidas se s forman po or la reacción n de un hidró óxido y un ác cido, pero a diferencia d de e en las sales s neutras sollo se pro oduce una ne eutralización parcial de lo os hidrogenio ones del ácid do. Es necessario que los ácidos tengan más de un hid drógeno para a formar esta as sales (poliipróticos). Ejemp plos: H3PO O4 +3 NaOH H → Na3 PO4 +3 H2O Sa al neutra, se forman 3 mo oléculas de agua a neutrallizándose los s 3 H+ del áccido H3PO O4 +2 NaOH H

→

Na2 H PO4 + 2 H2O Sal mo ono-ácida, se e forman 2 moléculas m de agua neutra alizándose lo os 2 + + H dell ácido, qued dando 1 H sin neutralizar

H → NaH2PO P 4 + H2O Sal di-ácida a, se forma 1 molécula de agua neutralizándose los 1 H+ del ácido H3PO4 + 1 NaOH quedando 2 H+ sin neu utralizar Nome enclatura Fe(H HSO4)2

Tradicionall S Stock A Atomicidad d

sulfato ácido á ferros so Hidrógeno sulfato(VI) de hierrro(II) bis[hidrog genotetraoxo osulfato (VI)] de hierro (II)

OXOSALES S BÁSICAS Se oriiginan cuand do en una rea acción de ne eutralización hay un exce eso de hidróxxido respecto o del ácido. Son S compuesstos que poseen algún grupo OH-. Mg g(OH)2 + HC ClO → Mg(O OH)ClO + H2O Nome enclatura Cu2(O OH)2SO4

T Tradiciona l Sulfato dibásico d cuproso Stock S Dihidróx xido sulfato o(VI) de cob bre(I) A Atomicidad d Dihidróx xido tetraox xosulfato de e dicobre


CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 59 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores Actividad Nº 1. Leyendo el texto de pag. 3, 4 y 5 responde el siguiente cuestionario: 1. ¿Qué es la Química? 2. ¿En qué época se realizaron las primeras transformaciones tecnológicas? 3. ¿Qué aportan los Egipcios a la ciencia? ¿Podían explicar los procedimientos que realizaban? 4. ¿Qué relación tienen los griegos con la química? 5. ¿Cuál es la principal actividad de los alquimistas?¿Cuándo se inicia? 6. ¿Qué le debe la Química moderna a los alquimistas? 7. ¿A qué se llama Iatroquímica?. ¿Qué significa el nombre Paracelso? 8. ¿Qué hecho marca, y en qué época, la independencia de la química respecto de la medicina? 9. Explica la Teoría del Flogisto ¿Quien fue su verdadero creador? ¿Por qué te parece que esta Teoría no explica que ocurre con la calcinación de los metales? 10. Resuelve la siguiente grilla:

_ _ Q _ _ _ _ _ _ _ _ _ U _ _ _ _ _ Proceso químico estudiado por Stahl _ _ _ _ _ _ _ I _ _ _ _ Primera ciencia auxiliar de la medicina _ _M_ _ _ _ _ _ Griego que postuló la 1º Teoría atómica _ _ _ _ I_ _ _ Sustancia que se pierde en la combustión según Stahl _ _ _ _C_ _ _ _ Prescursor de la Iatroquímica _A_

a. Disciplina que busca el elixir de la vida b. c. d. e. f.

g. producto de la combustión

Actividad Nº 2

1- Busca la ecuación de combustión completa e incompleta para el metano. 2- Cuenta la cantidad de carbonos, oxígenos e hidrógenos que se encuentran en el lado de los reactivos de la ecuación (a la izquierda de la misma, antes de la flecha) y completa el cuadro comparativo. 3- Cuenta la cantidad de carbonos, oxígenos e hidrógenos que se encuentran en el lado de los productos de la ecuación (a la derecha de la misma, despues de la flecha) y completa el cuadro comparativo. 4- Compara la cantidad de cada elemento en los reactivos y en los productos e indica si es igual o distinta

COMBUSTIÓN COMPLETA REACTIVOS

CARBONOS HIDRÓGENOS OXÍGENOS

PRODUCTOS

COMPARACIÓN

COMBUSTION INCOMPLETA REACTIVOS

PRODUCTOS

COMPARACIÓN


Ejercitación nº 3: Ley de Lavoisier- Ley de Proust

1- Se disuelve una sal efervescente en agua produciéndose una reacción química. Los datos registrados durante el experimento fueron los siguientes: SISTEMA

MASA

Frasco + Tapa

15,3 g

Frasco + Tapa + Agua

17,8 g

Frasco + Tapa + Agua + Sal efervescente

19,0 g

Frasco + Tapa + Producto de reacción

¿……? g

a. ¿Cuál es la masa de agua utilizada? b. ¿Cuál es la masa de la sal efervescente agregada? c. ¿Cuál es la masa final del sistema? d. ¿En qué ley fundamentas tus respuestas? Enúnciala 2- Se analizaron dos muestras formada por oxígeno y calcio, y se obtuvieron los siguientes resultados:

MASA DEL COMPUESTO

MASA DE CALCIO

MASA DE OXÍGENO

MUESTRA A

112 gramos

80 gramos

32 gramos

MUESTRA B

16,8 gramos

12 gramos

4,8 gramos

a. ¿Se trata del mismo compuesto? b. ¿Qué ley gravimétrica lo justifica? c. Con los datos suministrados, ¿qué otra ley puedes comprobar? Hazlo d. ¿Cuántos gramos de oxígeno se combinarán con 24 gramos de calcio? e. ¿Cuántos gramos de calcio son necesarios para obtener 100 gramos de óxido? 3- Se hacen reaccionar 127 gramos de cobre con 16 gramos de oxígeno y se obtienen 143 gramos de producto. De acuerdo a los datos comprueba si se trata del mismo producto obtenido en la siguiente reacción

4Cu + O2

2Cu2 O

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 61 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores Actividad d nº4

1) Un nir con una flecha f cada partícula p del dibujo con el e nombre, in ndicar mode elo atómico.-NÚCLE EO N NEUTRONES S NIVELES DE ENERGÍA PRO OTONES

ELECTR RONES

2) Completa C el siguiente cu uadro que tie ene elementtos imaginariios : Nro de Protone es

Nro de e electrones

35

Nro de neutrones n

Nro atómico

asico Nroma

26 2

40

62 36 45

36 3 27 2

60

74

28

59 5 40

23 2

echa a los ele ementos que e son isótop pos ( son elem mentos imag ginarios), acla arar si no tie ene encerrando al 3) Uniir con una fle eleme ento en un cíírculo : 23 36

X50 55 5 X36 90 0 X67 56 6 X36 6 X5 23 3 X5

23 3

X7 X37 5 56 X34 90 0 X68 55 5 X36 237 7 X50 55 5

4) Co ompletar la siguiente red conceptual indicando i a que q término corresponde e las letras m marcadas:

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 62 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores ACTIV VIDAD Nº 5 Inve estiga y elab bora un informe sobre los peligros del uso de la energía nuclear n Bus sca bibliogra afía sobre cómo c se elab bora un info orme

TRABA AJO PRÁCT TICO DE EJE ERCITACIÓ ÓN Nº 6: A-Z--ISÓTOPOS--IONES

1- La estructura de el átomo de aluminio (nú úmero atómicco, 13; núme ero másico 27 7) es la siguiente: El núc cleo está form mado por 13 protones y 14 neutrone a- Verdadero es; la nube electrónica e prresenta 13 electrones. e b- Falso 2- Uno o de los com mponentes más dañinos de d los residu uos nucleares s es un isóto opo radiactivo o del estronc cio 90Sr38; puede depossitarse en loss huesos, donde sustituye al calcio. ¿Cuántos ¿ pro otones y neutrones hay e en el núcleo del d Sr-90? a. protones 90; 9 neutroness 38 3 neutroness 90 b. protones 38; c. protones 38; 3 neutroness 52 d. protones 52; 5 neutroness 38 3- El bromo b es el único ú no metal que es líq quido a temp peratura amb biente. Considerar el isóto opo de brom mo-81,8135Br. Seleccionar la com mbinación qu ue correspon nde a el número atómico,, número de neutrones y número más sico respectivamente. a. 35 5, 46, 81 b. 35 5, 81, 46 c. 81 1, 46, 35 d. 46 6, 81, 35 4-El átomo á de potasio, K, se convierte c en ión i potasio perdiendo p un n electrón. Po or tanto si el peso atómic co del K es 39, 3 el del ión potasio será s 40. a-- Verdadero b- Falso 5-¿Cu uáles de los siguientes s pa ares son isóttopos? a. b. c. d.

2

H+ y 3H He y 4He 12 C y 14N+ 3 H y 4He+ 3

6- Un elemento co on número attómico 79 y número mássico 197 tiene e: a. 79 protoness, 118 neutro ones y 79 ele ectrones b. 78 protoness, 119 neutro ones y 79 ele ectrones c. 79 protoness, 118 neutro ones y 197 electrones d. 118 protone es, 118 neutrrones y 79 electrones 7- El

123

I 53 es un n isótopo radiiactivo que se s utiliza com mo en diagnó óstico por imá ágenes. ¿Cu uántos neutro ones presnta a? a 70 a. b 123 b. c. 131 d 78 d.

8- Ten nemos dos issótopos de un u mismo ele emento. El prrimero tiene de número másico m 35 y es neutro; ell segundo tie ene número másico o 37 y es un anión con ca arga -1 que tiene t 18 elec ctrones. Relle ena el número de partícu ulas de cada isótop po: a. Isótopo prim mero: _____ protones, __ ____ electron nes, _____ neutrones. n b. Isótopo segundo: _____ _ protones,__ ____ electrones,_____ neutrones. n 9. Si el e número ató ómico es 17: a. El átomo tendrá_____ electrones e si el átomo es neutro. b. El átomo tendrá _____ electrones e si el átomo tie ene de carga a +2. c. El átomo ten ndrá_____ electrones e si el átomo tien ne de carga -2. 10. Te enemos el elemento platiino que se muestra m en ell siguiente cu uadro a. Z = _____ b. A = _____ c. Número de protones: p ___ ___ e _ _____ d. Número de electrones: e. Número de neutrones: n _ _____

78

Pt 195

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 63 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores Ejercicio nº n 7 1.¿Cu uántos electrrones ,en su capa o nivel de energía más externo o, poseen loss átomos de argón (Ar), cuyo c número o ató ómico 18? Marca con una a x la opción n correcta:

2 electron nes nes

6 electron

8 electron nes ones

18 electro uál de las sig guientes con nfiguracioness electrónicass correspond de al átomo de d cobre de Z = 29?.Marrca la opción 2. ¿Cu correccta p1

1ss2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4p 2 2 6 2 6 10

1ss 2s 2p 3s 3p 3d 4ss2

1ss2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

1ss2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s10 4p p2 3. a- Empleando las cajas cuá ánticas repre esenta la ce de los siguie entes elemen ntos: Cu=29, Cr=24, Ca= =20, Se=34, Ar=18. A onfiguración electrónica externa e de Cu, C Cr, Ca, Se, S Ar b- Escribe la co c uno de los elemento os empleado os en el ítem anterior c- Realiza la esstructura de Lewis para cada s afirmaciones son s verdaderras o falsas justificando su s respuesta: 4. Indique si las siguientes d números cuánticos n= 2 ; l= 1 ; m= m 1 y s= ½ , corresponde e a un electrrón ubicado en los orbita ales 2p a-El conjunto de mero cuántico o l= 3 , los orbitales de dicho d subnive el pueden co ontener 18 electrones .b--Para el núm c--El siguiente conjunto de números cu uánticos 3, 2,, 0, ½ puede e pertenecer al último ele ectrón de Z= 37 5. Indique : ¿Cuál de los siguie entes conjun ntos de núme eros cuántico os es posible e? a n = 0 ; l= 1 ; m= 1; s= ½ a) b n= 2 ; l= 1 ; m= 2 ; s = ½ b) c n = 3 ; l= 1 ; m= -1 ; s= ½ c) 6. Esccribe los núm meros cuántiicos para loss electrones indicados i de e los siguienttes elemento os : a a)Penúltimo e electrón del Br cuyo Z= 35 3 b b)Último elecctrón del Ca cuyo c Z = 20 0

Actividad d Nº 8 Obse erva la Tabla a Periódica y empleand do la informa ación que e encuentres en e ella, resp ponde

1)) 2)) 3)) 4)) 5)) 6)) 7))

8)) 9)) 10 0)

¿Cómo va aría la electro onegatividad d de los elem mentos en un mismo perío odo y grupo? ? ¿Qué indica el número o de período o? En un missmo grupo ¿L La masa aum menta o no con c respecto o al número atómico? a a- ¿A qué é se llama ca arácter metálico de un ele emento? b-¿Cómo varía el cará ácter metálico y no metállico en el perríodo y grupo o? ¿Cuántos electrones hay h en el último nivel ocu upado en los s elementos de d un mismo o grupo? ¿Cuál es el último sub bnivel de ene ergía ocupad do en los ele ementos del grupo g 1 y 2? ? a-¿Cuáless son los gru upos que posseen el subnivel p ocupad do por los electrones de valencia? b-¿Cómo se llama a lo os elementoss cuyo último o subnivel oc cupado son los d ? os elementoss cuyo último o subnivel oc cupado son los f ? c-¿Cómo se llama a lo Distingue en la tabla los l estados de d agregació ón de los siguientes elem mentos : merccurio, telurio, cloro, rutherfordio . a-¿Cómo se representan en la tab bla los estad dos de agregación de los elementos n naturales? ntan los elem mentos artificciales? b-¿Cómo se represen a-¿A qué se llama Isó ótopo ,Isóbaro o e Isotanos? b-¿Qué ess un elemento anfótero?

Tarea nº 9 : Investiga a el funcion namiento de la bomba sodios potas sio en los se eres vivos y realiza un informe con c una parrte teórica y otra gráfica a. Puedes re ealizar una p presentació ón en la net bock. b

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 64 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores EJ JERCICIO nºº 10 1- Busca los siguientes elementos en la tabla periiódica : Cesio o, Bismuto, Telurio, T Estro oncio, Arsénico, Antimon nio, Yodo o,Cloro , Galio o, Mercurio y Zinc a. Realiza a un cuadro de doble enttrada que ind dique las siguientes prop piedades: Z, A A, grupo perríodo, tipo de e elemen nto, estado de d agregació ón a temperatura normal, electronega atividad , den nsidad, config guración electró ónica, punto de d fusión y punto p de ebu ullición. b. Agrupa a los eleme entos del pun nto anterior de d acuerdo a su densidad d creciente. c. Agrupa a los elementos del punto anterior de acuerdo a su punto de e Ebullición decreciente. 2 2-¿Qué tiene en en común las configura aciones elecctrónicas de los l átomos de d Ca, Cr, Fe e, Cu y Zn? Señala S las afirmacion nes correctass marcándola a/s con una x

Pertenecen al mismo período p m núme ero de nivel o ocupado

Tienen el mismo

Todos tienen el mismo o número de electrones en e su nivel más m externo

Tienen poc cos electrone es en su nive el más extern no 3 Indica cuántos electron 3nes poseen en e el último nivel n los sigu uientes eleme entos: O , Cll , Mg , Na , Cl C 4 Agrupa loss elementos del 4d ítem 3 se egún su elecctronegativida ad creciente.5 Sabiendo que 5q un átom mo A tiene Z= = 11 y cuenta a con 11 neu utrones , mientras que otrro B que tien ne también Z= Z 11 tiene 12 neutrones , re esponde: a-¿ ¿Pertenecen n al elemento o………….. ¿Porqué? ¿ .................................................... b-¿En qu ue se diferen ncian? ......................................................................... c-¿Cómo o se los deno omina?........................................... 6 Buscar en la tabla perió 6ódica y com mpletar el cua adro conside erando que to odos los elem mentos son neutros n N Nombre

s símbolo

pe eríodo grupo

Z

A

p+

e e-

nº

5

Clasificació ón GAS INERT TE

TE ELURIO Mg 4

15

3 5

14 10 1

neutro 35 5

18 25 5

EJE ERCITACIÓN Nº 11: con nfiguración electrónica a - tabla periiódica – pro opiedades pe eriódicas

dica el grupo o, período pa ara los átomo os que tienen n las siguien ntes configura aciones elecctrónicas exte ernas: 1. Ind a) 3s2 3p5 b) 3s2 3p6 3d5 4s2 c) 3s2 3p6 4s2 d) 3s2 3p6 3d100 4s2 2. Ubiica en una ta abla periódica a muda 3. a- Indica si son representatiivos o de transición ndica si son metálicos, no o metálicos o metaloidess b- In 4. a-O Ordena de me enor a mayo or electronegatividad b-O Ordena de de e menor a ma ayor radio attómico 5. Rea aliza la estru uctura de Lew wis de cada uno u de los elementos de el punto 1

CUADE ERNILLO QU UIMICA 3º - CPEM 25 65 Profesoraas María E. Lopez y Terresita Flores EJERC CITACIÓN Nº N 12: TABLA A PERIÓDIC CA 1. El elemento nú úmero 91 de e la tabla periódica es el protactinio, p Pa. P Se trata de d un elemento cuyo pun nto de ebullicción es desconocido o. Estima el punto de ebu ullición del Pa P sabiendo que q los punttos de ebullicción del torio (z=90) y dell urranio(Z=92) son, s respectiivamente, 47 788°C y 4313 3°C 2- El Re, fue el último elemen nto estable descubierto. d S configura Su ación electrón nica es (Xe) 4f14 5d5 6s2 a-- ¿A qué grrupo y períod do pertenece e? b-- ¿Es un ele emento repre esentativo, de d transición o de transición interna? 3- Si alguna vez se llega a sin ntetizar en cantidades su uficientes el elemento attómico Z=117 7 a-- ¿Cuál sería su estado o de agregación en condiciones ambie entales? b-- ¿En qué basas b tu pred dicción? 4- Lo os científicoss han especu ulado que exiisten elemen ntos superpe esados desco onocidos que e pueden serr moderadam mente esstables. De hecho, h en 1976 se creía de d forma erró ónea que el elemento 12 26 había sido o descubierto o en una min na. a-- Escribe la configuració ón electrónicca esperada e indica a qu ué período pe ertenecería b-- Indica si pertenecería p a un elemen nto representtativo, de transición, de transición inte erna o a un bloque b nuevo c-- ¿Cuántos elementos, teóricamente e, habría en el período de dicho elem mento? 5- Cu uatro elemen ntos tienen lo os siguientess radios: 180pm, 154 pm, 144 pm y 141 pm. Los elementos ordenados o all azar so on: In, Sn, Tl y Pb a-- ¿Qué elem mento tiene el e radio de 141 pm? b-- ¿A cuál le e corresponde el radio de e 180 pm? 6- Lo os iones Fe+22 y Fe +3 se encuentran e e una varied en dad de proteínas, tales co omo la hemo oglobina, la mioglobina m y los cittocromos. Ind dica cuál de estos iones es más pequ ueño. 7- El corindón; All2O3 es incolo oro. Sin emb bargo, cuand do se sustituy yen algunos iones Al+3 po or iones Cr+33, adquiere un bello co olor verde y constituye c la gema llamada rubí. a-- ¿A qué se e debe que dicha d sustitucción sea posible? b-- ¿Sería posible sustituiir el ión Al+3 por p un ión Scc+3? c-- Busca infformación e indica i algún uso industria al o tecnológ gico del corin ndón. 8- El selenio se utiliza u en las máquinas fo otocopiadoras, ya que su conductivida ad aumenta en presencia a de luz. a-- Comparen n su electron negatividad con c la del bro omo b-- ¿El selenio será más o menos rea activo que el azufre? 9- El ex espía russo Alexander Litvinenko fue f envenen nado con polo onio-210, un na de las susstancias más letales cono ocidas, de ebido a la inte ensa radiación que emitte. Teniendo en cuenta la a posición de el polonio en la tabla periiódica: a-- Escribe su u configuración electrónicca completa b-- Compara su radio atóm mico con el del d Se c-- Justifica si tendrá cará ácter metálico o mayor o menor m al del Te T d-- Compara su electrone egatividad co on la del yodo o 10n las caracte erísticas que tienen los áttomos que es stán dentro de d la a- Observen clase y fu uera de ella. ¿Por qué se e sienten atra aídos entre ellos? e b- ¿A qué grupo pertene ecen los que e están afuerra?¿Y los de adentro?

c- Escribe e la distribu ución electrónica por niveles de e cada átom mo. d- Cuál de todos los elementos que están afuera a atrae más a los de adentro? ¿Por qué é? Justifica

f- Arma algunas parejas y reprreséntalas según el modelo m de Lewis ““¿Podría algun no de ustedess c caballeros deccirme qué hayy detrás d la ventana que es tan attractivo?” de

11- Exxplica el chisste


TRAB BAJO PRÁC CTICO Nº 13: UNIONES IÓNICAS 1- Rep presentar lass estructurass de Lewis de e las siguientes sustancia as iónicas: c) MgS a)) LiF b) BaB Br2 S d) Na3Pe) AlCll3 f) PbS2 g) K2O h) Ca3N2 i) SnB Br4 j) Ga2O3 presentar lass estructurass de Lewis y las fórmulass mínimas de e las sustanccias formadass por: 2-Rep a)) 19K y 17Clb)) 20 Ca y 8 O d) 13 e)) 11Na y 7 N c) 3Li y 16 1 S 1 Al y 9F ucturas de Le ewis y las fórmulas mínim mas de las siguientes sustancias: 3-Esccribir las estru a a)Bromuro de e hierro ( III) Sulfuro de alu uminio c)S b)Seleniuro de sodio d d)Óxido de hierro (III) h (II) f)Nitruro de cob balto (III) e)Nitruro de hierro g g)Cloruro de plomo (IV) galio i)Arseniuro de g h)Fosfuro de cálcio j))Yoduro de niquel n (III) o (I) Óxido de oro (III) l)Ó k)Fosfuro de oro uientes susta ancias según n sus puntos de fusión crrecientes: AlBr A 3 ; LiBr y CaBr2 4-Ordenar las sigu ecen a las sustancias iónicas: 5-Indicar cuál de las siguientess característticas pertene a-- tienen punttos de fusión elevados b--no conduce en la corriente e eléctrica al estado sólid do c--las uniones se forman por compartir electrones d--conducen la a corriente eléctrica cuando se los fun nde. encia de elecctronegativid dad e identificar el tipo de e enlace pressente entre los átomos de d las siguien ntes 6-Calccular la difere su ustancias: Na2S ; Hg ; Li2O ; GaN N ; OF2 os. de ebullicción de los sgtes. fluoruro os: NaF ( 98 88°C) ; MgF2 ( 1266 °C) ; AlF3 ( 1291°°C) 7-Dar una explicacción a los pto

RABAJO PRÁ ÁCTICO Nº 14: UNIONE ES COVALEN NTES TR

s refiere con n “…hay dos Hidrógenos para cada oxígeno”? o 1) ¿A qué se 2) ¿Qué compuesto se formaría? 3) ¿Qué tipo o de unión hay entre los átomos? ¿P Por qué? 4) ¿Son sim mples dobles o triples? ¿P Por qué? 5) Realiza la a estructura de Kossel


EJERCITAC CIÓN Y REPAS SO Nº 15: UN NIONES

1- Indica cu uando un en nlace es: a- Covvalente comú ún b- Covvalente comú ún simple c- Covvalente comú ún doble d- Covvalente comú ún triple e- Covvalente dativo o o coordinad do 2- Entre qu ue tipo de ele ementos se produce p una : a- Unió ón iónica b- Unió ón covalente e c- Unió ón metálica ividad debe existir entre los elemento 3- ¿Qué diferencia de electronegat e os que forma an una unión n iónica? ividad debe existir entre los elemento 4- ¿Qué diferencia de electronegat e os que forma an una unión n covalente? 5- Indica el tipo de enla ace que se producirá p en los siguiente es ejemplos a- Rb2 O b- H2O c- SO d- Ba O e- Y2 O3 f- As2O5 6 Para el ele 6emento de Z = 12, respon nder: a. ¿ Tie ene tendenccia a formar cationes c o an niones? b. ¿ Qu ué fórmula mínima m tiene la sustancia que forma con c 35 Br? c. ¿ Qu ué tipo de un nión hay en dicha d sustancia? d. ¿ Cu uál es la estrructura de Le ewis de la su ustancia form mada? 7 El elementto oxígeno pertenece al segundo 7s perríodo y al gru upo 16 de la tabla periód dica; mientras s que el elem mento X tiene núme ero atómico 17. 1 En base a los datos aportados: a a- Escrib bir la configu uración electrrónica para cada c elemento b- ¿Qué é tipo de unió ón existirá en ntre los átomos de una su ustancia form mada por O y X?. ¿ Por qué?. q c- Escrib bir la estructu ura de Lewiss y la fórmula a mínima del compuesto X2O. Justificcar el tipo de unión 8-Para el ele emento de Z = 15, respo onder: a) ¿De acuerdo a su u ubicación en e la tabla pe eriódica, es metálico m o no o metálico? b) ¿Tien ne tendencia a a formar ca ationes o anio ones? Realiz za la ecuació ón que lo dem muestra 9-El elemen nto oxígeno pertenece p al segundo período y al grrupo 16 de la a tabla periód dica; mientra as que el elem mento X tiene nú úmero atómicco 17. En base a los dato os aportados s: a- Escribirr la configura ación electrónica para ca ada elemento o b- ¿Qué tiipo de unión existirá entrre los átomoss de una sus stancia forma ada por O y X X?. ¿ Por qu ué?. c- Escribirr la estructura de Lewis del d compuestto X2O 10-C Completa el siguiente s cua adro TIP PO DE UNIÓN

ELEMENTOS QUE LA FORMAN

DIFERE ENCIA DE ELECTRON NEGATIVIDAD

¿CONDUCEN CIDAD? ELECTRIC

¿P PRODUCEN IONES?

¿SON SOLUBLES EN AGUA?

¿QUÉ É LES SUCEDE E A LOS ELECTR RONES

IO ONICA COVA ALENTE MET TALICA

11-Para los sig guientes caso os.

a- Tipo dee unión preseente

Br2O5

Li2O

b- Estructu ura electrónicca del producto formado c- Nombra a de acuerdo o a las tres no omenclaturas 12- El elemento nitrógeno=7 7 se une a un n elemento X cuyo Z es ig gual a 38. En n base a los datos aporta ados : a-Escrib be la configu uración electrónica para cada c elemen nto (no puede es buscarla e en la tabla periódica) b-Dibuja las cajas cuánticas c parra la configurración electrónica externa de los elem mentos menc cionados c-¿Qué é tipo de unió ón existirá en ntre los átom mos menciona ados? ¿Porq qué? d-Escrib be la estructura de Lewiss del compu uesto X3N2 e- Escribe la ecuació ón de formacción balance eada estequio ométricamen nte

CUAD DERNILLO Q QUIMICA 3º 3 - CPEM 25 68 Profesooras María E E. Lopez y Teresita T Florees

Actividad d nº 16 1. Dadas D las siguientes susta ancias: a) b) c) d)

HC Cl

Cl2

Na aCl

HF

Br2

SiO2

Indique el enlace que prresentan los átomos que la forman. estos unidos pro fuerzas intermoleculares ¿Qué ffuerzas intermoleculares tienen? Los compue Ordene las 6 primeras según s su pun nto de fusión decreciente e.L y la formula desarrrollada.Hacer la esttructura de Lewis

1. Indique que fuerzas intermoleculares es posible encontra ar en los sigu uientes comp puestos: N , HBr CO2 , H2 , Na

EJERCITAC CIÓN Nº 17 1) Representa a la estructurra de Lewis y fórmula de esarrollada de las siguien ntes sustanciias: a) Cloruro de potasio p K Cl b) Ioduro de ca alcio Ca Cl2 c) Óxido de litio o Li2 O d) Oxido de alu uminio Al2O3 e) Sulfuro de sodio Na2 S f) Óxido de calcio CaO g) Sulfuro de hidrógeno h H2S 2) Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con n los átomos de bromo (u un no metal del d grupo de los halógenos), lo más prob bable es que e entre ellos se establezc ca:

Enlace e covalente

Enlace e metálico

Enlace e puente de h hidrógeno

Enlace e iónico 3) Un sólido metálico m está formado por:

Iones possitivos y nega ativos

Núcleos positivos p y ellectrones

Iones possitivos y electrones

Átomos neutros n que comparten c ellectrones 4) ¿Cuál será el enlace qu uímico más probable p que e puede establecerse enttre los átomo os de los sigu uientes elem mentos? a- Hierro – Hierro ............................................. b- Cloro – Magnesio..... .................................... M c- Carbono – Oxígeno ..................................... d- Flúor – Flúor F .................................................. 5) Señala cuáles de los sig guientes com mpuestos serrán de tipo ió ónico:

CaO (ó óxido de calccio)

SO2 (d dióxído de azzufre

NaF (fluoruro de so odio).

N2O (ó óxido de dinittrógeno

NH3 (a amoníaco). 6) De los sólid dos siguiente es, marca loss que son mu uy solubles en e agua:

Cobre (Cu)

Cuarzo (SiO2)

Flluorita (CaF2).

Hierro (Fe)

Silvina (KCl). 7) Combina lo os siguientes elementos y realiza la Estructura E ele ectrónica de su unión : a. Hidrogeno-Calcio b. Cloro- Hidrogeno H c. Bario –C Cloro d. Calcio-O Oxigeno e. Azufre – Hidrogeno f. Potasio – Azufre g. Sodio – Oxígeno h. Aluminio o-Oxigeno

CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25 69 Profesoras María E. Lopez y Teresita Flores 8) Realiza la ecuación de formación balanceada estequiométricamente para todos los compuestos del punto 7 9) Completa la siguiente tabla Nombre y FMM/FM del compuesto - Trióxido de azufre

NaCl

- Agua

H2O

Dióxido de azufre - Metano

Fórmula desarrollada Tipo de Unión

SO3

-Cloruro de sodio

‐

Representación de Lewis

SO2

CH4

-oxido de magnesio

MgO

- Dióxido de carbono

CO2

10) Completar el siguiente cuadro con la nomenclatura correspondiente : FMM Ga2O3 Na2O As2O5 FeO NiO Cs2O SO2 SeO3 Cu2O Cl2O7 PbO2 Br2O3 I2O5 ZnO NaH CaH2 HI NH3 H2O CH4

TRADICIONAL

STOCK

ATOMICIDAD

CUAD DERNILLO Q QUIMICA 3º 3 - CPEM 25 70 Profesooras María E E. Lopez y Teresita T Florees

Ejercic cio nº 18 1. Realiza una red conceptual con los siguiente es términos : Compuestos químicos , Reacción qu uímica , ecua ación química , Fórmula molecular m mín nima, Fórmula desarrollada, Hidruross, Hidrácidos, Sales de Hidrácidos, binarios, óxidos 2. Confeccciona, las con nfiguracioness electrónica as y las FMM M o FM de los óxidos e h hidruros de lo os siguientess elementtos: Mg, Ba, Fe, Cl+3, Br+11 , S+4 3. Con las FMM del punto 2 realiza a las ecuación de formaciión balancea ada de óxidos e hidruros formulados 4. Realiza las estructurras electróniccas de los prroductos del punto anteriior 5. Realiza la fórmula de esarrollada según s corressponda de los compuesto os del punto anterior 6. Emplean ndo las 3 nom menclaturas todos los co ompuestos fo ormados .7. Escribe las FMM , Fó órmula desa arrollada y ele ectrónica de los siguiente es compuesttos : Dióxido de Carbono o, Pentóxid do de dinitrog geno, óxido Sulfurico, Óxxido Hipoiodo oso, Ácido Bronhidrico, B H Hidruro de Sodio, Cloruro o Ferroso,, Monóxido de d Carbono.-8. Dada la siguientes fo ormulas: Br2O5 ; N2O3 ; SeO, S H2S ; ClH, C CaS ; Na aBr . Indica : a- Tipo de d compuestto b- Nomb bre tradiciona al y moderno o c- Tipo de d unión que e mantienen sus elementtos. 9. Escribe la estructura a electrónica de los comp puestos del punto p 8 10. Con los óxidos que se s indican a continuación n: Óxido de e Bario; Trióxxido de Azuffre; Óxido pe erclórico; Óxido áurico; Óxido Ó hipoyo odoso; Óxido o de Plata; Óxxido plumbosso a. Escrib be sus fórmulas molecula ares .b. Clasifiica sus enlacces iónicos y covalentes..c. Clasifiicalos en óxxidos básicos s o ácidos.d. Escrib be la estructu ura electrónic ca e. Escrib bir la fórmula desarrollada a si correspo onde.f. Escrib bir la ecuació ón de obtención balancea ada 11. Calcula el Número de oxidación n de los elem mentos que fo orman las sig guientes susstancias: a-H H4P2O7 b- H2MnO4 c- H2Cr2O7 12. Indica lo os nombres de d los siguie entes compue estos : a- Brr2O7 b- ZnO c- P2O5 d- Cr C 2O3 13. Con loss siguientes elementos e : Al A ; C+4 ; Ca C ; Fe+3 ; Li ; Cu+1 ; Br+3 a Forma loss óxidos, oxá a. ácidos, hidrá ácidos, hidróx xidos y saless que se pue edan b Realiza la b. a ecuación de d obtención balanceada estequiomé étricamente c Nómbralo c. os.d Clasifica los compuesstos formado d. os e Realiza la e. a estructura electrónica y fórmula des sarrollada ( si s correspond de) de cada uno 14. Comple eta e iguala la as siguientess ecuacioness:

a..

+

H2O

H2S SO3

b. MgO +

H2O

----------------------

----------

c.. CO2 d.

+

-----------------------

H2O +

----------------------

-----------------------

Na(OH) -N

CUADERNILLO QUIMICA 3°

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