Quimica(3)

Ciencias Básicas

2012

MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO

Ing. Enrique Williams Santos Balboa TEC-TUXTLA 01/01/2012


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PROPUESTA

ELABORACION DE MANUAL DE QUIMICA PARA LA IMPARTICION DEL TALLER DE INDUCCION Y CURSO PROPEDEUTICO DEL INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ.

PRESENTA: ING. ENRIQUE WILLIAMS SANTOS BALBOA

INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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PROPUESTA

ELABORACION DE MANUAL DE QUIMICA PARA LA IMPARTICION DEL TALLER DE INDUCCION Y CURSO PROPEDEUTICO DEL INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ.

PRESENTA: ING. ENRIQUE WILLIAMS SANTOS BALBOA


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INDICE

CONTENIDO

P G.

INTRODUCCIÓN…………………………………………………………………………... PROPÓSITO…………………………………………………………………………… ...... JUSTIFICACIÒN…………………………………………………………………………....

v vi vi

Unidad 1. MATERIA ……………………………………………………………………... 1.1. Concepto de materia, sustancia pura, mezcla, elemento elemento y compuesto ……….. 1.2. Estados físicos de la materia ………………………………………………………… 1.3. Propiedades Propiedades cambios físicos ……………………………………………………… ... 1.4. Propiedades cambios químicos …………………………………………………… ... 1.5. Símbolos y nombres de elementos …………………………………………………

07 08 08 10 11 13

Unidad Unid ad 2. ESTRUCTURA ESTRUCTURA DEL TOMO………………………………………………... 2.1.1. Modelos atómicos………………………………………………………………… . 2.1.2. Electrón, protón y neutrón……………………………………………………… .. 2.1.3. Número atómico…………………………………………………………………… 2.2. Números cuánticos (Ubicación (Ubicación del ē en el átomo)……………………………… 2.3. Configuración Configuración electrónica electrónica (distribución de los ē en el átomo) ………………… .. 2.3.1. 2.3.1 . Regla de llenado …………………………………………………………………… 2.3.2. Electrón diferencial………………………………………………………………… 2.3.3. Electrones de valencia…………………………………………………………… . 2.3.4. Diagrama electrónico de punto ………………………………………………… ...

14 14 17 17 18 19 21 21 22 23

Unidad 3. TABLA PERIODICA. (T.P) …………………………………………………… 3.1. Estructura electrónica electrónica y la T.P (Relación (Relación configuración T.P, T.P, ē diferencial, …… ē de valencia.) 3.1.1. Grupos y Periodos………………………………………………………………… . 3.1.2. Numero atómico …………………………………………………………………… .. 3.2. Tendencias Tendencias periódicas……………………………………………………………… .. 3.2.1. Metales (M) y No M………………………………………………………………… 3.2.2. Radio atómico, atómico, Energía de ionización, ionización, afinidad Electrónica. Electrónica. ………………… . 3.2.3. 3.2.3 . Formación de iones (catión y anión) …………………………………………… ... 3.2.4. Tipos de compuestos compuestos que que forman los M y No M………………………………..

24 26 26 26 27 31 32 33 34

Unidad Unid ad 4. NOMENCLATURA NOMENCLATURA …………………………………………………………… . 4.1. Formar y nombrar nombrar compuestos compuestos…………………………………………………… ... 4.1.1. Óxidos……………………………………………………………………………… .. 4.1.3. Hidruros …………………………………………………………………………… . 4.1.2. Hidróxidos…………………………………………………………………………… .. 4.1.4. Ácidos……………………………………………………………………………… ...... 4.1.4.1. Hidrácidos ………………………………………………………………………… ... 4.1.4.2. Oxácidos…………………………………………………………………………… . 4.1.5. Sales………………………………………………………………………………… .

34 34 36 39 38 41 41 42 42


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO CONTENIDO

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Unidad 5. ENLACES ……………………………………………………………………… . 44 5.1. Conceptos……………………………………………………………………………… 44 5.2. Enlace iónico ………………………………………………………………………… . 44 5.2.1. Como se forma Estructura de Lewis…………………………………………… 45 5.2.2. Propiedades………………………………………………………………………… 46 5.3. Enlace covalente…………………………………………………………………… .. 46 5.3.1. Como se forma …………………………………………………………………… . 47 5.3.2. Propiedades………………………………………………………………………… 48 Unidad 6. ESTEQUIOMETRIA……………………………………………………………… 48 6.1. Cuantificación de átomos ……………………………………………………………… . 48 6.2. Masa molecular ………………………………………………………………………… . 50 6.3. Unidades químicas (Mol, # de Avogadro )........................................................... 53 6.3.1. Relaciones: mol – masa, ................................................................................. 53 6.3.2. Mol - # de Avogadro........................................................................................ 54 6.3.3. Masa – mol # de Avogadro............................................................................. 55 6.4. Partes de una ecuación química ……………………………………………………… . 55 6.5. Tipos de reacciones. …………………………………………………………………… 56 6.6. Balanceo de ecuaciones …………………………………………………………… . 56 6.6.1. Método tanteo………………………………………………………………………… ..57


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INTRODUCCION La evaluación y formación con respecto a la calidad en el alumno es fundamental para el proceso de orden académico, desarrollado dentro de este Instituto Tecnológico, que día a día es más exigente, debido a la globalización que estrictamente demanda seres humanos con excelentes competencias. Hoy en día nuestro país cuenta con un rezago educativo extremadamente pronunciado, mismo que debemos ir corrigiendo a través de habilidades y competencias a adquirir, desarrollar y manejar para un desenvolvimiento cotidiano y laboral óptimo. Por todo lo anterior en este manual se presenta un contenido temático esencial, con ejercicios seleccionados para preparar al alumno a la carrera de su elección, haciéndoles ver que la química como ciencia central de la vida es también parte fundamental de su formación, sea cual sea la carrera de su aspiración. Los ejercicios propuestos tratan de hacer trabajar al alumno de forma indi vidual y por equipo, con el fin de mejorar éste último; aspecto tan importante que todavía nos cuesta mucho pero que con práctica iremos superando. También se procuró que las actividades fueran dinámicas o atractivas para que el interés de los alumnos por resolver las ya mencionadas sea motivante, así tendrán más enfoque en lo que hacen. Por todo lo anterior espero que este material se aproveche de la mejor manera con el fin de que los objetivos se cumplan, dando a bien una esperanza para el cambio en pro de la educación mexicana.


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PROPOSITO Este material tiene el fin de orientar el nivel educativo adquirido durante la escolaridad media superior con respecto a la asignatura de química, así como inducir a la promoción de habilidades y competencias que debe desarrollar para un mejor desempeño en el nivel superior al que se enfrentará haciendo hincapié en el ámbito de la ingeniería.

JUSTIFICACION La presente guía se ha elaborado con base a un historial observado, de hace unos años a la fecha se reciben alumnos de todos los puntos de nuestro estado y otras entidades del país, con respecto a la asignatura de química se ha observado que sus conocimientos no son homogéneos; por tanto, es vital nivelar académicamente a todo el alumnado de nuevo ingreso en el campo de la química para la ingeniería.


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Unidad 1. MATERIA Términos claves a manejar para la unidad: Química, Materia, Masa, Propiedad, Modelo científico, cualitativo, cuantitativo, Sustancia, Mezcla, Cambio físico, Cambio químico, Propiedad físicas, Solución, Aleación, Soluto, Elemento, Compuesto

1.1. Concepto de materia, sustancia pura, elemento, compuesto y mezcla. LA MATERIA Se puede definir simplemente como "eso" de lo que están hechas todas las cosas materiales del universo. El agua, la sal, el azúcar, el acero, las estrellas, incluso los gases presentes en el aire, todos se componen de materia. Por definición, la materia es todo aquello que tiene masa y por tanto ocupa un lugar en el espacio.

COMPOSICION DE LA MATERIA SUSTANCIA PURA Toda muestra de materia se puede clasificar como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto , y su composición es definida y fija, las sustancias puras presentan propiedades estables y constantes bajo una serie de condiciones definidas. ELEMENTO: Es una sustancia fundamental o elemental que no se puede descomponer por

medios químicos en sustancias más sencillas. Los elementos son sustancias puras de mismo tipo de átomo. Ejemplo: Todos los elementos de la tabla periódica COMPUESTO: Es una sustancia pura compuesta por dos o más elementos del mismo o

diferentes; que se puede descomponer mediante diferentes métodos químicos. Ejemplo: Azúcar (C12H22O11), Sal (NaCl).

MEZCLA: Está constituida por dos o más sustancias puras, cada una de las cuales mantiene su identidad y propiedades específicas. Las mezclas pueden ser: homogéneas y heterogéneas. Ejemplos: Agua de azúcar (H 2O + C12H22O11); Tequila. MEZCLA HOMOGENEA: Está compuesta por dos o más sustancias puras, cuyas porciones

pueden varias en algunos casos ilimitadamente y en la que no podemos distinguir las partes que la forma. SOLUCIONES: Las mezclas homogéneas compuestas por gases, líquidos o sólidos, disueltas en líquidos se denominan soluciones. Una solución es homogénea en todas sus partes y está compuesta por dos o más sustancias puras. Ejemplo: Alcohol etílico 10, 20, 30 ºGL, etc. menos el 100ºGL; alguna otra sustancia que su

concentración este dada en normalidad, molaridad, etc. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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MEZCLA HETEROGENEA: No es uniforme en su composición ni en sus propiedades. Consta de dos o más porciones o fases físicamente distintas y distribuidas de manera irregular, en ella podemos distinguir a simple vista, o con ayuda de algún instrumento óptico, las partes que la forman. Ejercicio: A continuación en la tabla se propone un listado de materiales, los que clasificaras con una x o √ según tu criterio, toma en cuenta los conceptos estudiados de inicio. Nota: Para lograr los objetivos es importante que primero trabajes de forma individual, después te reunirás en equipo para comparar tus repuestas con la de tus compañeros y entre todo el equipo tomar una decisión, misma que escribirán en la celda equip (equipo). SUSTANCIAS PURAS MATERIALES

ELEMENTOS INDIVID

EQUIP

MEZCLAS

COMPUESTOS

HOMOGENEAS

INDIVID

INDIVID

Calcio Agua Silicio Sal Papel Palomita de maíz con sal Azúcar Gasolina Leche Cobre Cloruro de Sodio Vodka Aire Oro 14kilates Bicarbonato de sodio Madera Acero Total

EQUIP

HETEROGENEAS

EQUIP

Indi vid ual:________

INDIVID

EQUIP

Equipo: ______

Tarea.- Haz una tabla como la anterior y clasifica los siguientes materiales: Agua oxigenada, Coca cola, Mercurio, Sopa de verduras, Té, Amoníaco, Plata, Pepsi cola, Ensalada de frutas, Fluoruro de calcio, Oro, Agua mineral, Amonio, Carbono, Moneda, Café, Ácido muriático, Cerveza, Cloro, Choco milk, Pozol, Vinagre, Crema (cosmético), Cromo, Sosa cáustica, Mole

1.2. Estados físicos de la materia. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA SÓLIDO: Mantiene una forma y un tamaño fijo aun cuando se le aplique una gran fuerza, así un sólido no cambiará con facilidad de forma ni volumen. Existe una fuerza de atracción (cohesión) demasiado considerable, mientras que las fuerzas de repulsión son casi nulas. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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LIQUIDO: Formado por moléculas de movimiento constante y desordenado. No existe mucha cohesión como en un sólido, no mantiene una forma fija, sino que toma la forma del recipiente que lo contenga. Al igual que los sólidos, no se comprimen con facilidad, pero su volumen puede cambiar si se aplica una fuerza muy grande. Las fuerzas de atracción y repulsión están en equilibrio. GAS: No tiene forma ni volumen propio, adquiere el volumen de que se le presente, los espacios intermoleculares son muy grandes porque las fuerzas de cohesión son casi nulas, las fuerzas de repulsión son mayores que las de atracción. Tiene energía cinética considerable y movimiento desordenado continuo. PLASMA: Se denomina plasma a un gas constituido por partículas cargadas (iones) libres y cuya dinámica presenta efectos colectivos dominados por las interacciones electromagnéticas de largo alcance entre las mismas, encontrado en los gases como el Helio, gases de las estrellas, erupciones de volcanes, fuego entre otros. Nota: Los siguientes estados de la materia se fueron descubriendo por orden como aparecen, no se sabe mucho de estos pero algunos científicos consideran que pueden tener aplicaciones importantes a la ciencia. CONDENSADO BOSE – EINSTEIN (BEC): Un estado de la materia en el cual los átomos dejan de comportarse de manera “normal ”. En el nuevo estado de la materia los átomos pierden su identidad propia y forman una sola onda cuántica de las partículas. Aparece cuando los científicos enfrían partículas llamadas bosones hasta alcanzar temp. bajas; frios se unen para formar una super particula que es mas parecido a una onda que a un pedazo de materia. CONDENSADO FERMIONICO: Recién descubierta por investigadores financiados por la NASA. Sus propiedades básicas son desconocidas, se creó la sustancia enfriando una nube 500000 átomos de potasio-40 (K40) hasta menos de una millonésima de grado sobre el cero absoluto. Y ellos probablemente fluyan sin viscosidad. CAMBIOS DE ESTADOS DE LA MATERIA Fusión: Cambio de estado de sólido a líquido. Evaporación: Cambio de estado de un líquido a vapor o gas. Condensación: Es el cambio de estado del vapor a líquido Licuefacción: Cambio de estado de un gas a líquido por diferencia de presión. Congelación: Cambio de estado del material líquido por disminución de calor hasta el punto de congelación. Solidificación: Cambio de estado de un material que está en estado líquido por haberlo sometido a altas temperaturas y después bajarle dicha temperatura. Sublimación: Es el cambio de estado de un material de estar en estado sólido cambiar a estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Deposición: La inversa de sublimación.


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Ejercicios: A Continuación se te proporciona un listado de algunos enunciados; escribe en el paréntesis {Ind (individual)} la letra del inciso que coincida con el nombre del cambio de estado. Nota: Para lograr los objetivos es importante que primero trabajes de forma individual, después te reunirás en equipo para comparar tus repuestas con la de tus compañeros y entre todo el equipo tomar una decisión, misma que escribirán en el paréntesis eq (equipo). Ejemplos de cambios de estados de la materia

Nombre del cambio de edo. Ind

a) El hielo se derrite a temperatura ambiente b) En el rio se observa desprendimiento de niebla c) Al hervir agua a se desprende vapor d) Presionar gas para almacenar en tanques e) Precipitación de las nubes en forma de lluvia f) Disminuir la temperat. de un liquido a solidificar g) El hielo a 25 ºC se le observa desprender vapor h) Un aerosol que a la interperie forma nieve seca Total aciertos

( ( ( ( ( ( ( (

eq

) ) ) ) ) ) ) )

( ( ( ( ( ( ( (

) ) ) ) ) ) ) )

Condensación Licuefacción Sublimación Congelación Fusión Deposición Evaporación Ebullición

Individual (Ind):______ Equipo (eq):_____

Tarea: Al igual que en el ejercicio anterior ; escribe en el paréntesis {Ind (individual)} la letra del inciso que coincida con el nombre del cambio de estado.

Ejemplos de cambios de estados de la materia

Nombre del cambio de edo. Ind

a) El gas L.P. b) El domo de la olla presenta agua liquida c) Los lagos de Canadá en invierno d) El plomo de 600 ºC a 25 ºC e) El hierro de 25 ºC a 1600 ºC f) El sol iluminando charcas o lagunas g) El CO2 (nieve seca)en estado sólido a la interperie h) Una granizada

( ( ( ( ( ( ( (

eq

) ) ) ) ) ) ) )

( ( ( ( ( ( ( (

) ) ) ) ) ) ) )

Condensación Congelación Licuefacción Fusión Deposición Sublimación Evaporación Solidificación

1.3. Propiedades y cambi os físicos. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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PROPIEDADES DE LA MATERIA PROPIEDADES FISICAS: Son aquellas que la identifican y no intervienen en su composición. No dependen de la cantidad de la misma. El color, olor, punto de fusión, densidad, punto de ebullición, lustre metálico, ductilidad, maleabilidad, solubilidad, son todas ellas propiedades físicas de la materia. EXTENSIVAS: Dependen de la cantidad de materia que contienen ese cuerpo. Las dos más

importantes son la masa y el volumen. INTENSIVAS: No dependen de la cantidad de materia. Estas propiedades alcanzan el

mismo valor en todos los puntos (si el cuerpo es homogéneo). La temperatura, la densidad, la solubilidad, los puntos de fusión y ebullición, la presión osmótica, la conductividad eléctrica o el calor específico son ejemplos de este tipo. CAMBIOS FÍSICOS DE LA MATERIA: A las modificaciones o cambios que experimentan las sustancias bajo la acción de las diferentes formas de energía se les llama fenómenos. De esta manera, todo cambio que se produce en las sustancias de manera natural o provocada es un fenómeno. Modificaciones o cambios que no alteran la composición íntima de las sustancias o la estructura interna de sus moléculas; que sólo lo hacen de un modo aparente, y transitorio reciben el nombre de cambio o fenómenos físicos. Dichos fenómenos desaparecen al cesar la causa que los origina. En su mayoría son fenómenos reversibles. Ejemplos: reflexión y refracción de la luz; formación del arco iris; fusión de la cera; disolución del azúcar; electrización del vidrio; dilatación de un metal; movimiento de los cuerpos; transmisión del calor; cambios de estado.

1.4. Propiedades y cambios químicos. PROPIEDADES QUÍMICAS DE LA MATERIA: Son aquellas que presenta la materia al transformarse de una sustancia a otras diferentes, alterando su estructura íntima molecular. Como propiedades químicas podríamos mencionar la combustibilidad y la comburencia, la mayor o menor facilidad con que una sustancia se transforma en otras diferentes o se combinan o reaccionan con otras, etcétera. CAMBIOS QUÍMICOS DE LA MATERIA: Cuando el cambio experimentado modifica permanentemente la naturaleza íntima. de las sustancias y no es reversible, el fenómeno es de tipo químico. Antes y después del cambio se tienen sustancias diferentes con propiedades diferentes. Ejemplos: digestión de los alimentos; corrosión de los metales; explosión de una bomba; acción : de los medicamentos; un acumulador; fenómeno de la visión; revelado de una foto grafía; encender un cerillo; el fenómeno de la fotosíntesis; la fermentación. Ejercicios: De la lista de cambios de la materia que se te da en la tabla de abajo; clasifícalos con una x o √ según tu criterio, si son físicos o químicos. Nota: Para lograr los objetivos es importante que primero trabajes de forma individual (ind), después te reunirás en equipo para comparar tus repuestas con la de tus compañeros y entre todo el equipo tomar una decisión, misma que escribirán en el paréntesis eq (equipo).


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO EJEMPLOS DE CAMBIOS DE LA MATERIA

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CLASIFICACI N FÍSICOS ind eq

QUÍMICOS ind eq

Condensación Corrosión Licuefacción Sublimación Combustión Congelación Reactividad Solidificación Digestión Fusión Evaporación Fotosíntesis Ebullición Deposición Tarea: A continuación se te da un diagrama a bloques de lo que es la materia y todo lo que comprende, con base a esto y todo lo estudiado en la unidad, realiza un mapa conceptual ó mental, de la materia y todo lo que comprende.


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De la lista de cambios de la materia que se te da en la tabla de abajo; clasifícalos con una x o √ según tu criterio, si son físicos o químicos; intensivas o extensivas. PROPIEDADES DE LA MATERIA Color Combustibilidad Olor Inercia Sabor Velocidad de reacción Ductilidad Impenetrabilidad Reactividad Porosidad Acidez Dureza Divisibilidad Capacidad calorífica Solubilidad Elasticidad Corrosión Maleabilidad Peso Punto de ebullición Volumen Masa Densidad Viscosidad

QUÍMICAS Ind

Eq

FÍSICAS INTENSIVAS Ind

Eq

EXTENSIVAS Ind

Eq

1.5. Símbol os y nombres de elementos A continuación en la tabla de abajo se te da una lista de símbolos y nombres de algunos elementos; si es símbolo escribe el nombre y viceversa. SIMBOLO O NOMBRE Hierro Mn Talio S Plomo Ag Cesio Au Yodo

SIMBOLO O NOMBRE

Tarea: Realizar una lista de todos los elementos, con nombre, símbolo y número atómico.


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Unidad 2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. Términos Claves: Átomo, Teoría, teoría atómica, ley de las proporciones definidas, Ley científica, electrón, protón, isótopo, neutrón, núcleo, número atómico, número de masa, números cuánticos, niveles, subniveles electrón diferencial, electrón de valencia, orbitales, hibridación.

2.1.1. Modelos atómi cos. MODELOS ATOMICO DE JHON DALTON 1808 El ingles John Dalton (1766-1844) propone la primera teoría atómica basándose en las leyes de las proporciones definidas (del científico Joseph Proust) y múltiples (de Dalton). 1. Los elementos está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen igual tamaño, masa y cualidades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 4. Una reacción química implica sólo separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1987 -1904) Joseph John Thomson (1856-1940) sugirió un modelo atómico semejante aun "budin con pasas “, propone las propiedades eléctricas del átomo, considerando que éstos estaban constituidos por una carga positiva que llevaba incrustadas a varias cargas negativas, los electrones. Thomson: también explicó la forma de los iones, tanto positivos como negativos. A mitad de un experimento midió la proporción que existe entre la carga y la maza de una corriente de electrones, usando un tubo de rayos catódicos del cual obtiene un valor, este valor es de 1.76x 108 Coulombs. En 1906 Thomson demuestra que el hidrógeno tiene un electrón, esto permite diversas teorías.

MODELO ATÒMICO DE PERRIN

(1897)

Jean-Baptiste Perrin (1870-1942) modifico el modelo de Thompson sugiriendo por primera vez que las cargas negativas son externas al "budin “ o pastel de pasas.


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MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1871-1937) Físico y químico británico Ernest Rutherford (1927) comenzó a definir una estructuración espacial del

átomo y asemejarlo un poco a nuestro modelo solar. Con base en su experimento de la dispersión o emisión de partículas alfa al chocar con laminas de oro y platino – ideo un modelo atómico con las siguientes características: a) El átomo esta formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva y la mayor parte de su masa. b) Alrededor del núcleo giran los electrones formando una nube electrónica. c) Los átomos son neutros por que el numero de electrones es igua. Entonces dijo (1911) los átomos no eran compactos y que sus electrones (cargados negativamente) posiblemente girarían alrededor de un núcleo atómico cargado positivamente. Así el átomo tendría un núcleo positivo y una corteza negativa compuesta de electrones.

MODELO ATÓMICO DE BOHR: (1913) El físico Danés Niels Bohr (1885-1962) Propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuantica propuesta por Max Plank (18581947) se baso en los siguientes postulados: a) Los electrones en los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o en niveles de energía definidos. b) Mientras los electrones se mueven en orbitas o en niveles de energía definidos, no absorben ni desprenden energía.

c) Los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energía, y viceversa,

siempre y cuando absorban o desprendan la energía necesaria. Cuando los electrones absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias llamadas cuantos, que corresponden a la diferencia de energía entre los dos niveles.

BOHR, Calculo el radio


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MODELO ATÓMICO SOMMERFELD (1916) Arnold Sommerferd (1879-1955), Dijo que: -Los electrones se mueven en orbitas circulares o elípticas. -Que a partir del segundo nivel existen dos o más subniveles en el mismo nivel. -El electrón es una corriente eléctrica minúscula. El trabajo de Sommerfeld hizo cambiar las órbitas circulares del átomo de Niels Bohr por órbitas elípticas, también introdujo el número cuántico magnético, acimutal o secundario.

Modelo atómi co de Schrödinger: (1926) Erwin Schrödinger (1887-1961) desarrolló un modelo matemático donde aparecen 3 parámetros: n,l,m; no fijo trayectorias determinadas para los electrones , solo la probabilidad de que se localicen en una zona determinada.

MODELO 1828)

ATOMICO

DE

DIRAC-JORDAN:(

En 1928 Dirac logro una descripción cuanti-relativista del electrón prediciendo la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac y Jordan aparece el cuarto parámetro con características cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n, l y m.


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Lo que lleva a completar números cuánticos. (n, l, m, s)

2.1.2. Electrón, protón y neutrón. ÁTOMO: Del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible. Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. El átomo está constituido por un núcleo positivo formado por protones y neutrones, rodeado por una envoltura o corteza de electrones. Electrón. El electrón (del griego ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el símbolo (e−), es una partícula subatómica. Los electrones son estables y forman la envoltura del átomo; su masa resulta particularmente nula (9.11 x 10 -28 g ó 1/1830 veces la masa de un átomo de hidrógeno). Protón (p +). En física, el protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva. Es una partícula estable y forma parte del núcleo de todos los átomos; su masa es de 1.67262x 10 -24 g, aproximadamente 1840 veces la masa del electrón con carga opuesta. Neutrón (n 0): Junto con los protones, los neutrones constituyen el núcleo de los átomos. Los neutrones son partículas sub atómicas de tipo fermiónico no tienen carga eléctrica y su masa es ligeramente mayor a la del protón (1.67493 x 10 -24 g)

2.1.3. Número atómico. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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NUMERO ATOMICO(Z): El número atómico de un elemento es la cantidad de protones ( p +) que existen en el núcleo del átomo de un elemento. El número atómico nos indica también la cantidad de electrones (e-) en un átomo neutro y se representa con la letra Z.

Por lo t anto: Numero atómi co Z = Núm. de p+ = Núm. de e-

Nota: Al número atómico también se le conoce como carga puntual efectiva

2.2. Números cuánticos (Ubicación del ē en el átomo). Mecánica cuántica. Conocida también como mecánica ondulatoria, trata de la distribución ordenada de los e - en los subniveles (orbitales) atómicos. Con base al último modelo atómico, los e - se encuentran cargados negativamente y en constante movimiento; de tal manera que se les puede visualizar como una nube, a esta se le denomina nube electrónica. Esta nube donde se sitúan los e - contienen niveles de energía y estos a su vez subniveles conocidos como orbitales; es ahí donde se localizan los electrones. Teoría cuántica. La teoría cuántica nos cita el último modelo del átomo donde aparecen cuatro números cuánticos (los antes vistos con el modelo de Dirac Jordan; n, l, m y s), los que se puede decir que son parámetros para determinar la ubicación del electrón en un átomo (para localizar el domicilio de una persona necesitamos de: País, Estado, Municipio, Colonia, Calle, Numero y Código Postal. Así para localizar los e - necesitamos de los números cuánticos). Numero cuántico principal; este nombre se le da a n: Nos va a determinar los niveles de energía y se refiere a la distancia probable que hay entre un e - y el núcleo. Este contiene números enteros positivos desde 1 → α, aunque con utilizar 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 es suficiente para ubicar los electrones en cada uno de los átomos de elementos que aparecen en la tabla periódica. También se le puede asignar las siguientes letras: K, L, M, N, O, P y Q. Numero cuántico secundario, angular o azimutal l: Con l se obtienen los subniveles u orbitales de energía los valores numéricos que se le asignan a l están dados por la siguiente ecuación: n-1, podemos decir que l es función de n; Así f(n) =l por lo que, para cada valor de n, l tendrá los siguientes: 0, 1, 2, 3, 4, etc.

Esto es: Si n = 1; sabiendo que l = n-1 sustituimos el valor de n en la ec. y obtenemos l = 1-1 = 0. n = 2; sabiendo que l = n-1 sustituimos el valor de n en la ec. y obtenemos l = 2-1 = 1. n = 3; sabiendo que l = n-1 sustituimos el valor de n en la ec. y obtenemos l = 3-1 = 2. n = 4; sabiendo que l = n-1 sustituimos el valor de n en la ec. y obtenemos l = 4-1 = 3. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Así cuando l = 0 tendrá el orbital s (sharp), que en ingles significa fino l = 1 tendrá el orbital p (principal) l = 2 tendrá el orbital d (difuso) l = 3 tendrá el orbital f (f unsional) Estos son los principales subniveles de energía; en algunas bibliografías vienen las letras: g, h, i y j. que los ponen como complementos y los toman como sigue el orden alfabético. Numero cuántic o magnético m : Este nos da la orientación de los electrones en los orbitales al producir un campo magnético y asume valores desde negativos hasta positivos pasando por cero y la ecuación para determinar los valores es: m = 2 x l +1 (eme igual a dos por ele más uno). Con esto podemos decir que m es una segunda función o f´(l). Cuando l = 0; m con la ecuación m = 2l +1 tendrá un valor de 2(0)+1 = 1 En el subnivel u orbital s habrá una “rayita” con denominación cero (0): ; Así cuando l = 1; m con la ecuación m = 2l +1 tendrá un valor de 2(1)+1 = 3; Cuando l = 2; m con la ecuación m = 2l +1 tendrá un valor de 2(2)+1 = 5; Cuando l = 3; m con la ecuación m = 2l +1 tendrá un valor de 2(3)+1 = 7;

Numero cuántic o spin s: Que en ingles significa “giro ”, y es porque nos da el giro del electrón y se le grafica con una flecha hacia arriba ↑ y otra abajo ↓ o +1/2 y -1/2. Cuando sea +1/2 se va a graficar ↑ y cuando sea -1/2 se graficará ↓

Esto es: ↑↓

↑↑ ↑↑ ↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

2.3. Configuración electróni ca (distribuci ón de los ē en el átomo) La configuración electrónica nos enseña la manera de expresar de forma ordenada la distribución de e - en el átomo, tomando en cuenta que hay niveles y subniveles u orbitales de energía; en cada uno de estos puede acomodarse únicamente un número específico de electrones. Para realizar la distribución electrónica debemos hacer notar los siguientes: Cada subnivel o sub capa tendrá un número concreto de e - y se determina con la siguiente ecuación: [2(2l + 1)] Así cuando; l = 0; el número de e- máximo para s será [2(2(0) + 1)] = 02 l = 1; el número de e- máximo para s será [2(2(1) + 1)] = 06 INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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l = 2; el número de e- máximo para s será [2(2(2) + 1)] = 10 Cada nivel aceptará un número máximo de e- y se determina con la ecuación 2n 2 Por lo que sí; n = 1; los electrones en el primer nivel serán 2(1)2 = 02 n = 2; los electrones en el primer nivel serán 2(2)2 = 08 n = 3; los electrones en el primer nivel serán 2(3)2 = 18

Con base a los números cuánticos y a la ecuación anterior obtenemos que: NIVEL (n)

# DE SUBNIVEL

TIPO DE ORBITAL

# DE ORBITALES

# MAXIMO DE e- POR SUBNIVEL

# MAXIMO DE e- POR NIVEL

1

1

1s

1

2

2

2

2

2s 2p

1 3

2 6

8

3s 3p 3d

1 3 5

2 6 10

3

3

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Principio de exclusión de Pauli: “ En un orbital debe haber dos electrones de spines opuestos”. Esto quiere decir que no es posible la existencia de dos e- en el mismo átomo que tengan números cuánticos iguales. Ejemplo: En un orbital o subnivel primeramente se acomodaran los espines ↑ o +1/2 al llenar el orbital se procede a llenar con ↓ o -1/2 Principio d e edificación progr esiva o regla de Auf-Bau: “Cada nuevo e- que se esté acomodando en un orbital o subnivel, se hará tomando como referencia el orbital disponible de mínima energía ”. La consideración de energías relativas de los orbitales en un átomo es la siguiente: 1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, etc …… Esta secuencia se puede explicar aplicando el siguiente diagrama, conocido como regla d e las diagonales:


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2.3.1. Regla de llenado Para llenar los niveles de energía con los electrones debemos mencionar: Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: “ Dentro de un subnivel los e - tienen espines separados y paralelos ” En otras palabras, los e- entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estos orbitales se completan de e entonces se termina de llenar con spines negativos. Con esta sencilla regla podemos iniciar el llenado tomando en cuenta que: n comprende de 1,2, ……7 y l s, p, d, f. y que el primer nivel contiene únicamente un subnivel u orbital s, con un máximo de 2e -; así el nivel 2 contiene dos subniveles s y p, con un máximo de 8e - 2 para s y 6 para p; y así sucesiva mente. Ejemplo: Configuración electrónica del Azufre que tiene como número atómico Z=16. Quiere decir que son 16 electrones los que hay que acomodar La forma de llenar la configuración electrónica es: 1s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 4 de la forma condensada. ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Representación gráfica:

2.3.2. Electrón diferencial INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Se le conoce así al último electrón que se grafica en la configuración electrónica o modelo atómico; siguiendo el orden correcto de llenado. Ejemplo: La configuración electrónica del Azufre que tiene como número atómico Z=16. Z=16. ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

↑

↑

El e- 16 es el e- diferencial

La configuración electrónica del fosforo que tiene número atómico Z = 15 ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓

↑

↑

↑

El e- 15 es 15 es el e- diferencial

2.3.3 2.3.3.. Electrones Electr ones de valenci a. El número de electrones de valencia se refiere al número de electrones presentes en el último nivel principal de energía. Tomando en cuenta los átomos de los elementos anteriores tenemos: Ejemplo: La configuración electrónica del Azufre que tiene como número atómico Z=16. Z=16. ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

↑

↑

Los e- que se encuentran en el último nivel son los e - de

valencia

La configuración electrónica del fosforo que tiene número atómico Z = 15 ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓

↑

↑

↑

Los e- que se encuentran en el último nivel son los e -

de valencia Modelo atómico del azufre Z = 16

Ejercicios: INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Encuentra los números cuánticos de los siguientes elementos, dicta respectivos nombres y señala cual es el electrón diferencial y el electrón de valencia: 3Li; 12Mg; 21Sc; 1H; 20Ca; 5B; 6C; 7N; 38Sr; 24Cr. Descubre que elementos tienen los siguientes números cuánticos de la tabla y dicta los electrones de valencia: Símbolo n l m s Nombre e- v 2 1 0 -1/2 3 1 -1 -1/2 4 1 1 ½ 1 0 0 -1/2 2 0 0 -1/2 3 2 1 ½ 4 2 -1 -1/2 3 2 -2 -1/2 4 1 0 -1/2 3 2 2 -1/2

2.3. 2.3.4. 4. Diagrama electróni co de punto. punt o. Para el desarrollo de este tema debemos mencionar algo conocido como Kernel; En química inorgánica el Kernel es una forma de simplificación de la configuración electrónica de un elemento sustituyendo los electrones anteriores a la capa de valencia por la configuración del gas noble al que corresponden entre corchetes y seguido de los electrones restantes. Ejemplo: La configuración electrónica del Azufre que tiene como número atómico Z=16. Z=16. 1s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 4 la forma de de simplificar simplificar esta configuración configuración según Kernel seria: 2 4 [Ne] 3 s 3p Lititio (Z=3) sería: 1s 2 2s 1 su Kernel sería [He] 2s 1 Magnesio (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 su Kernel sería: [Ne] 3s 2 Así como de la estructura de Lewis ( Weymouth, 1875 - Berkeley, 1946) Gilber N Lewis; Químico norteamericano. Se graduó en química en la universidad de Harvard y luego marchó a Alemania, donde permaneció permaneció durante dos años, transcurridos los cuales fue contratado por el gobierno de Filipinas. A su vuelta a los Estados Unidos comenzó a trabajar en el Instituto de Tecnología de Massachusetts y más tarde como profesor de la Universidad de California. La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto , modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y molécula y los pares de de electrones solitarios electrones solitarios que puedan existir . Publicada por primera vez en 1915 en su artículo La molécula y el átomo. Para el desarrollo de esta estructura est ructura podemos tomar como apoyo el Kernel. Ejemplo: Tomando como referencia los modelos anteriores.

Litio (Z=3) 1s 2 2s 1 y Kernel [He] 2s 1 INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Magnesio (Z=12) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 y Kernel [Ne] 3s 2 Azufre (Z=16) 1s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 4 y Kernel : [Ne] 3 s 2 3p 4 Los e- de valencia se pueden representar mediante

ox

Unidad 3. TABLA PERIODICA. (T.P). A principios del siglo XIX, se conocían la suficiente cantidad de elementos y compuestos como para que fuese necesario hacer una clasificación con el fin de f acilitar su comprensión y estudio. La clasificación de los elementos En el primer congreso de química, que se organizó en Karlsruhe, Alemania, en septiembre de 1860, Cannizzaro presentó las conclusiones de su trabajo, que aclararon los conceptos de átomo y molécula, rescataron las ideas de Avogadro y mostraron cómo simplificar cálculos y experimentos. A esta reunión se presentaron alrededor de 140 de los químicos más renombrados de la época, todos europeos excepto uno, Luis Posselt, que procedía de México. Aunque muchos de ellos pusieron en duda las ideas de Cannizzaro, la mayoría comenzó a aplicarlas en sus procesos experimentales. experimentales. Entre los asistentes al congreso también estaban dos jóvenes químicos destinados a pasar a la historia por sus aportaciones a la clasificación de los elementos: el ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) y el alemán Lothar er (1830-1895). Antes de analizar su trabajo, veremos algunos intentos previos de organizar estos conocimientos. Las tríadas d e Joh an W. Döbereiner (1780 (1780-1 -1849 849)) En 1817,este investigador alemán presentó un intento de organizar elemento en grupos de tres, reuniendo elementos cuyas propiedades eran similares; entre sus conjuntos estaban los siguientes: Sin embargo, le quedaron muchos elementos sin tríada y en otros conjuntos podían ser de más de tres elementos, por lo que su propuesta no fue considerada.


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Clasificaciones periódicas La primera clasificación periódica la realizó A. E. Beguyer Chancourtois (1820-1886) en París en 1862. Este profesor de geología ordenó elementos de acuerdo con sus masas atómicas sobre la superficie de un cilindro dividido en 6 secciones, y se dio cuenta de que los que quedaban en la misma vertical tenían propiedades similares; tampoco se le dio importancia en su época. El siguiente intento lo realizó el inglés Alexander Reina Newlands (1837-898), quien también ordenó los elementos conocidos y se dio cuenta de que el octavo elemento se parecía al primero, el noveno al segundo, y así sucesivamente.

De manera desafortunada, esta periodicidad dejaba de aparecer después del calcio, por lo que tampoco se consideró esta clasificación e incluso la ridiculizaron varios investigadores. En la época de Newlands aún no se conocían los gases nobles, por lo que no fueron incluidos en el arreglo. El arreglo de Chancourtois se llamaba "el tornillo telúrico", posiblemente porque el telurio quedaba al centro del acomodo. Para tratar de organizar los elementos, Mendeleiev preparó tarjetas, una para cada elemento, en las que incluía sus propiedades físicas y químicas, destacando la valencia y los compuestos que se formaban con el oxígeno y el hidrógeno. Organizó las tarjetas en orden de masa atómica creciente y colocó los elementos similares en las mismas columnas, aunque en el caso del yodo y el telurio tuvo que invertir el orden para que quedaran en la columna de elementos similares. Con este ordenamiento, que presentó en 1871 y que puedes ver en la figura siguiente, concluyó que efectivamente las propiedades de los elementos eran periódicas, pero, además, se atrevió a anunciar que en algunos huecos que le quedaban debían entrar elementos que no se conocían, a los que llamó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio, por los elementos que quedaban sobre los huecos en las columnas correspondientes. También predijo las propiedades que debían tener. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Este ordenamiento fue muy similar al que obtuvo Lothar. Meyer trabajando independiente, mente en Alemania, pero pese a la coincidencia, fue ridiculizado. Se decía que, como, ambos eran profesores, habían buscado una forma, más didáctica de mostrar los elementos, pero que no tenían fundamento científico. Sin embargo, en 1875 se descubrió el galio, en 1879 el escandio y en 1886 el germanio, cuyas propiedades coincidían, con mucha precisión con las del ekaboro, el eka-aluminio y el eka-silicio predichos. Observa la tabla en la que se comparan las propiedades que Mendeleiev predecía para el eka-silicio y las que se descubrieron en el germanio.

3.1. Estructur a electrónica y la T.P (Relación config uración, T.P, ē diferencial, ē de valenci a.) La representación de las elementos químicos en una forma fácil y sencilla de recordar fue ideada por Berzelius (1814). Para ello empleó las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento a la inicial y .otra letra representativa de dicho nombre. Las símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras Máxima. Si es una letra, debe ser mayúscula, y si usan dos, la primera es mayúscula y la segunda es minúscula invariablemente. Se exceptúan, en el presente, los elementos del 104 en adelante, pues en 1976 se propuso un sistema para nombrarlas en forma provisional: su nombre es un número en latín; así el nombre del elementa 105 es unnilpentia; un (1), nil (O), pent (5), con la terminación ia (del latín ium), en agosta de 1994 la IUPAC propone los siguientes nombres para las elementas del 104 al 109: 104 dubnia, 105 jaliatia, 106 rutherfarbia, 107 bahria, 108 hahnia, 109 meitneria.

3.1.1. Grupos y Periodos. La clasificación actual de los elementos químicos recibe el nombre de tabla periódica larga. Esta tabla propuesta por primera vez en 1895 por Julius Thomsen (1826-1909), químico danés, está ordenada en 7 renglones horizontales llamados periodos y 18 columnas verticales llamadas grupos (familias). El número del periodo determina el número del último nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar, mientras que los elementos que se encuentran en un determinado grupo son semejantes porque tienen propiedades químicas similares.


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GRUPOS - FAMILIAS

P E R I O D O

1

K

2

L

3

M

4

N

5

O

6

P

7

Q

1

2

3

4

5

6

7

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

8

9 VIIIB

10

11

12

13

14

15

16

17

18

IB

IIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

0

A los grupos se les asignan números romanos, el cero y las letras A y B. A los grupos de I A al VIII A se les llaman también familias y se les asignan nombres particulares. • Grupo IA o familia de los metales alcalinos, entre éstos no está considerado el hidrógeno

(H) porque no todas sus propiedades se parecen a las de éstos. • Grupo IIA o familia de los metales alcalinotérreos. • Grupo IIIA o familia de los térreos. • Grupo IVo familia de los carbonoides. • Grupo V A o familia de los nitrogenoides. • Grupo VI A o familia de los anfígenos o calcógenos. • Grupo VII A o familia de los halógenos. • Grupo VIII A o familia de los gases nobles Los gru pos también se clasifican en: • Elementos r epresentativos, elementos de los grupos A. • Elementos de transición, todos los elementos de los grupos B. • Elementos de transición interna, (tierras raras) se encuentran debajo de la tabla periódica y forman la serie de los lantánidos o actínidos. • Anfóteros o metaloides, elementos como el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y astato; son considerados como metaloides. • Gases nobles, elementos del grupo VIII A o grupo cero. Ejercicio: Dibuja una tabla periódica y escribe en la tabla periódica los nombres según sea el grupo o familia

Periodos: Ahora vamos a considerar en detalle cada uno de los 7 periodos (renglones horizontales). Periodo 1.: contiene sólo 2 elementos: el hidrógeno (H) y el helio (He). El número de periodo indica el número del nivel de energía principal que los elementos comienzan a llenar. Periodo 2: contiene 8 elementos que van desde el litio hasta el neón. Periodo 3: también contiene 8 elementos, desde sodio hasta el argón (Ar), con el tercer nivel de energía principal lleno (sólo los subniveles 3s y 3p). Periodo 4: contiene 18 elementos, desde el potasio hasta el kriptón (Kr). Periodo 5: contiene 18 elementos desde el rubidio hasta el xenón (Xe).. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Periodo 6: contiene 32 elementos, desde el cesio hasta el radón. con el lantano y el hafnio hasta el mercurio. A los elementos el 58 al 71, del cerio hasta el lutecio, se les llama serie de los lantánidos o elementos de tierras raras. Están colocados al pie de la tabla por conveniencia, porque si los colocáramos en la tabla, ésta sería demasiado ancha y difícil. Periodo 7: tiene 32 elementos, desde el francio hasta el último descubierto, el oberón. En este periodo, se llenan los subniveles 7s, 7p, ACTIVIDAD: Con base a los conocimientos de todo lo anterior, realiza en la parte de atrás de la hoja, una tabla similar a la que se muestra abajo y escribe el símbolo de los elementos que pertenecen a cada grupo, así como las similitudes y diferencias que encuentres entre cada elemento de grupo. ELEMENTO

SIMBOLOS

SIMILITUD

DIFERENCIA

Alcalinos Alcalinotérreos Térreos Carbonoides Nitrogenoides Anfigenos o calcógenos Halógenos Gases nobles

3.1.2. Numero atómico.

3.2. Tendencias periódi cas. Tendencias periódicas: Ciertas propiedades de los elementos, exhiben un cambio gradual conforme nos movemos a lo largo de un periodo o una familia. El conocer estas tendencias, nos ayudará a comprender las propiedades químicas de los elementos. Radio atómico: Aumenta al atravesar un grupo y disminuye al pasar por un periodo; esto es disminuye de izquierda a derecha y aumenta en forma descendente en la tabla periódica.


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Ejercicio: Contesta las siguientes preguntas. 1. ¿Cuál es el grupo de elementos de la tabla periódica que presenta el tamaño atómico mayor? 2. ¿Cuál es el grupo de elementos de la tabla periódica que presenta el tamaño atómico menor? 3. ¿Cuál es la tendencia en el tamaño de los átomos de izquierda a derecha en el periodo 2? Explica tu respuesta. 4. ¿Cuál es la tendencia del tamaño de los átomos en el grupo II(al aumentar el número atómico)? Explica tu respuesta. 5. ¿Cuál es más grande, un átomo de sodio o un ion sodio Na? Explica tu respuesta. 6. ¿Cuál es más pequeño, un átomo de cloro o un ion cloruro CI? Explica tu respuesta. 7. Utiliza la tabla periódica para indicar cuál de los elementos de los siguientes pares tiene el radio atómico más grande: a. Flúor y bromo c. Bario y magnesio

b. Azufre y oxígeno d. Cobre y oro

e. Carbono y silicio

f. Plomo y estaño

g. Bario y estroncio

h. Zinc y mercurio

8. Para cada uno de los siguientes grupos de 3 elementos, señala cuál tiene el átomo más grande. a. N, O, F b. Li, Na, K c. P, S, Se 9. Ordena estos elementos de acuerdo con los radios de sus átomos, del menor al mayor. Na, Mg, CI, K, Rb Energía de ionización: Aumenta en un periodo y disminuyen al descender en un grupo.

Ejercicio 1. ¿Qué familia de elementos presenta la energía de ionización más baja? 2. ¿Qué elemento de cada par tiene la energía de ionización más elevada? a. Sodio o cesio

e. Sodio o silicio

b. Silicio o cloro

f. Magnesio o azufre

c. Flúor o litio

g. Bario o magnesio

d. Nitrógeno y aluminio

h. Berilio y oxígeno


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3. Para cada uno de los siguientes grupos de elementos, señala cuál tiene la energía de ionización más baja: a. F, Ne, Na b. S, CI, Br c. P, S, Se 4. ¿Cuál. es el metal alcalinotérreo con la máxima energía de ionización Afinidad electrónica: Un elemento con alta energía de ionización, tiene alta afinidad electrónica. Por ejemplo, la afinidad electrónica del flúor es -328kJ/mol un valor grande que indica una reacción exotérmica favorecida en los productos para f ormar un anión estable, F -. El Boro tiene afinidad más baja hacia un electrón, como indica su valor menos negativo de 26,7kJ/mol. La afinidad electrónica se hace más negativa.

Electronegatividad: Tamaño de los io nes:

Tras considerar las energías necesarias para formar iones positivos y negativos, examinaremos las tendencias periódicas en los radios iónicos; los iones positivos o INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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negativos aumentan de tamaño al descender por el grupo. Sin embargo, detengámonos por un momento para comparar los radios iónicos con los radios atómicos cuando se retira un electrón de un átomo para formar un catión, su tamaño disminuye de manera considerable; el radio de un catión siempre es menor que el del átomo del cual se deriva. Ejemplo: el radio del Li es 152 pm, mientras que el del Li+ es de sólo 78 pm. Esto se debe

a que al retirar un electrón del átomo del Li, la fuerza de atracción de tres protones se ejerce ahora únicamente sobre dos electrones, los cuales son más atraídos hacia el núcleo. La disminución de tamaño del ion es particularmente grande cuando se retira el último electrón de una capa dada, como en el caso del Li. La pérdida del electrón 2s del Li hace que Li+ quede sin electrones en la capa n = 2. Los aniones siempre son más grandes que los átomos de los cuales se derivan. En este

caso, se emplea el argumento opuesto al que se empleó para explicar los radios de iones positivos. Por ejemplo, el átomo de F tiene nueve protones y nueve electrones. Al formarse el anión, la carga nuclear sigue siendo +9, pero hay 10 electrones presentes. El ion F- es mayor que el átomo de F por el aumento de las repulsiones electrón-electrón.

3.2.1. Metales (M) y No M. Metales: Las propiedades de los metales se basan en su estructura atómica, en su estructura electrónica, presentan alta conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico y la habilidad para deformarse con tensión, para poder hacer rollos de láminas, (maleabilidad), la habilidad para poder hacer filamentos o alambre. · · · ·

· · · · ·

·

Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido. La mayor parte son más densos que el agua exceptuando el litio, sodio, y el potasio. Presentan brillo o lustre metálico. Son maleables, es decir, se les puede convertir en láminas, el oro es el más maleable. Son dúctiles, es decir, se pueden hacer hilos o alambres con ellos. Son buenos conductores del calor y la electricidad, la plata es el mejor conductor. Su molécula es monoatómica. Sus átomos tienen uno, dos o tres electrones en su último nivel energético. Sus átomos al combinarse pierden electrones, convirtiéndose en iones positivos o cationes. Se combinan con el oxígeno para formar óxidos básicos.


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No metales: Los elementos carbón, nitrógeno, fósforo, oxigeno, azufre y los halógenos son típicos no metales y presentan propiedades diferentes a los metales. · · · · · · · · ·

·

Algunos son sólidos, otros son gaseosos y el único líquido es el bromo a TPN. En general son menos densos que el agua. No brillan, son opacos. No son maleables, los que son sólidos se pulverizan al golpearse. No son dúctiles. No son buenos conductores del calor, ni de electricidad. Sus moléculas son poliatómicas. Sus átomos tienen 5, 6, o 7 electrones en su último nivel. Sus átomos al combinarse ganan electrones, convirtiéndose en iones negativos o aniones. Al combinarse con el oxígeno forman óxidos básicos o aldehidos.

Nota: Los metaloides tienen propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no metales. Ciertos metaloides boro, silicio, y germanio, son las materias primas de dispositivos semiconductores que hacen posible nuestra moderna vida electrónica.

3.2.2. Radio atómico, Energía de ionización, afinidad Electrónica. RADIO ATOMICO: Esta definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes

Este método para determinar los radios atómicos sólo es aplicable cuando existen compuestos moleculares del elemento. Para los metales, el radio atómico puede estimarse a partir de mediciones de la distancia interatómica en un cristal del elemento. Ejemplo:. Aqui se ilustra un diminuto pedazo de cristal de aluminio. Cada esfera representa un átomo de aluminio. La medida de la distancia que se indica, por ejemplo, permite a los científicos estimar el radio de un átomo de aluminio.

ENERGIA DE IONIZACIÓN: La energía de ionización es la energía necesaria para retirar un electrón de un átomo en la fase gaseosa. Para separar un electrón de un átomo es necesario aportarle energía para vencer la atracción de la carga nuclear.


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Ejemplo: Las tres primeras energías de ionización del magnesio son

Electrones de valencia y electrones internos; Para eliminar los electrones internos se requiere más energía que para eliminar un electrón de valencia. En las reacciones químicas comunes no hay pérdida de electrones de las capas internas. AFINIDAD ELECTRÓNICA: Algunos átomos tienen cierta afinidad o "atracción" hacia los electrones y pueden adquirir uno o más electrones para formar un ion negativo. La afinidad electrónica, AE, de un átomo se define como la energía del proceso en el cual el átomo en fase gaseosa adquiere un electrón. A medida que un átomo tiene mayor afinidad electrónica hacia un electrón, el valor de AE se hace más negativo. Por ejemplo, la afinidad electrónica del flúor es -328 kJ/mol, un valor grande que indica una reacción exotérmica favorecida en los productos para f ormar un anión estable, F-. El boro tiene afinidad más baja hacia un electrón, como indica su valor menos negativo de AE -26.7 kJ/mol. La afinidad electrónica y la energía de ionización representan la energía necesaria para que un átomo gane o pierda un electrón, respectivamente. De este modo, un elemento con alta energía de ionización generalmente tiene alta afinidad por un electrón.

ELECTRONEGATIVIDAD: Es la tendencia que tienen un átomo para atraer electrones. De la misma manera que la afinidad electrónica y la energía de ionización, la electronegatividad en la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo por el lado de los metales alcalinos. Por lo que se presume que el elemento más electronegativo es el flúor.

3.2.3. Formación de iones (catión y anión). Los metales por lo general son donadores de electrones por lo que, cuando un átomo de un elemento dona sus electrones se dice que queda cargado eléctricamente positivo; a esta carga positiva se le da el nombre de catión. Los no metales son receptores de electrones así que, cuando un átomo de un elemento recibe electrones queda cargado eléctricamente negativo; a esta carga negativa se le conoce como anión. Actividad: En la parte de atrás de la hoja dibuje una tabla periódica de tal forma que pueda dar color y señalar con el nombre correspondiente a: Azul: Metales; Rojo: No metales; Amarillo: Metaloides; Verde: Gases nobles Café: Alcalinos, Naranja: Alcalinotérreos; Rosa: Lantánidos. Blanco: Actinidos. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Actividad: Observar su tabla periódica y determinar los iones de cada elemento. Actividad: De manera individual, escribe sobre la línea cuántos electrones debe ganar o perder cada uno de los siguientes elementos para adquirir una estructura electrónica de gas noble: Calcio; sodio; Estroncio; Silicio; Radón; Aluminio; Nitrógeno; Rubidio; Bromo; Azufre.

3.2.4. Tipos de compuestos que forman los M y No M. Los metales forman compuestos si se combinan con:

Unidad 4. NOMENCLATURA En 1921, la Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la Asociación Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry) estableció las reglas y métodos que, con algunas puntualizaciones, se debían utilizar para nombrar y escribir de manera correcta los nombres de los compuestos en la química moderna, incluso es una disciplina de esta ciencia conocida como nomenclatura.

4.1. Formar y nombrar compuestos. Los nombres de los compuestos inorgánicos están constituidos de tal forma que a cada compuesto puede dársele algún nombre a partir de su fórmula, y para cada fórmula hay un nombre específico. La porción más positiva (el metal, el ion poli atómico positivo, el ion hidrógeno o los no metales menos electronegativos) se escribe primero y se menciona al final. La porción más negativa (el no metal más electronegativo o el ion poliatómico negativo) se escribe al último y ocupa el primer lugar del nombre.


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Las reglas adicionales dependen del carácter del compuesto: si es binario (contiene dos elementos diferentes), ternario (contiene tres elementos diferentes) o superior si es un ácido, una base o una sal. Ejemplo de compuestos: Compuesto binario: NaCl /HP Compuesto ternario: KOH (B,ASE); NaCl03 ( SAL); H2SO (ACIDO); Na2S04 (SALADA)

La valencia es un número entero que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto. El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que se utiliza para describir la capacidad de combinación con base en ciertas reglas, las cuales nos proporcionan un método de contabilidad electrónica. Algunas regl as para determin ar el número d e oxidación son: a. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presentes en la fórmula es igual a cero. b.

En los compuestos con dos átomos diferentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo. Por ejemplo: en el cloruro de hidrógeno HCI el número de oxidación del hidrógeno es +1 y el del cloro es -1. En el agua H2O, el número de oxidación es +1, entonces el del oxígeno es -2.

c. En la mayoría de los compuestos que contienen hidrógeno, el número de oxidación de este es +1. Excepto en la formación de los hidruros, donde el hidrógeno tiene un número de oxidación de -1. El hidrógeno actúa como un no metal al formar los hidruros. d. En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, su número de oxidación es -2. La excepción a esta regla es la formación de peróxidos, en los que el oxígeno tiene un número de oxidación de -1.

e. Para calcular el número de oxidación de algún elemento con número de oxidación variable,

se multiplica la valencia por el número de átomos del elemento presentes en el compuesto. Por ejemplo en el Fe2O3 (óxido de fierro) sabemos que el número de oxidación del oxígeno es -2, (-2 x 3 átomos de O= -6), entonces el Fe tiene un número de oxidación de +3, (+3 x 2 = +6), así la suma algebraica de los número de oxidación es cero.

Ejercicio: 1.

Escribe los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman a los siguientes compuestos:

1. H3PO4 2. AIN 3. Ca (OH)2

10. N2O3 11. H2SO3 12. NaCO3


19. KNO3 20. NH4Cl 21. H2SO4 Pág. 35

MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO 13. H2CrO4 14. CrO3 15. MnS2 16. Al4C3 17. KCl 18. FeCl2

4. SnCI4 5. HgCI2 6. NaIO3 7. Ca3P2 8. HNO3 9. AuBr 3

4.1.1. Óxidos

2012

22. K2Cr 2O7 23. NaSbO2 24. H3 AsO4 25. Al(OH)3 26. Cu(NO3)2 27. H2O2

Nombre de la función química

Estructura molecular

Óxidos básicos u óxidos metálicos

Metal (M+) + oxígeno (O-)

Cuando el oxígeno se combina o reacciona con los metales forma una clase de compuestos llamados óxidos metálicos o simplemente óxidos.Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua, forman compuestos llamados bases, es por esto que también se les llaman óxidos básicos. EL SISTEMA TRADICIONAL Cuando un metal presenta más de un número de oxidación. para designar el óxido se emplean las terminaciones Hipo - oso , oso, ic o , per- ico;

dependiendo los números de oxidación de cada elementos como se muestra en la tabla. VALENCIA

Terminación

DE OXIDACION 1 Se pone el nombre del metal 2

3

EJEMPLO Nombre Formula Óxidos de Litio

Li 2O

# de O Menor = oso

Oxido Cuproso

Cu2O

# de O Mayor = ico

Oxido Cúprico

CuO

# de O Menor = Hipo -- Oso Oxido hipocromoso

CrO

# de O Intermedio = oso # de O Mayor = ico

Cr 2O3 CrO 3

Oxido Cromoso Oxido Crómico

# de O Menor = Hipo -- Oso Oxido hipovanadoso V 2O2 4

# de O Intermedio < = oso

Oxido Vanadoso

V 2O3

# de O Intermedio > = ico

Oxido Vanadico

V 2O4

# de O Mayor = Per ----ico

Oxido Pervanadico

V 2O5

El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC : Para este caso, en el sistema

moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español: VALENCIA

EJEMPLO Nombre Formula

DE OXIDACION Termin ación 1

2

Óxidos de Litio

Li2O

I

Oxido de Cobre I

Cu2O

II

Oxido de Cobre II

CuO

II

Oxido de Cromo II

CrO


Pág. 36

MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO 3

4

III

Oxido de Cromo III

Cr 2O3

VI

Oxido de Cromo VI

CrO3

II III

Oxido de vanadio II Oxido de vanadioIII

V2 O 2 V2O3

IV

Oxido de vanadio IV

V2O4

V

Oxido de vanadio V

V 2O5

2012

Ejercicios: Completa la siguiente tabla dando el nombre o escribiendo la formula de los compuestos químicos. FORMULA

Li2O Ga2O3 ZnO MgO Co2O3 NiO Rb2O CdO SnO2 BaO PtO Au2O3 PbO2 Bi2O3

NOMENCLATURA IUPAC

NOMENCLATURA COMUN

Óxido de berilio Óxido niquelico Oxido de potasio Oxido de paladio (IV) Oxido de plata Oxido de estaño (II) Oxido de cesio Oxido auroso Oxido de talio (III) Oxido de bismuto (v) Oxido plumboso Oxido de estroncio

Oxido no metálico Nombre de la función química


Óxidos ácidos o Anhídridos

No metal(No M+) + Oxígeno(O-)


Pág. 37


2012

Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados ácidos (oxiácidos), de ahí que se les llame también óxidos ácidos; otro nombre que reciben estos compuestos es el de anhídridos. Nomenclatura de la IUPAC: Se atiende al número de átomos de oxígeno y del no-metal que haya en la molécula, usando los prefijos numéricos: Mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7), etc. Esto se realiza así puesto que los no-metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con valencias positivas y el número de ellas es variable Nomenclatura común: Se nombra primero la palabra anhídrido, si el no metal tiene más de dos valencias se usan las terminaciones oso para la menor valencia e ico para la mayor valencia. Si el no-metal tiene más de dos valencias, como ejemplo se usa el siguiente cuadro. COMPUESTO CO CO2 CI2O CI2O3 CI2O5 CI207

IUPAC

COMUN

Monóxidos de carbono Dióxido de carbono Monóxido de dicloro Trióxido de dicloro Pentaóxido de dicloro Heptaóxido de dicloro

Anhídrido carbonoso Anhídrido carbónico Anhídrido hipocloroso Anhídrido cloroso Anhídrido clórico Anhídrido perclórico

Ejercicio: escribe el nombre iupac y el nombre común de los siguientes anhídridos P2O3 P2O5 SO2 SO3

SiO2 Br 20 Br 2O3 Br 2O5

Dióxido de carbono Anhídrido carbónico Trióxido de nitrógeno Anhídrido nítrico

Br 2O7 N2O3 N2O5 SO Anhídrido silísico Pentaóxido de difósforo Anhídrido fosforoso Heptaóxido de dicloro

SO2 SeO2 SeO3 I2O Anhídrido clórico Anhídrido cloroso Monóxido de dicloro Trióxido de selenio

4.1.2. Hidróxidos. Nombre de la función química Hidróxidos

Estructura molecular Metal (M+) + radical OH-

Los hidróxidos o bases están formados por un metal y un radical hidroxilo (OH). Químicamente los hidróxidos se obtienen al hacer reaccionar un óxido metálico con agua.

K 2O+ H20 → 2KOH

Óxido de potasio + agua → hidróxido de potasio Teóricamente se puede decir que las bases resultan de remplazar un Hidrógeno del agua por un metal. H-OH El hidrógeno se reemplazo por K → KOH. Una base es una sustancia que produce iones OH- al disolverse en agua. Sus propiedades son: Sabor amargo; Jabonosas al tacto; Neutralizan ácidos para producir sales; Sus soluciones acuosas son electrolíticas; Cambian a azul el papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo.


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Para -lij.. notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y enseguida el OH. M(OH)x. Nomenclatura IUPAC: Es semejante a la de los óxidos metálicos, simplemente se lee hidróxido de... y el metal de que se trata. Cuando el metal tiene valencia variable, ésta se escribe final del nombre y con número romano. Nomenclatura COMUN: se usa la terminación oso para el metal de menor valencia e ico para la mayor valencia. EJEMPLO: NaOH Hidróxido de sodio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio AI(OH)3 Hidróxido de aluminio CuOH Hidróxido de cobre (1) o hidróxido cuproso CU(OH)2 Hidróxido de cobre (H) o hidróxido cúprico Ejercicio: Completa la siguiente tabla, escribiendo la fórmula o la nomenclatura, según corresponda.

NOMENCLATURA IUPAC

FORMULA

NOMENCLATURA COMUN

LiOH Be(OH)2 AI(OH)3 Fe(OH)2 CuOH TI(OH)3 Pd(OH)4 Bi(OH)3 KOH Ca(OH)2 Ni(OH)3 Hidróxido de cobre (II) Hidróxido mercuroso Hidróxido de rubidio Hidróxido de estaño (IV) Hidróxido de germanio Hidróxido bismútico

Hidróxido de bario Hidróxido de platino

Hidróxido de plata Hidróxido de amonio

Hidróxido de cadmio

4.1.3. Hidruros. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

Pág. 39

MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO Nombre de la función química Hidruros

2012

Estructura molecular Metal (M+) + Hidrógeno (H-)

El hidrógeno, al combinarse con algunos de los metales más activos, forman compuestos binarios de hidrógeno y reciben el nombre de hidruros. Para la notación de estos compuestos primero se escribe el símbolo del metal, y en seguida el símbolo del hidrógeno (H). En estos compuestos, el hidrógeno actúa como monovalente negativo. Nomenclatu ra IUPAC: Es semejante a la de los óxidos metálicos e hidróxidos, simplemente se lee hidruro .de... y el metal de que se trata. Cuando el metal tiene valencia variable, ésta se escribe al final del nombre entre paréntesis y con número romano. Nomenclatu ra COMUN: Se agregan los sufijos "oso" e "ico". Oso cuando el metal actúa con su menor valencia e ico cuando actúa con su mayor valencia. Ejemplo: LiH Hidruro de litio CuH Hidruro de cobre I o Hidruro cuproso NaH Hidruro de sodio FeH3 Hidruro de fierro III o Hidruro férrico CaH2 Hidruro de calcio PbH4 Hidruro de plomo IV o Hidruro plúmbico Ejercicio: Escriba nombre o formula a los siguiente compuestos. FORMULA

NOMENCLATURA IUPAC

NOMENCLATURA COMUN

AgH ZnH2 Hidruro de galio CoH3

Hidruro de estroncio Hidruro de mercurio (II)

SnH4 Hidruro de bismuto (V) AuH3

Hidruro talioso Hidruro de magnesio Hidruro niquélico

RbH Hidruro de potasio InH3 Hidruro de berilio PdH2 GeH4 BiH3 INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Hidruro de oro (I) 1. Ca(OH)2 2. Cr 2O3 3. CaH2 4. CO2

5. NiO 6. CrH3 7. Cr(OH)2

13. CoH3 14. CO(OH)3 15. Ga2O3 16. S03 17. TIH3

18. Ni(OH)2 19. SrO 20. Cl2O5

8. PtO 9. Si02 10. CuH

11. Fe(OH)2 12. P2O3

21. As2O3 22. Co(OH)2

23. PbH4 24. K2O

25. AgH 26. CU(OH) 2 27. RaH2 28. SrO 29. NaH 30. Pt(OH)4 31. CuO 32. Cd(OH)2 33. SeO

34 Br 2O 35. LiOH 36. AIH3

37. CaO

38. GeH3 39. In(OH) 3 40. Ag2O 41. NO

49. RbOH 50. I2O7 51. VO 52. BeH2 53. Cu(OH)

42. Sc2O3

54. At2O

43. TeO 44. Sn(OH)2 45. Zn02 46. I2O5 47. Ti2O3

48. CdH2

55. FeO 56. ScH3 57. Fe2O3

58. Sn(OH)4 59. CsH 60. NiO

4.1.4. Ácidos Los ácidos son sustancias que contienen hidrógeno, los cuales liberan iones hidrógeno cuando se disuelven en agua. Existen dos tipos de ácidos: los hidrácidos y oxiácidos. Las princip ales características de los ácidos: a) Todos contienen en su molécula H. b) Sabor agrio. c) Neutralizan las bases y se obtienen sales de esta reacción. d) Disueltos en agua son electrolíticos. e) Al disolverse en agua forman iones H +

4.1.4.1. Hidrácidos. Nombre de la función química Ácidos Hidrácidos

Estructura molecular Hidrógeno H+ + No metal (NoM-)

Los hidrácidos se forman mediante la unión de hidrógeno con un no metal. Su fórmula se escribe primero el hidrógeno (H) y después el no metal. En este tipo de compuestos el no-metal trabaja con valencia negativa fija; la cual se calcula restándole al número romano que representa al grupo, el número 8. Por ejemplo, el oxígeno pertenece al grupo VI A, la diferencia de 6 - 8 = -2, el numero de oxidación fijo negativo del oxígeno y de todos los no metales del grupo VIA es -2. Nomenclatura: en primer lugar se dice el nombre genérico del ácido, después el nombre del no metal con la terminación "hídrico". En este caso, debido a que tanto el hidrógeno como el no metal, trabajan con una sola valencia, se utiliza un solo tipo de nomenclatura. Ejemplo: HCl Ácido clorhídrico

H 2S Ácido sulfhídrico

Ejercicio Escribe el nombre o la fórmula química de los siguientes hidrácidos:


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO HF HBr H2 S Ácido clorhídrico Ácido yodhídrico Ácido sulfhídrico

H3 P HCI HI Ácido borhídrico Ácido bromhídrico Ácidofluorhídrico

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H3B H2Se HCN Ácido fosfhídrico Ácido cianhídrico Ácido telurhídrico

4.1.4.2. Oxácidos Nombre de la función química


Ácidos Oxiácidos

Hidrógeno + no metal + oxígeno

Los oxiácidos se forman al hacer reaccionar un óxido no metálico o anhídrido con agua

NoM + H20 → HNO

Óxidos no metálicos + agua → Oxiácido Estos ácidos están formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno, de aquí el nombre de oxiácidos. Para la notación de estos compuestos se indican los símbolos de sus constituyentes: hidrógeno, no metal y oxígeno, en la siguiente forma: H NoMO. Nomenclatura CUMUN: primero se indica el nombre genérico del ácido, posteriormente el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos según la tabla. VALENCIA

PREFIJO

SUFIJO

Fija

--------

Ico Oso Oso Ico Ico

Hipo

+1, o +2 +3, o +4 +5, o +6

------------per

+7

Para conocer la valencia del no metal, se procede como se indica a continuación: La valencia del azufre es

+6

De acuerdo con la tabla, corresponde el nombre del no metal la terminación ico. H 2SO4 ácido sulfúrico. Ejercicio: Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes oxácidos. Realiza la suma algebraica de los números de oxidación buscando que el resultado sea cero. HNO2 HN03 H3BO H2CO3

H3PO3 H3PO4 H2SO3 HFO

Ácido sulfúrico Ácido fosforoso Ácido fosfórico Ácido perclórico

4.1.5.

HCIO HCIO2 HCIO3

HBrO HBrO2 HBrO3

Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico

HIO HIO2 HIO3 Ácido yodoso Ácido yódico Ácido hipoyodoso

HMnO4 HZCr04 H2Cr 207

HIO4 HBrO4 HCIO4

Ácido periódico Ácido fluórico Ácido dicrómico

Sales


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO Nombre de la función química Sales

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Estructura mol ecular

Sales simples o haloideas

Metal (M+) + No metal (NoM-)

Oxisales

Metal + no metal + oxígeno

Las sales son compuestos que resultan al sustituir los hidrógenos de los ácidos por un metal, que se forma por la unión del anión del ácido H+ y el catión de la base (OH)- . Resultado de esta combinación surge la reacción denominada neutralización. Existen dos tipos de sales: sales haloideas, que resultan de sustituir los hidrógenos de un hidrácido por un metal; y las oxisales, resultado de sustituir los hidrógenos de un oxiácido por un metal. Sales haloideas

Resultan al hacer reaccionar un hidrácido con un hidróxido o ba se.

HNoM + MOH

→ MNoM + H20

Hidrácido + Hidróxido → sal haloidea + agua Para la notación de una sal haloidea se escribe primero el símbolo del metal (M) y luego el del no metal (NoM). El no metal trabaja en este caso con valencia negativa fija. Nomenclatura: Se nombra primero al no metal con la terminación "uro", y al final el nombre del metal correspondiente; si éste tiene valencia variable, se indica con número romano. Puede también utilizarse la terminación oso e ico.

Ejemplo: NaCl CaS CuBr 2 AlI3 Cu3P KF

Cloruro de sodio Sulfuro de calcio Bromuro de cobre II o Bromuro cúprico Yoduro de aluminio Fosfuro de cobre I o Fosfuro cuproso Fluoruro de potasio

Ejercicios: Escribe el nombre IUPAC Y COMUN de las siguientes sales, así como su formula química. MgCI2 FeS

FeP BaBr 2

Fluoruro de oro (III) Cloruro de bismuto (V) Yoduro de magnesio

Hgl SnSe

Ni3N2 PtAs

Bromuro de indio Sulfuro de berilio

Seleniuro de plomo (IV)

Ga4C3 Nitrogenuro de zinc Fosfuro de cobalto (II) Cianuro de litio

KF

COB

Arseniuro de amonio

Carbonuro de estaño (IV)

Boruro de talio (I)

OXISALES: Cuando reacciona un oxiácido con un hidróxido se obtiene una oxisal y agua:

HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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Ácido nítrico + Hidróxido de sodio → Nitrato de sodio + Agua Una oxisal está formada por: metal (M), no metal (NoM), y oxígeno(O). Para la notación de las oxisales se escribe primero el metal (M +) y en seguida el anión o radical de acuerdo con la tabla (NO). Para la nomenclatura se indica en primer lugar el nombre del anión o radical. Los aniones o radicales derivan de los ácidos, cuando se eliminan uno o todos los hidrógenos del ácido, la valencia del anión representa al número de hidrógenos eliminados. Si el ácido termina en "oso" la terminación del anión será "ito" ysi el ácido termina en "ico" la terminación del anión será "ato". Si el metal tiene valencia variable, esto se indica al final del nombre, escribiendo la valencia con números romanos entre paréntesis, o se hace uso de las terminaciones oso e ico, en la forma ya vista.

Ejemplo Formul a

Union de Oxisales

Se llama

NaNO3 CaCO3 CU2SO4

El anión NO3 se llama nitrato y el metal es el sodio El anión CO3 es el carbonato y el metal es el calcio El anión SO4 es el sulfato y el metal cobre (+ 1)

Fe 3(PO3)2

El anión PO3 es el fosfito. y el metal es el Fierro

Nitrato de sodio Carbonato de calcio Sulfato de cobre I Sulfato cuproso Fosfito de hierro II

Unidad 5. ENLACES 5.1. Conceptos. A las fuerzas que mantienen unidas a los átomos reciben el nombre de enlace químico. Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna, los de los orbitales f. Clasificación d e los enlaces: a) Enlace iónic o b) Enlace covalente c) Enlace metálico

- No polar - Polar - Coordinado

5.2. Enlace iónico En los temas anteriores hemos visto que hay una tendencia periódica llamada electronegatividad; en la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo, con base a lo anterior podemos deducir que el elemento más electronegativo es el Flúor (F) y el más electro positivo es el Francio (Fr). Cada elemento de la TP tiene un valor electronegativo y ésta dado en Pauling. INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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2012

Se ha observado también con base a la configuración electrónica de los elementos así como en el estudio de las propiedades de los metales y no metales que: Los metales al ser donadores de e- forman iones positivos (catión – Ќατι ζν -proviene del griego y significa el que va para arriba) y los no metales catalogados como receptores de e - forman iones negativos (anion – Аνιον – del griego que significa el que va para abajo). La relación en cuanto a donación y recepción de electrones entre los átomos de los elementos de los más electropositivos con los más electronegativos forman enlaces llamados enlaces iónicos. En otras palabras cuando un átomo cede electrones a otro átomo y este otro los recibe satisfactoriamente se dice que se ha formado un enlace iónico. Este tipo de enlaces generalmente se forma con átomos del grupo IA; IIA y IIIA (1e -, 2e- o 3 e- en su último nivel de energía) en combinación con elementos del grupo V, VI y VII (5e -, 6ey 7 e- en su última capa) ENLACE

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

PROPIEDADES

Iónico

Se entiende como la sumatoria de las electronegatividades de los átomos que forman este tipo de enlaces debe ser mayor a 1.7 Pauling.

Formado generalmente por metal y no metal. Estos compuestos presentan alto punto de ebullición; son quebradizos, malos conductores de calor; cuando se funden o disuelven en solventes polares son buenos conductores de electricidad.

Ejemplo: Metal

Na 0.9 pauling

+ + +

No metal

Cl 3.0 pauling

Produce Compuesto NaCl 3.9 pauling

Nota: se le llaman ion a la carga eléctrica de un átomo cuando pierde o gana un e de su número acostumbrado. El HCl no es enlace iónico y si es covalente.

5.2.1. Como se for ma. Estruct ura de Lewis. Gilbert N. Lewis propuso representar a los e - de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar la transferencia o compartición de los mismos en un enlace químico cuando los átomos se unen. Regla del octeto: La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de e - tal que indicara que indicaran configuración semejante a la de un gas noble, como los gases nobles terminan su configuración electrónica con s 2 p6 conformando un total de 8e - , los elementos ganaran o perderán e- con la finalidad de quedar con esa cantidad en su capa más externa o en su último nivel. Todos los átomos de los elementos al tratar de combinarse van a tratar de quedarse como el gas noble más próximo.

Ejemplo: INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO Metal

Na 0.9 pauling

+ + -

No metal

Cl 3.0 pauling

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Produce Compuesto NaCl 3.0 pauling

Tarea: a) Representa mediante símbolos de Lewis, la reacción del magnesio con el azufre para formar iones magnesio, Mg +2, y iones sulfuro, S -2 b) Representa mediante símbolos de Lewis, la reacción del potasio con el bromo para formar iones potasio, K +1, y iones bromuro, Br -1 c) Representa mediante símbolos de Lewis, la reacción del calcio con el cloro para formar iones calcio, Ca +2, y iones cloruro, Cl -1 d) Representa mediante símbolos de Lewis, la reacción del aluminio con el nitrógeno para formar iones aluminio, AI +3, y iones nitruro, N-3 Ver:

5.2.2.

Propiedades

ENLACE

PROPIEDADES

Iónico

Formado generalmente por metal y no metal. Estos compuestos presentan alto punto de ebullición y fusión. Su estado físico es sólido y puede ser duro, frágiles o quebradizos. Por si solos son malos conductores de calor y electricidad. Cuando se funden o disuelven en solventes polares son buenos conductores de electricidad y calor. No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas. Estando en solución son químicamente activos.

5.3. Enlace covalente Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatividad es decir entre no metales, siempre por compartición de pares de electrones . Enlace covalente no polar (puro): Podríamos llamar enlace covalente puro a aquel que se forma entre dos o más átomos del mismo elemento, al unirse forman moléculas verdaderas, en donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas y cuya diferencia de electricidad o electronegatividad sea cero. Nota: Existen enlaces de compuestos formados por átomos de elementos diferentes que la diferencia de electronegatividad está entre 0 y 0.4, por esta razón también son considerados como puros o no polares. Ejemplo: Oxigeno O2, Cloro Cl2 Metal

+

No metal

Produce Compuesto


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO O 3.5 N 3 pauling

O 3.5 O 3.5 pauling

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O2 0 CO 0.5 pauling

Enlace covalente polar: Se obtiene cuando dos átomos comparten el par de electrones del enlace de manera desigual. Esta situación se entiende mejor cuando se afirma que tienen carácter en parte iónico y en parte covalente. ( se realiza entre dos no metales diferentes. Otra definición puede ser: En este tipo de enlace los átomos o elementos que forman la molécula o compuesto son de distinta especie y tienen electronegatividad diferente, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto que es positivo. Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad es lo suficientemente grande para que del lado del cloro se forme un polo parcialmente negativo ( ∂-) y en el lado del hidrógeno otro polo parcialmente positivo ( ∂+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del enlace (El símbolo ∂ indica una separación parcial de cargas). Formación de dipolo ∂+ ∂Ejemplo: Acido clorhídrico HCl. Enlace covalente coord inado: En este tipo de enlace los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace, es proporcionado por uno de ellos solamente. Ejemplo: Amoniaco NH3, Amonio NH4 Metal

N 3.0 N 3.0 pauling

+ -

No metal

H3 2.1x3 H4 2.1x4 pauling

Produce Compuesto NH3 3.3 NH4 5.4 pauling

5.3.1. Como se forma Estructura de Lewi s Covalente no polar

Covalente polar

Covalente coordinado INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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5.3.2. Propiedades ENLACE

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

Covalente: -Polar -Polar menor que 0.6 a 1.7 -No polar 0 a 0.5 -No polar (coordinado)

PROPIEDADES - Compuesto formados entre 2 no metales. - Son aislantes eléctricos y térmicos - Tienen formas geométricas definidas. Ejemplos: CH4 NH3 F2

- Forman moléculas. - Su estado físico a temperatura ambiente pueden ser: Sólidos, Líquidos o gaseosos. - No son conductores de electricidad, en estado solido, fundidos o como gas.

Tarea: Mencione y escriba la formula química de 5 enlaces covalentes de cada uno (5Polar, 5no polar y 5coordinado). Demuéstrelo mediante la sumatoria de electronegatividades y proponga la estructura de Lewis para cada uno. Ver: http://www.youtube.com/watch?v=aJH93Ee0-pI http://www.youtube.com/watch?v=iTaFPJGfFH0 Nota: Puede apoyarse de libros, Internet, revistas u otros (citar la bibliografía de donde lo obtuvo).

Unidad 6. ESTEQUIOMETRIA 6.1. Cuantifi cación de átomos. Introducción. Los cambios químicos ocurren a nivel de combinaciones entre átomos. Para nosotros, estos cambios y la estructura de las moléculas tienen un reflejo en el mundo que podemos INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

Pág. 48


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percibir: las propiedades de las sustancias dependen principalmente de la forma en la que se unen sus átomos y del tipo de elementos que las conforman. Encontrar relaciones entre todo lo que compone el Universo a cualquier nivel, podemos considerar que, para el manejo de la química, en lo más pequeño nos resulta suficiente acercarnos a los componentes del átomo. ¿Alguna vez te has preguntado cuál es el límite de lo que puedes percibir a simple vista?

Una persona con buena agudeza visual es capaz de percibir detalles a una distancia de 100 µm (100 micrómetros o micras), que representan la décima parte de un milímetro (1 mm = 1 000 µm). Esto no nos permite ver células y mucho menos moléculas o átomos. Durante el siglo XIX, gracias a la medición y cálculos con las cantidades de reactivos y productos que participan en reacciones químicas, se pudo representar los valores de masa atómica hemos empleado la unidad de masa atómica, uma, pues no hay unidades comunes con los que podamos medir datos de esas magnitudes. Una forma de calcular las masas relativas, fue el principio que Avogadro enunció, con base en el trabajo de Gay-Lussac que Cannizzaro rescató del olvido. Según el principio de Avogadro, los volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen la misma cantidad de partículas. Las moléculas de oxígeno tienen 16 veces más masa que las de hidrógeno.

Cuantificación: El elemento que se tomó inicialmente como unidad de referencia fue el de los átomos ligeros, el hidrógeno; en 1962 se cambió esta referencia y se tomó como base de comparación al elemento de masa 12 uma, el carbono, pues es un sólido más sencillo de manejar que el hidrógeno gaseoso, reacciona con muchos elementos, no forma moléculas diatónicas, con lo que resulta menos confuso para los cálculos, y tiene pocos isótopos que hagan variar el promedio de su masa atómica. Desde entonces, se define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de carbono. Se determinó, por ejemplo, que la masa real de un átomo de carbono es de 1.992 x 10-23g. Por tanto, en 12 g de carbono hay:   .

á

 

Átomos de carbono

= 6.0240 X 10

 

Este número, 602 400 000 000 000 000 000 000 (seiscientos dos mil cuatrocientos trillones), que representa la cantidad de átomos que hay en 12 g de carbono, se conoce como número de Avogadro y se representa por la letra N A. Ejercicio: 1.- Si la masa atómica del carbono es 12uma y en 12g de este elemento hay 6.0240 X 10 23 átomos, ¿qué tendrías que hacer para saber cuántos átomos hay en 32 g de azufre? 2. ¿Qué masa de hierro necesitarías para juntar el número de Avogadro de átomos? Ejemplo: Si quisiéramos conocer cuántas moles de átomos de oxígeno hay en 2.15 X 1024 átomos de oxígeno en una muestra de azúcar, tendríamos. Repuesta ú











.

  .


á 

 á

= 3.57

 Pág. 49


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Otra forma de resolver (método de los casilleros). 2.15 10





=

 .

 

 á



= 3.57



Si observas, es más fácil emplear un número pequeño como 3.57 moles átomos de oxígeno, que un número como 2.15 X 10 24 átomos de oxígeno. Ejercicios: 1. Si se sabe que en la aspirina existen 5.4198 X 10 24 átomos de carbono, ¿cuántos moles están presentes en esta molécula? 2.-Una muestra de agua contiene 2.89 moles de moléculas de agua, ¿cuántas moléculas están presentes en esta cantidad de moles de agua? 3. Se sabe que en una muestra de cafeína existen 3.458 X 1024 átomos de cafeína. ¿Cuántas moles están presentes en la muestra? 4. El estudio de un antibiótico reveló que contiene 6.78 moles de átomos de hidrógeno y se quiere saber cuántos átomos de hidrógeno están presentes en el antibiótico. Obtén esta valiosa información. 6.2. Masa molecular. Masa: Se define a la masa como la cantidad de materia contenida en un cuerpo, así para ver la masa molecular primero debemos ver la masa atómica ( A) que esta dada por las partículas que forman el núcleo del átomo (numero de protones + numero de neutrones). La masa atómica de los elementos: La adición de partículas subatómicas de protones y neutrones es conocida como masa atómica y se denota con la letra A mayúscula (numero de protones + numero de neutrones). Cabe hacer hincapié en la diferencia que existe entre número atómico y masa atómica; el primero es la cuantificación única de los protones y la segunda es la sumatoria de protones mas neutrones. No hay reglas para determinar cuántos neutrones debe haber en el núcleo de un átomo. Es común el hecho de que el número de neutrones sea igual al número de protones, como ocurre en: el átomo de helio, que contiene 2 protones y 2 neutrones el átomo de carbono, que contiene 6 protones y 6 neutrones el átomo de azufre, que contiene 16protones y 16 neutrones. Sin embargo esto no es una regla, ya que: El átomo de hidrógeno contiene 1 protón y/o neutrones el átomo de manganeso contiene 25 protones y 30 neutrones el átomo de neodimio contiene 60 protones y 84 neutrones. Lo anterior se complica por el hecho de que existen átomos que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Existen, por ejemplo, tres tipos de átomos que contienen sólo un protón: el que no tiene neutrones, el que tiene sólo un neutrón y el que tiene dos neutrones. Como el número de protones o número atómico es característico de los átomos de un elemento, los tres átomos anteriores pertenecen al mismo elemento: el hidrógeno, INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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pero los tres átomos de hidrógeno descritos son diferentes en sus masas atómicas relativas. A los átomos de un mismo elemento que tienen diferentes masas atómicas relativas se les llama isótopos. ISOTOPOS: Átomos de um mismo elemento que no tienen el mismo numero de masa atómica se les denomina isótopos. Esto es; numero de protones igual pero diferente número de neutrones. ISOTOPOS DEL HIDROGENO: El primer isótopo (protio), El segundo isótopo (deuterio), El tercer isótopo (tritio). Los símbolos atómicos completos de los isótopos de hidrógeno son, , y . Símbolo atómico completo: El átomo de un elemento se representa con un símbolo, es decir, la letra o letras provenientes de su nombre. Este átomo está compuesto de un número X de electrones, un número Y de neutr ones y un número Z de protones. Entonces, para ese átomo Número atómico = Z Número de masa = número de protones + número de neutrones = Z + Y = A El símbolo atómico completo se describe como: elemento.

donde E es el símbolo del

Ejemplo: Indique el símbolo completo del yodo, que tiene 53 protones y 74 neutrones. Respuesta: Z = núm. de protones = 53 Y= núm. de neutrones = 74 A = Z + Y = 53 + 74 = Número de masa atómica = 127 El símbolo del átomo de yodo es I Entonces el símbolo completo es ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el átomo

?

Respuesta: Número de protones = Z = 17 Número de neutrones = A - Z = 37- 17 = 20 Número de electrones = número de protones = Z = 17 Ejercicios: Con base a los datos de la tabla periódica describa la cantidad de protones, neutrones, y electrones de B, C, N, O, F, Li. Be, Al, Si y Na; así como el símbolo completo. La masa molecular. Es la cantidad de materia que contiene una molécula, en este caso cabe explicar que la materia la conforma la masa de los átomos involucrados en la molécula, es decir que el cálculo de la masa molecular incluye la sumatoria de todas las mas atómicas que estructuran la molécula. En resumen un mol contiene INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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trillones de moléculas por lo que la masa molecular es la masa de solo una de esos trillones y está dada en UMAS como unidades de medida La masa molar: El concepto que liga la masa con las moles es la masa molar (llamada a menudo de manera incorrecta, "peso molecular") y es la masa de 1 mol de partículas elementales. Las siguientes expresiones resumen el concepto anterior: a) La masa molar de un elemento es la masa de 1 mol de sus átomos. b) La masa molar de un compuesto es la masa de 1 mol de sus moléculas. e) La masa molar de un compuesto iónico es la masa de 1 mol de sus i ones fórmula. Ahora, la pregunta es, ¿cómo se calcula la masa de 1 mol de cualquier átomo por ejemplo el oxígeno? Recuerda que las masas de los átomos se calculan por medio de un aparato llamado espectrómetro de masas, y para el caso del oxígeno se tiene un valor aproximado de 2.655 X 10 -23 g, por lo que para conocer su masa molar tenemos: Masa molar del átomo de O = Masa del átomo oxígeno x número de átomos por mol O (N A) Masa molar del átomo de O = (2.655 x 10 -23 g/átomo)(6.0240 x10 23 átomos/mol) = 15.99372 g/mol Ejercicio: Con base a lo anterior determine la masa del átomo para cada elemento con z del 20 al 30. En resumen: "La masa en gramos de 1 mol de átomos de cualquier elemento es la masa molar de dicho elemento; se abrevia de manera convencional como P.M., y se expresa en gramos por mol (gr/mol) ”. Ejemplo: La masa molar (PM) del K = 39 g/mol = 1mol = 6.0240 x10 23 átomos. La masa molar (PM) del Cu = 63.54 g/mol = 1mol = 6.0240 x1023 átomos. Nota: Para determinar la masa molar de un compuesto debemos de conocer su fórmula, y su masa molar se puede determinar sumando las masas molares de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa se debe sumar tantas veces como aparezca. Ejemplo: 1. ¿Cuál es la masa molar del amoniaco si su fórmula es NH 3? Vemos que la molécula del amoniaco está formada por 1 átomo de N y 3 átomos de H, y que la masa molar tomada de la tabla periódica es de 14 g/mol y 1g/mol respectivamente. Procedemos entonces a multiplicar el número de átomos de cada elemento con su masa molar respectiva de la siguiente manera. N = 14 g/mol X 1 = 14 g/mol H = 1g/mol X 3 = 3 g/mol 17 g/mol


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Recuerda que se puede expresar de la siguiente manera: PM = 17 g/mol = 1 mol de moléculas NH 3 = 6.022 X 1023 moléculas NH3 Ejercicio: 1. Calculemos ahora la masa molar del hidróxido de aluminio, cuya fórmula es Al(OH)3· 2. ¿Cuál es la masa de Cu que contiene 2.3 moles de átomos de Cu? 3. Si quisiéramos una muestra de oro que contenga 1.5 moles de átomos de Au, ¿cuánta masa de oro necesitaríamos? 4. Si en un experimento se obtuvieron 15.8 g de litio, ¿cuántas moles de Li se produjeron? 5. Calcula la asa alar de: a) Ácido sulfúrico, H2SO4 b) Óxido de aluminio, Al 2O3 e) Cloroformo, CHCI3 d) Permanganato de potasio, KMnO 4 e) Glucosa, (CH2O)6 f) Ácido nítrico, HNO3 g) Sulfato de sodio, Na 2SO4 h) Carbonato de calcio, CaC0 3 i) Nitrito de bario, Ba(NO2)2 j) Agua, H2O.

6.3. Unidades químicas (Mol, # de Avo gadro).

1mol

No de Avogadro átomos = 6.0240 X 10 moléculas N A partículas

=

m.a. P.M.

= 22.4L

6.3.1. Relaciones: mol – masa. Ejemplo: ¿Cuántas moles de hierro hay en 350 g de Fe? Primero, planteamos el problema con base en el esquema propuesto arriba. ? mol Fe = 350 g Fe En seguida, derivamos el factor de conversión para resolver el problema que sería   expresado de manera que en el numerador nos queden las unidades que .   es necesario obtener (mol) y en el denominador queden las unidades proporcionadas (g) por el dato del problema. ? mol Fe = 350 g de Fe

 

 .

 

= 6.26 mol Fe

2. ¿Cuántos gramos de plata constituyen 2.25 moles de Ag? Se plantea el problema: ? g Ag = 2.25 mol deAg .

 

El factor de conversión sería   Y ajustándolo para cancelar mol de Ag tendríamos: .    ? Átomos de Ag = 2.25 moles de Ag = 242.70 g Ag   Ejercicio: INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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1. ¿Cuántos átomos se hallan presentes en 15 g de Mg? 2¿Cuántas moléculas de H2O hay en 37 g de H2O? 3¿Cuántos gramos de HF tenemos en 3.247 X 10 24 moléculas de HF? 4Calcula el número de moles de las siguientes cantidades. a) 30 g de KNO 3 b) 5.4 X 102 g de NaOH c) 5.36 X 1022 moléculas de H2SO4 5. Calcula el número de gramos de las siguientes cantidades. a) 0.0085 mol de Na 2CO3 b) 4.8 X 1021 moléculas de C 12H22O11 c) 12.3 moles de NH 3 6. ¿Cuál de las dos sustancias contiene la mayor cantidad de moles? a) 50 g de óxido de hierro II b) 60 g de óxido de hierro III

6.3.2. Mol - # de Avogadro 1. ¿Cuántas moles de hierro hay en 3.45X10 22 átomos de Fe? Primero, planteamos el problema con base en el esquema propuesto arriba. ? mol Fe = 3.45X10 21 átomos de Fe En seguida, derivamos el factor de conversión para resolver el problema que  sería .   expresado de manera que en el numerador nos queden á  las unidades que es necesario obtener (mol) y en el denominador queden las unidades proporcionadas (átomos) por el dato del problma. 

? mol Fe = 3.45X10 22 átomos de Fe

.



 

á

= 0.0572 mol Fe



2. ¿Cuántos átomos de plata constituyen 2.25 moles de Ag? Se plantea el problema: ? g Ag = 2.25 mol deAg El factor de conversión sería de Ag tendríamos:

.

 

á 



Y ajustándolo para cancelar mol



.

 

á



? átomos de Ag = 2.25 moles de Ag = 13.5540 X 10 23   Recordemos también la relación de mol con el número de átomos, moléculas, iones o alguna otra cantidad elemental y la masa de sustancia. Ejercicio: 1. ¿Cuántos átomos se hallan presentes en 15 moles de Mg? 2. ¿Cuántas moléculas de H 2O hay en 3 moles de H 2O? 3. ¿Cuántos moles de HF tenemos en 3.247 X 10 24 moléculas de HF? 4. Calcula el número de moles de las siguientes cantidades. a) 3 X1023 moleculas de KN03 INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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b) 5.4 X lO22moleculas de NaOH c) 5.36 X 1025moléculas de H 2SO4 5. Calcula el número de moléculas de las siguientes cantidades. a) 0.0085 mol de Na 2CO3 b) 4.8 moles de C 12H22O11 c) 12.3 moles de NH 3

6.3.3. Masa – mol # de Avogadro. ¿Cuántos átomos de hierro hay en 350 g de Fe? Primero, planteamos el problema con base en el esquema propuesto arriba. ? átomos Fe = 350 g Fe Sabemos que 1 mol de Fe = 55.847 g/mol = 6.0240 x 10 23 por lo que: 350 g de Fe

 

 .

.



 

á



= 3.775x1024 átomos Fe



¿Cuántos gramos de plata constituyen 2.25x10 23 átomos de Ag? Sabemos que 1 mol de Ag = 107.870 g/mol = 6.0240 x 10 23 por lo que: 2.25x1023 átomos de Ag

 .



. á





  

 

= 40.2900 g de Ag

Ejercicio: 1. ¿Cuántos átomos se hallan presentes en 15 gr de Mg? 2. ¿Cuántas moléculas de H 2O hay en 3 g de H 2O? 3. ¿Cuántos gr de HF tenemos en 3.247 X 10 24 moléculas de HF? 4. Calcula el número de gr de las siguientes cantidades. a) 3 x 1023 moleculas de KN03 b) 5.4 x lO22moleculas de NaOH c) 5.36 x 10 25moléculas de H 2SO4 5. Calcula el número de moléculas de las siguientes cantidades. a) 85 g de Na2CO3 b) 4.8 g de C 12H22O11 c) 12.3 g de NH 3

6.4. Partes de una ecuación química.


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(s) = Sólido (l) = Líquido (g) = Gas (ac) = Acuoso = Desprendimiento = Precipitación

6.5. Tipos de reacciones. Síntesis o de combinación A + B

AB

Ejemplo: 2H2 + O2 H2 + Cl2 2Mg + O2

2H2O 2HCl 2MgO

Descomposición AB

A + B

Ejemplo:

H2O HCl CaCO3

H2 + O2 H2 + Cl2 CO2 + CaO

Simple sustitución AB

+

C

Ejemplo: NaCl + Fe HCl + Na CuSO4 + Fe

CB + A FeCl + Na NaCl + H2 FeSO4 + Cu

Doble sustitución AB + CD CaF2 + H2SO4 NaOH + H2SO3 NaCl + AgNO3

AD + CB CaSO4 + HF Na2SO3 + H2O AgCl + NaCO3

6.6. Balanceo de ecuaciones Introducción INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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En nuestro acontecer diario, si miramos a nuestro alrededor y observamos cuidadosamente, nos percataremos de las innumerables reacciones químicas que tienen lugar. Por ejemplo; si se deja basura orgánica a la intemperie, al cabo de unas horas se percibe un olor desagradable, que nos indica que está ocurriendo una reacción de fermentación. Las plantas producen su alimento por medio de la fotosíntesis. En la reacción anterior se absorbe energía radiante a medida que el bióxido de carbono y el agua se combinan para formar glucosa y oxígeno. Durante esta reacción, ocurren transferencias de electrones. En nuestros organismos los alimentos se transforman químicamente para ser utilizados en nuestro beneficio. Al cocinar los alimentos ocurren multitud de reacciones químicas. Por lo anterior es fundamental el conocer y balancear las reacciones químicas como un medio para dar y recibir información científica, ya que poseen dos características: cualitativa (nos indica simplemente qué sustancias reaccionan y qué productos se obtienen) y cuantitativa (relaciona la composición de reactivos y productos). Por lo general, las ecuaciones químicas deben satisfacer tres condiciones: 1. Representar hechos experimentales, es decir, la reacción que ocurre realmente bajo condiciones dadas. 2. En ambos lados de la ecuación debe existir el mismo número de átomos que intervienen en la misma (Ley de la conservación de la masa). 3. La carga eléctrica neta de los compuestos o elementos que intervienen en la reacción debe ser la misma en ambos lados de la ecuación.

6.6.1. Método tanteo. Este método es muy sencillo y se utiliza para balancear o equilibrar reacciones químicas simple ; para efectuarlo se sugieren los siguientes pasos: 1. Equilibrar todos los elementos diferentes al oxígeno y al hidrógeno. 2. Buscar los elementos que mas intervienen en la reacción. 3. Elegir los átomos o moléculas diferentes a las poli-ionicas. 4. Equilibrar los hidrógenos, por lo general, al hacer esto se equilibra el agua. 5. Equilibrar los oxígenos y así la ecuación quedará balanceada. Ejemplos: 1. Balancea por el método de tanteo la siguiente reacción: HN03

N2O5 + H2O

Paso 1. El nitrógeno es el átomo que interviene con mayor frecuencia, por lo que se

balancea primero HN03

N2O5 + H2O

_1_ N _2_ _1_ H _2_ INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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_3_ O _3_ Paso 2. Se balancean los hidrógenos. En este ejemplo ya están balanceados y

también los oxígeno. por lo que la reacción ya está balanceada. 2HN03 N2O2 + H2O _ 2 _ N _2_ _ 2 _ H _2_ _3_ O _3_ Balancea por el método de tanteo la siguiente reacción: Na2O2 + H2O NaOH + O2 Na2O2 + H2O NaOH + O2 Paso 1. _2_ Na _1_ _2_ H _1_ _3_ O _3_ Paso 2. Los hidrógenos están igualados. Na2O2 + H2O 2NaOH + O2 _2_ Na _ 2 _ _2_ H _2_ _3_ O _4_ Paso 3. Se igualan los oxígenos: Na2O2 + 2H2O 2NaOH + O2 _2_ Na _ 2 _ _4_ H _2_ _ 4 _ O _4_ Paso 4. Se vuelve a ajustar la reacción:

2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2 _ 4 _ Na _ 4 _ _ 4 _ H _ 4 _ _ 6 _ O _ 6 _

Ejercicios: P2+ H2 -> H3P Al + Br 2 -> AIBr 3 H2 + S2 -> H2S H2O -> H2 + O2 C4 + 02 -> CO2 HNO3 -> N2O5 + H2O Fe + HBr -> FeBr 3 + H2 Na + H3PO4 -> Na3PO4 + H2 Fe + H2CO3 -> Fe2(CO3)3 + H2 NaOH + H2SO4 -> NaHSO4 + H2O

6.6.2. Método oxido - reducción


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En este tipo de reacciones existe un intercambio de electrones entre las especies participantes que por lo general son llamadas reacciones redox. para efectuarlo se sugieren los siguientes pasos: 1. Escribir sus numero se oxidación de todos los elementos que intervienen en la ecuación química. 2. Realizamos una semi-ecuación ecuación con los elementos que cambiaron su número de oxidación. 3. Determinar quien se oxida y quien se reduce, además de la cantidad de electrones que se gane o pierda. 4. Igualar la cantidad de electrones. 5. Escriba la semi-reacción balanceada. 6. Completar la ecuación química. (Observar si esta totalmente balanceada, en caso contrario balancear a prueba y error).

6.6.2.1 Asignación de # de oxidación en compuestos y iones + C+2O-2

Fe0 + C+4

6.6.2.2 Concepto oxidació n (ox); Reducción (red); agente oxidante – reductor Oxidación: Es la pérdida de e - de un átomo o molécula en una reacción química (Catión). Reducción: Es la ganancia de e- de un átomo o molécula en una reacción química (anión). Agent e ox id ant e: Es el átomo o molécula de una sustancia pura que gana e- en una reacción química que finalmente se reduce. Agent e red uctor: Es el átomo o molécula de una sustancia pura que pierde e- en una reacción química que finalmente se oxida.

6.6.2.3 Balanceo oxido-reducción. Balancea la siguiente ecuación química. + CO

Fe + C

1. Escribir sus numero se oxidación de todos los elementos que intervienen en la ecuación química. + C+2O-2 Fe0 + C+4 INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

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2. Realizamos una semi-ecuación ecuación con los elementos que cambiaron su número d e oxidación. + C+2 Fe0 + C+4 3. Determinar quien se oxida y quien se reduce, además de la cantidad de electrones que se gane o pierda. a) Elemento oxidado: C b) Elemento reducido: Fe c) Agente Oxidante: Fe d) Agente reductor: C

4. Igualar la canti dad de electrones. c) Numero de e - transferidos:

C+2

+3e

Fe0

Reducción (gana 3e -) +3e-

-2e

C+4

Oxidación (pierde 2e-) -2e-

2

3

+3e

→

= 6

-2e

=6

→

5. Escri ba la semi-reacció n balanceada. 2

+ 3C

2Fe + 3C

6. Completar la ecuación química. (Observar si est á totalmente balanceada, en caso contrario balancear a prueba y error). + 3CO 2Fe + 3C _ 4 _ Fe _ 2 _ _ 3 _ C _ 3 _ _ 9 _ O _ 6 _ Nota: No esta totalmente balanceada; balanceamos a prueba y error. + 3CO 2Fe + 3C _ 2 _ Fe _ 2 _ _ 3 _ C _ 3 _ _ 6 _ O _ 6 _ Otro ejemplo: Balancea la siguiente ecuación química. 2


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MANUAL TALLER DE INDUCCION Y PROPEDEUTICO Cu + HNO3

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Cu(NO3)2 + NO + H2O

1. Escribir sus numero se oxidación de todos los elementos que intervienen en la ecuación química. Cu0 + Cu+2(N+4 ) + NO + 2. Realizamos una semi-ecuación ecuación con los elementos que cambiaron su número d e oxidación. + C+2 Fe0 + C+4 3. Determinar quien se oxida y quien se reduce, además de la cantidad de electrones que se gane o pierda. a) Elemento oxidado: C b) Elemento reducido: Fe c) Agente Oxidante: Fe d) Agente reductor: C

4. Igualar la canti dad de electrones. c) Numero de e - transferidos:

C+2

+3e

Fe0

Reducción (gana 3e -) +3e-

-2e

C+4

Oxidación (pierde 2e-) -2e-

2

3

+3e

→

= 6

-2e

=6

→

5. Escri ba la semi-reacció n balanceada. 2

+ 3C

2Fe + 3C

6. Completar la ecuación química. (Observar si est á totalmente balanceada, en caso contrario balancear a prueba y error).


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Quimica(3)

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