Curso Admisión - Química

QUÍMICA I

OBJETIVO: Desarrollar los conceptos fundamentales de la Química, para identificar y comprender la variedad de compuestos inorgánicos que permita entender el medio que nos rodea y su relación con otras ciencias.

INICIO CLASE 1

UNIDAD I
QUÍMICA COMO HERRAMIENTA DE VIDA, E INTERRELACIÓN ENTRE MATERIA Y ENERGÍA
Analizar La relación entre materia y energía a partir de sus propiedades y características para comprender su relación con los fenómenos físicos y químicos.

LA CIENCIA Y EL MÉTODO CIENTÍFICO

La química es una ciencia. La ciencia es el conocimiento organizado o sistematizado que se ha reunido mediante la utilización del método científico. Este método comprende tres pasos:
1.    La reunión de hechos y datos mediante la observación de eventos bajo condiciones cuidadosamente controladas –experimentación.
2.    El examen y la correlación de estos hechos a fin de proponer una hipótesis. Una hipótesis es una teoría tentativa para explicar los datos.
3.    La planeación y ejecución de una experimentación más amplia para apoyar o rechazar la hipótesis, y proponer una teoría o ley científica si fuera posible.
DEFINICIÓN DE QUÍMICA
"La Química es la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias."Linus Pauling (1901-1994)
Históricamente, esta ciencia surgió de la alquimia y, en su evolución inicial, se dividió en dos ramas que aún existen:
·         La química orgánica, que estudia las sustancias basadas en la combinación de los átomos de carbono e incluye a los hidrocarburos y sus derivados, los productos naturales y hasta los tejidos vivos y
·         La química inorgánica se centra en el estudio de los minerales.

Hoy en día estas definiciones se han ampliado y diversificado; así se pueden encontrar otros campos de la química como la química industrial, la química analítica y la físicoquímica. La separación entre lo orgánico e inorgánico se desvanece, ya que cada vez más la biología es parte importante de la química, esto se ilustra bien en campos como los biomateriales y la nanotecnología.

Dentro de su área de estudio, los químicos trabajan en diversos tipos de problemas que pueden clasificarse como pertenecientes a una de las cinco subáreas de la química:
1)    química orgánica, (2) química inorgánica, (3) química analítica, (4) química física, y (5) bioquímica.

SUBÁREA
Química orgánica

Química inorgánica
Química analítica

Química física

Bioquímica

MATERIA
Estudia las sustancias que contienen carbono.

Estudia las sustancias que no contienen carbono.
Estudia la composición de una muestra (cualitativa) y cuanto contiene (cuantitativa).
Estudia las estructuras de las sustancias, la rapidez con que cambian (cinética) y el papel del calor en los cambios químicos (termodinámica.
Estudia las reacciones químicas en los sistemas vivos.

EJEMPLO
Preparación de la aspirina (C₉H₈O₄) o Tylenol (C₈N₉NO₂).
La comprensión del funcionamiento de la batería de un auto.
La medición de la cantidad de un pesticida específico en las aguas freáticas.
La comprensión de los cambios que se presentan cuando se funde el hielo para obtener agua líquida.
La comprensión del mecanismo de fragmentación de algunos alimentos por la saliva cuando los masticamos.

MATERIA
El universo físico esta hecho exclusivamente de materia y energía. La materia es de lo que están hechos todos los objetos materiales. La materia tiene masa, la masa es una medida de la cantidad de materia que un objeto contiene. El peso es la fuerza de atracción entre nuestro planeta y la masa en cuestión, el peso varía con la gravedad.
Ejemplo: En Marte la gravedad es la tercera parte  de la gravedad terrestre, en cambio, en Júpiter la gravedad es 2.4 veces la gravedad terrestre. Si en la tierra un hombre tiene una masa de 60 kilogramos. a) ¿Cual es su masa en Marte y Júpiter? b) ¿Cuál es su peso en Marte y Júpiter?
Solución:
a)    Como la masa no cambia, tanto en Marte y Júpiter tendrá una masa de 60 kg.
b)    Como el peso varía con la gravedad, en Marte pesará 20 kg, y en Júpiter pesará 144 kg.
PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Las propiedades químicas describen como reacciona una sustancia con otras sustancias. Las propiedades químicas de las sustancias se manifiestan necesariamente como cambio de composición. Cuando el azufre se quema (se combina con el oxígeno) formas un gas acre llamado dióxido de azufre. También se puede combinar con carbono para formar un líquido llamado bisulfuro de carbono, y con hierro para formar un sólido llamado bisulfuro de hierro. El dióxido de azufre, el bisulfuro de carbono y el bisulfuro de hierro tienen propiedades distintas a las del azufre. Cada una de estas sustancias tiene una composición diferente. Cuando las sustancias sufren un cambio en sus propiedades químicas decimos que ha ocurrido un cambio químico.
Las propiedades físicas son aquellas propiedades que se pueden observar y especificar sin hacer referencia a alguna otra sustancia. Las características como el olor, la dureza, la densidad, el punto de ebullición y el de fusión son propiedades físicas. Una propiedad física del azufre, por ejemplo, es que es un sólido amarillo, frágil en condiciones ordinarias. Otra propiedad es que el azufre es más denso que el agua. El azufre se funde a 115 °C. Cuando el azufre se funde ocurre un cambio físico debido a que su composición no cambia.
ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Una sustancia pura es una sustancia química individual que se compone íntegramente de la misma clase de materia, puede ser un elemento o un compuesto. Por ejemplo,  agua,  diamante (carbono), sal, azúcar, etc.
Los elementos son las sustancias fundamentales con las que se construyen todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento se llama átomo. Todos los átomos del mismo elemento tienen igual número atómico. Un átomo no se puede descomponer para dar átomos mas sencillos (excepto en la fisión nuclear).   Ejemplos: Oro (Au), potasio (K), sodio (Na), cloro (Cl), etc.
Los compuestos son sustancias puras que están formados por uno o más elementos combinados en proporciones fijas. Las propiedades de los compuestos son distintas  a  las de los elementos individuales que intervienen. Ejemplo: Agua (H₂O), sal (NaCl), Ácido Sulfúrico (H₂SO₄), etc.
COMPOSICIÓN DE ALGUNOS COMPUESTOS COMUNES

NOMBRE DEL COMPUESTO
COMPOSICIÓN DEL COMPUESTO
COMPARACIÓN DE PROPIEDADES
AGUA
Hidrógeno y Oxígeno
El hidrógeno y el oxígeno son gases, pero el agua es líquida a temperatura ambiente.
AZÚCAR
Carbono, Hidrógeno y Oxígeno
El carbono puede ser un sólido negro, pero el hidrógeno y el oxígeno son gases incoloros. El compuesto azúcar es un sólido blanco de sabor dulce.
SAL DE MESA
Sodio y Cloro
El sodio e un metal sólido, plateado y reactivo; el cloro es un gas venenoso de color verde pálido. La sal es blanca, cristalina y sólida.

AMONIACO

Nitrógeno e hidrógeno
Los elementos son inodoros, pero el amoniaco tiene un olor fuerte.
Las propiedades del compuesto NO SON la suma de las propiedades de los componentes.
SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
La composición de una mezcla puede variar, existen mezclas homogéneas* y heterogéneas. Una mezcla homogénea tiene una composición y apariencia uniformes, por ejemplo: El aire, las aleaciones metálicas, las soluciones de alcohol y agua, etc.  La mezcla heterogénea no presenta propiedades uniformes en toda ella, por ejemplo, el jugo de naranja, una sopa, grava en agua.
METODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
La materia se encuentra en la naturaleza formando un conjunto de sistemas homogéneos y heterogéneos como compuestos, razón por la cual la química para separar los constituyentes de una mezcla emplea diferentes métodos según sean las sustancias a separar. Los principales métodos empleados son operaciones físicas o mecánicas como las siguientes:
MEZCLAS DE SÓLIDOS CON SÓLIDOS
a)  Tamizado.- Tiene por objeto separar por tamaños las diferentes partículas que constituyen una mezcla, la cual previamente se hace pasar por una superficie perforada, la que detiene los trozos de mayor tamaño. Por ejemplo, la separación de grava de la tierra.
b)    El arrastre por medio de agua.- La corriente de agua arrastra las partículas de menor densidad y deposita en un recipiente las partículas de mayor densidad. Por ejemplo, la extracción de oro de los ríos.
c) La flotación.- Permite la separación de minerales basándose en la modificación de la tensión superficial y, por lo tanto, del ángulo de contacto frente a una fase líquida, ya que algunas sustancias tienen la propiedad de no ser mojadas por el agua, debido a que sus superficies actúan como si estuviesen aceitosas. Por ejemplo, la espuma de los detergentes facilita la flotación de los minerales que pueden ser recogidos o se precipitan al fondo.
d)  El magnetismo.- Los imanes atraen partículas de hierro y níquel en estado puro, no atrayendo a otros metales como zinc y cobre.
MEZCLAS DE SÓLIDOS CON LIQUIDOS
e)    Decantación.- Se emplea para separar mezclas heterogéneas de sólidos y líquidos que no se disuelven. Se deja reposar la mezcla a fin de que las partículas sólidas se asienten. Una vez que el sólido se ha depositado en el fondo del recipiente, se vierte suavemente el líquido en otro recipiente evitando que el sólido se mezcle, quedando así separado el líquido del sólido.
f)     Filtración.- Permite separar un sólido insoluble (de grano relativamente fino) de un líquido, utilizando un medio poroso de filtración o una membrana que deja pasar el líquido pero retiene el sólido.
g)    Cristalización.- Este método consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra disuelto en una solución, mediante la cristalización del sólido. Este proceso involucra cambios de temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc. Otra forma de lograr la cristalización es cuando la mezcla contiene un líquido volátil. Cuando el líquido se evapora el sólido se cristaliza.
h)    Centrifugación.- Se usa para separar un líquido (insoluble, de grano muy fino, de difícil sedimentación) de un líquido. La operación se lleva a cabo en un aparato llamado centrífuga, en el que por medio de traslación acelerado se aumenta la fuerza gravitacional provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad. Por ejemplo, la separación de los sólidos de la sangre del plasma.
MEZCLA DE LÍQUIDOS CON LÍQUIDOS
i)      Destilación.- Permite separar líquidos miscibles, aprovechando sus diferentes puntos de ebullición. Incluye una evaporación y condensación sucesivas.
j)     Embudo de separación.- Se usa para separar una mezcla de líquidos heterogénea.
Miscibles: Que se mezcla un líquido con otro.
ENERGÍA
La energía se puede definir como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Se realiza trabajo cuando se mueve una masa a través de una distancia. Entre las formas comunes de energía están la luz, la energía eléctrica, la energía mecánica y la energía química. La energía se puede convertir de una a otra, pero no se puede crear ni destruir (ley de la conservación de la energía).
Cada una de las diversas formas de energía se puede clasificar como energía potencial y energía cinética. La energía potencial es energía almacenada; es la energía que posee un objeto debido a su posición o a su composición química. Por ejemplo, La gasolina y el azúcar de mesa tienen energía potencial debido a su composición química. Un auto estacionado en una colina tiene energía potencial debido a su posición.
La energía cinética es energía de movimiento. Conforme un auto comienza a bajar por la colina, la energía potencial se va transformando en energía cinética. Desde el punto de vista matemático, la energía cinética (E_k) de un objeto es igual a la mitad de su masa multiplicada por el cuadrado de su velocidad.
E_k = ½mv²
La energía potencial almacenada en el azúcar y en otros tipos de alimentos, se libera cuando las células vivas utilizan el alimento en un proceso que se conoce como metabolismo. Este proceso es muy complejo, pero se resume en la ecuación:
   metabolismo

    AZÚCAR + OXÍGENO--------DIÓXIDO DE CARBONO + AGUA + ENERGÍA
Una reacción que libera energía calorífica se llama reacción exotérmica. Si libera energía distinta del calor se le llama exergónica. Cuando se incorpora o se absorbe calor u otras formas de energía durante las reacciones, se dice que éstas son endotérmicas y endergónicas respectivamente.
ACTIVIDADES A REALIZAR 1
1.   Describe porque una piedra en particular tiene más peso en la tierra que en la luna. ¿Cómo se compara la masa de la piedra en estos dos lugares?
2.   El aceite vegetal y el agua son miscibles o no. Y el vinagre y el agua.
3.   Compara las propiedades del ácido muriático (Solución de agua y HCl) con sus componentes (Hidrógeno y Cloro).
4.   * Define los siguientes conceptos: Materia, sustancia pura, compuesto, mezcla homogénea y mezcla heterogénea.
5.   * Clasifica las siguientes sustancias en elementos, compuestos o mezclas.
6.    Agua, diamante, aluminio, acero, café (bebida), azúcar, cal, Bióxido de carbono, cóctel de frutas, titanio, agua con aceite, grafito, cal (óxido de calcio), aire.
7.   * Las siguientes son propiedades características del cobre. Di cuales son químicas y cuales son físicas.
a.    Se funde a 1 084 °C
b.    Su densidad es de 8.96 g/cm³
c.    Es un buen conductor de calor y electricidad
d.    Se vuelve verde cuando se expone al cloro
e.    Es maleable
f.     Se oxida con el aire
8.   * Clasifica los que siguen como cambios físicos o cambios químicos
a) Prender un encendedor de butano
b) La expansión del agua cuando se congela
c) La evaporación del alcohol
d) El enmohecimiento de un clavo de hierro
e) El empañamiento de la plata
f) Sacar punta a un lápiz
g) La digestión de un caramelo
h) La fusión de la soldadura
9.   Explica como es que la herrumbre de hierro (óxido de hierro) puede tener una masa mayor que el hierro original.
10.Indica cual método de separación de mezclas sería el más indicado para separar:
a.    La grava de la arena
b.    El plasma de la sangre
c.    El azúcar de un café
d.    El alcohol de las frutas fermentadas
e.    La sal del agua salada
f.     La grasa de un caldo de pollo
11.¿Cuáles de los cambios que siguen son exotérmicos y cuales son endotérmicos?
a) Un petardo cuando se enciende
b) Una vela que arde
c) Una planta que elabora azúcar por fotosíntesis
d) La fusión de la cera en torno de la mecha de una vela
e) El metabolismo del azúcar de un caramelo
f) Una corriente eléctrica que descompone el cloruro de sodio
g) La digestión de alimentos
h) La descomposición del agua por electrólisis* para obtener hidrógeno y oxígeno gaseosos. (Investigar)
FIN CLASE 1

INICIO CLASE 2

UNIDAD II
MODELO ATÓMICO, APLICACIONES Y LA TABLA PERIÓDICA
ÁTOMOS: LA IDEA DE LOS GRIEGOS

En los tiempos antiguos, los griegos creían que la materia estaba formada por una combinación de cuatro elementos: agua, aire, tierra y fuego.

Fueron los filósofos griegos Leucipo y su discípulo Demócrito los primeros en sugerir la idea de los átomos. Leucipo pensaba que debían existir unas partículas diminutas que ya no se pudieran subdividir. Demócrito amplio esta idea y las llamó átomos.

La teoría atómica quedó en el olvido por mucho tiempo, en el que persistía de la idea de que la materia se podía dividir indefinidamente. Hasta que a principios del siglo XIX, el inglés John Dalton formula su famosa teoría.

* Demócrito imaginó que los átomos de agua podrían ser pelotas redondas y que los átomos de fuego tendrían bordes cortantes.

TEORÍA DE DALTON

Todos los elementos están formados por partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos. No es posible crear ni destruir átomos en una reacción química.
Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, pero difieren de los átomos de otros elementos.
Los átomos de elementos distintos forman compuestos combinándose en proporciones fijas de números enteros pequeños, por ejemplo, 1 átomo de A con un átomo de B, 2 átomos de A con 1 átomo de B, 3 átomos de A con 2 átomos de B.
Si los mismos elementos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente, pero definida, y de números enteros pequeños, en masa y en átomos para cada compuesto.
Una reacción química implica un cambio, no en los átomos mismos, sino en la forma en que se combinan los átomos para formar compuestos.

El primer punto, menciona que los mismos átomos que estaban presentes antes de una reacción química, deben estar presentes después de la reacción, enunciando la ley de la conservación de la materia de Antoine Laurent Lavoisier.

El segundo punto – que todos los átomos de un elemento dado son idénticos– y el tercero
– que los átomos se combinan en proporciones fijas de números enteros– explican en conjunto la ley de proporciones constantes de Joseph Louis Proust.

El cuarto punto resume la propia ley de Dalton, ley de proporciones múltiples. Como ciertos elementos pueden combinarse en dos o más proporciones de masa para formar compuestos distintos, estos elementos tienen, entonces, que combinarse en dos o más proporciones de átomos.

MODELO DE THOMSON

Fue muy importante el trabajo de dos científicos británicos, William Crookes y Joseph Thomson. En 1879, Crookes, estudiando la electricidad en tubos al vacío descubre unos rayos
que salen del polo negativo (cátodos), llamándolos rayos catódicos. En 1897 Thomson demostró que los rayos catódicos podían ser desviados por un campo eléctrico, hacia el lado positivo, lo que hacia suponer que tenían carga negativa, y les llamó electrones. Aunque Thomson no logró medir su carga (e) ni su masa (m_e), si consiguió medir la relación e/m_e.

    e/m_e = -1.76 X 10⁸ Coulombs/gramo

Para 1904 ya se había recabado información suficiente para sugerir que sin duda el átomo estaba formado por partículas más pequeñas, por lo que Thomson propone su modelo atómico llamado “budín de pasas”, las cargas negativas dispersas entre las cargas positivas.

MODELO DE RUTHERFORD

  El neocelandés Ernesth Rutherford, descubrió que los rayos radiactivos estaban formados por tres tipos de rayos:
Rayos alfa.- de masa 4 y carga +2
Rayos Beta.- Son idénticos a los rayos catódicos, son corrientes de electrones.
Parecidos a los rayos X, pero de mayor penetración.

En 1909, Hans Geiger le pide a Rutherford que sugiriera un proyecto de investigación para Earnest Marsden, un joven estudiante de 20 años, la recordación fue investigar el efecto de las partículas alfa sobre hojas delgadas de metal de diversos grosores. Días después, Geiger acudió emocionado con Rutherford y le explico lo que había observado al utilizar una hoja de oro. Casi todas las partículas alfa atravesaban la hoja metálica, pero algunas se desviaban de manera abrupta, unas pocas partículas llegaron a rebotar hacia atrás.

En 1911, Rutherford concluye que toda la carga positiva y la totalidad de masa se encontraban en un núcleo extremadamente diminuto, lo que explicaba las desviaciones abruptas.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES

En 1932 el físico inglés descubre el neutrón como una partícula con masa aproximada a la del protón pero sin carga, completando la lista de “tabiques” que forman el átomo.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Partícula
Símbolo
Masa (UMA)*
Carga
Localización en el átomo
Protón
P⁺
1
+1
Núcleo
Neutrón
n
1
0
Núcleo
Electrón
e^-
1 / 1837
-1
Fuera del núcleo
1 UMA (Unidad de Masa Atómica) equivales a 1.6 X 10^-27 kg.

NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA

El número atómico está dado por el número de protones que tiene el átomo. Si este es neutro, éste número también equivale al número de electrones.
Ejemplo: ¿Cuántos protones y electrones tiene el átomo neutro de Ca?

Solución: Como el número atómico del calcio es 20, entonces cada átomo de calcio tiene 20 protones, y como es neutro también tendrá 20 electrones.

La masa atómica de un átomo está dada por la suma del número de protones más el número de neutrones del átomo.

Ejemplo: ¿Cuántos neutrones tiene el átomo de Na-23?

Solución: El átomo de sodio (Na) tiene un número atómico de 11, por lo que tiene 11 protones, y como la masa atómica es 23, se resta 23 – 11 = 12, que es el número de neutrones.

ISÓTOPOS

Son átomos del mismo elemento que tienen distinta masa atómica, es decir, distinto número de neutrones. Las propiedades químicas de dos distintos isótopos de un mismo elemento son idénticas, no así algunas propiedades físicas.

Ejemplo: El hidrógeno está formado por una combinación de tres distintos isótopos; El hidrógeno normal (protio) H-1, el deuterio H-2 y el Tritio H-3. Dos isótopos del carbono son C-12 y C-14, este último es radiactivo.
El hidrógeno es el único elemento que tiene nombres y símbolos diferentes para cada uno de los isótopos, como se explicita en la tabla adjunta:
Símbolo
Nombre
Etimología
nº de neutrones
Descubierto
Masa atómica
Número atómico
H o H-1
protio
primero
0
1766
1
1
D o H-2
deuterio
segundo
1
1932
2
1
T o H-3
tritio
tercero
2
1934
3
1
El protio se encuentra en más del 99.98% del elemento natural; el deuterio se encuentra en la naturaleza aproximadamente en un 0.02% y el tritio aparece en pequeñas cantidades en la naturaleza, pero puede producirse artificialmente por medio de varias reacciones nucleares.
TEORIA ATÓMICA MODERNA

En 1900, el alemán Max Planck propone la teoría cuántica, en el cual los átomos absorben y emiten energía de manera discontinua, en paquetes llamados “cuantos” (quantum = cantidad elemental). También determinó que la energía que puede absorber o emitir un átomo es proporcional a la frecuencia de la energía emitida o absorbida.
E = hu

Donde E es la energía de un cuanto, u es la frecuencia de la radiación y h es la constante de Planck, que vale, 6.62 X 10^-34 joules«seg.
En 1913 el científico danés Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en la teoría cuántica de Planck, sus bases fueron:

Los electrones en los átomos solo presentan ciertos estados energéticos estables (bandas de energía), por lo que solo ciertas órbitas eran factibles.
Las leyes del electromagnetismo clásico no son del todo válidas en el nivel atómico. Aunque los electrones son partículas cargadas, no emiten radiación en su viaje alrededor del núcleo, sino solamente cuando cambian el radio de su órbita.

Las siguientes son consecuencias del modelo atómico de Bohr:

a)    La energía del electrón en el átomo está cuantizada, es decir, no puede adoptar cualquier valor.
b)    La emisión y absorción de luz por los átomos se explica por el tránsito del electrón entre dos de los estados energéticos permitidos.
c)     Existe un estado de mínima energía llamado estado basal.
d)    El radio de la órbita menor es de 53 picómetros (pm). El núcleo es unas diez mil veces menor que el átomo mismo.
e)   El número entero n, o número cuántico principal, es suficiente para especificar la órbita del electrón y su energía. Si n crece, el electrón gira más lejos del núcleo y con mayor energía.
* 1 pm = 1 X 10^-12 m.

MODELOS DE ORBITALES

Actualmente, se manejan modelos en base a la probabilidad. Un orbital es una región del espacio cercano al núcleo con alta probabilidad de contener al menos un electrón. Para determinar estas regiones, el austriaco Erwin Shrodinger, combinó la naturaleza del electrón, sus propiedades ondulatorias y las restricciones cuánticas en una función de probabilidad, en unas ecuaciones que calculan el movimiento de los electrones.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Un orbital puede contener como máximo 2 electrones, y esto solo si tienen spín (giro) contrario.

SUBNIVELES DE ENERGÍA

El uso de la mecánica cuántica, cada nivel de energía de un átomo está formado por uno o más subniveles. El primer nivel principal tiene solo un subnivel, el segundo nivel energético tiene dos subniveles, y sucesivamente el nivel energético n tiene n subniveles.

Cada subnivel tiene uno o más orbitales, que poseen una forma tridimensional específica. Los orbitales se designan con las letras minúsculas s, p, d y f.

Los subniveles tipo s, tienen un solo orbital, por lo que pueden tener como máximo 2 electrones. Son de forma esférica.

Los subniveles tipo p tienen forma de mancuerna con dos lóbulos orientados a lo largo del eje donde la densidad electrónica es máxima. Poseen tres orbitales y, como máximo, 6 electrones.

Los orbitales tipo d, tienen 5 orbitales y, como máximo, 10 electrones.

Los orbitales tipo f, tienen 7 orbitales y, como máximo, 14 electrones.

REGLA DE HUND

Indica el orden de llenado de los orbitales. Los primeros orbitales en llenarse son los de menor energía, posteriormente se llenaran los de energía creciente sucesivamente. De acuerdo al siguiente diagrama:

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Los electrones de los átomos en estado basal ocupan primero los subniveles de más baja energía, pero es conveniente disponer de alguna forma para representar esta distribución de manera concisa; a esta representación se le llama configuración electrónica. Se puede utilizar un diagrama de orbitales para representar la distribución de electrones dentro de los orbitales.

Ejemplo: Hallar la configuración electrónica de los siguientes átomos:
₁H = 1s¹    tiene un electrón de valencia
₅B = 1s², 2s², 2p¹ tiene 3 electrones de valencia (2s² y 2p¹)
₁₂Mg = 1s², 2s², 2p⁶, 3s² tiene 2 electrones de valencia
₃₀Zn = 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰ tiene 2 electrones de valencia (4s²)
₈₈Ra = 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s^2. Tiene 2 electrones de valencia.

LA TABLA PERIÓDICA

Para el año de 1830, había 55 elementos conocidos, todos con propiedades distintas en apariencia y sin un orden evidente. En 1817 J. W. Dobereiner, profesor de química en Alemania, demostró que la masa del estroncio se acerca mucho al promedio de las masas atómicas de dos metales similares, el calcio y el bario. Más tarde encontró otras tríadas de elementos similares, como litio, sodio y potasio, o cloro, bromo y yodo. Dobereiner recomendó que se clasificaran los elementos por tríadas, pero no consiguió encontrar suficientes de ellas para que el sistema fuera útil
La distribución más exitosa de los elementos fue desarrollada por Dimitri Ivanovich Mendeleev, profesor ruso de química, quien señaló que tanto las propiedades físicas como las propiedades químicas de los elementos varían en forma periódica conforme aumenta el número de masa. Esto se le conoce como ley periódica.
Mendeleev publicó una tabla periódica de los elementos que es muy parecida a la tabla periódica moderna. En su tabla, los elementos estaban ordenados por masa atómica creciente, y en periodos, de modo que los elementos con propiedades químicas similares aparecían agrupados, aunque había algunos casos en los que tuvo que colocar un elemento con masa atómica un poco mayor antes de un elemento con masa más ligeramente inferior.
Mendeleev dejó algunos huecos en su tabla, audazmente predijo la existencia de elementos que aún no habían sido descubiertos, incluso sus propiedades. En vida de Mendeleev se descubrieron varios elementos nuevos, entre ellos, el escandio, el germanio y el galio.

Aunque a Mendeleev se le reconoce el descubrimiento de la tabla periódica, Lothar Meyer, químico alemán, había desarrollado de manera independiente su propia tabla periódica en 1868, pero su trabajo no se publicó hasta 1870, un año después de la publicación de Medeleev.

LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

Desde la época de Mendeleev, la tabla periódica ha sufrido muchos cambios para incluir nuevos elementos, valores más exactos y diferentes formas de rotular las columnas de los elementos de la tabla.
Unos cuantos años después de las investigaciones de Rutherford respecto al núcleo, Henry Moseley desarrolló una técnica para determinar la magnitud de la carga positiva de un núcleo. Concluyó que cada elemento difiere de todos los demás en que tiene un número distinto de protones (número atómico). En la actualidad los elementos se ordenan en las tablas periódicas por número atómico, en vez de hacerlo por masa atómica.

METALES Y NO METALES

Los químicos dividen a los elementos en metales y no metales, la base de esta división son sus propiedades físicas y químicas.

En general, los metales tienen las propiedades físicas y químicas siguientes:

Propiedades físicas y químicas de los metales
a)    Brillo

b)    La mayoría son duros (algunos son suaves.
c)     Son buenos conductores de calor y electricidad
d)    No es fácil combinarlos
e)    Son dúctiles y maleables
f)     No se combinan entre sí
g)    Tienen densidades altas
h)    Tienen altos puntos de fusión

Las propiedades físicas y químicas antes mencionadas son propiedades generales que varían de un metal a otro. Por lo general los metales presentan estas propiedades, aunque no necesariamente todas.

Las propiedades físicas y químicas de los no metales son las siguientes:

Propiedades físicas y químicas de los no metales
a)    Son opacos

b)    Son blandos
c)     Son malos conductores de calor y electricidad
d)    Se combinan con los metales

e)    No son dúctiles ni maleables
f)     Se pueden combinar entre sí

g)    Tienen bajas densidades

Se llaman metaloides a los elementos que presentan propiedades intermedias entre metales y no metales, entre ellos están el boro, antimonio, arsénico, telurio, polonio, etc.

NOMBRES Y SÍMBOLOS

Muchos de los símbolos primitivos que se empleaban para representar diversas sustancias químicas proceden de la mitología antigua, pero los símbolos no habían sido normalizados.

En 1814 el sueco J. J. Berzelius, introdujo un sistema sencillo de notación, sus símbolos eran letras tomadas del nombre del elemento, este sistema es el utilizado hasta hoy.

Los símbolos químicos no tienen más de tres letras, donde la primera es mayúscula y las demás son minúsculas. Algunos símbolos derivan de palabras latinas, griegas o alemanas.

NOMBRE
SIGNIFICADO
Magnesio (Mg)
De Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia).
Vanadio (V)
Vanadis, diosa escandinava.
Cobre (Cu)
Cuprum, de la isla de Chipre.
Galio (Ga):
De Gallia, Francia.
Germanio(Ge)
De Germania, Alemania.
Selenio (Se):
De Selene, la Luna.
Estroncio (Sr):
Strontian, ciudad de Escocia.
Berilio (Be)
De beriio, esmeralda de color verde.
Hidrógeno (H)
Engendrador de agua.
Nitrógeno (N)
Engendrador de nitratos (nitrum)
Oxígeno (O):
Formador de ácidos (oxys)
Cloro (Cl)
Del griego chloros (amarilio verdoso).
Argón (Ar)
Argos, inactivo. (Ya sabes, los gases nobles son poco reactivos).
Bromo (Br):
Del griego bromos, hedor, peste.
Zinc (Zn):
Del aleman zink, que significa origen oscuro.
Yodo (I):
Del griego iodes, violeta.
Oro (Au):
De aurum, aurora respiandeciente.
Bario (Ba):
Del griego barys, pesado.
Helio (He):
De la atmostera del sol (helios, se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la tierra).
Litio (Li):
De lithos, roca.
Boro (B):
Del arabe buraq.
Carbono (C):
Carbón.
Fluor (F):
De fluere (fluir)..
Neón (Ne).
Nuevo (del griego neos).
Aluminio (Al):
Del latín alumen (alumbre).
Silicio (Si)
Silex, sílice.
Fósforo (P)
phosphoros, portador de luz (el fosforo emite luz en la obscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Azufre (S)
Del latín sulphurium.
Potasio (K)
Kalium; el nombre, del inglés pot ashes (cenizas). (Las cenizas de algunas plantas son ricas en potasio).
Calcio (Ca)
De calx, caliza. (La caliza está formada por Ca₂CO₃).
Hierro (Fe):
De ferrum.
Cobalto (Co):
Proviene de cobalos, mina.
Plata (Ag):
Del latín argentum.

PERIÓDOS Y GRUPOS

La tabla periódica actual está ordenada en 7 renglones horizontales llamados periodos y 18 columnas verticales llamados grupos o 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.
Puesto que los grupos tienen propiedades semejantes, también tienen nombres especiales. Algunos de ellos son;
Grupo 1A (excepto el hidrógeno)
También se llaman metales alcalinos.
Grupo 2A
También se llaman metales alcalinotérreos.
Grupo VIA
También se llaman calcógenos.
Grupo VIIA
También se llaman halógenos.
Grupo VIIIA
También se llaman gases nobles.

Analizando los periodos se tiene lo siguiente:
a)       Periodo 1.- Contiene solo dos elementos, el hidrógeno y el helio. En este periodo se llena el primer nivel de energía.

b)       Periodo 2.- Contiene 8 elementos, desde el litio hasta el neón. Este periodo llena el segundo nivel de energía (2s y 2p).

c)        Periodo 3.- Contiene 8 elementos, desde el sodio hasta el argón. Este periodo llena el tercer nivel de energía (3s y 3p).

d)       Periodo 4.- Contiene 18 elementos, desde el potasio hasta el kriptón. Este periodo llena los subniveles 4s, 4p y 3d. El subnivel 3d se llena a partir del zinc.

e)       Periodo 5.- Contiene 18 elementos, desde el rubidio hasta el xenón. Este periodo llena los subniveles 5s, 5p y 4d.

f)         Periodo 6.- Contiene 32 elementos, desde el cesio hasta el radón. Este periodo llena a los subniveles 6s, 6p, 4d, y 4f. Contiene a los lantánidos.

g)       Periodo 7.- Contiene actualmente 32 elementos, desde el francio hasta el oberón (descubierto recientemente). Este periodo llena los subniveles 7s, 6d y 5f. Contiene a los actínidos.

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS GRUPOS

Uno de los principios fundamentales en química es el uso de la tabla periódica para correlacionar las características generales de los elementos. A continuación veremos 5 características generales de los grupos.

1.    La tabla periódica separa a los metales de los no metales por medio de una línea escalonada. A la derecha se encuentran los no metales y a la izquierda, los metales. Los elementos que están adyacentes a la línea se llaman metaloides, excepto el aluminio.

2.    Los electrones de valencia* determinan el número de grupo al que pertenecen. Por ejemplo el sodio (1s², 2s² 2p⁶, 3s¹), Pertenece al grupo 1ª. El azufre (1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁴) tiene 6 electrones de valencia (3s², 3p⁴) y pertenece al grupo VIA. Una excepción es el helio (1s²), pues, tiene 2 electrones de valencia y pertenece al grupo VIIIA. Esta característica general no la tienen los elementos de transición. * El número de valencia está dado por el número de electrones de la última capa.

3.     Los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen propiedades químicas y configuraciones electrónicas similares. Por ejemplo todos los metales alcalinos terminan en s¹, Todos los gases nobles saturan su capa exterior (el helio con 2 y los demás con 8 electrones).

4.    En los elementos del grupo A, las propiedades metálicas aumentan conforme se incrementan los números atómicos y al mismo tiempo las propiedades no metálicas disminuyen.

5.    Existe un cambio gradual en muchas de las propiedades físicas y químicas dentro de los elementos de un mismo grupo, según va aumentando su número atómico. Por ejemplo, en los halógenos, el punto de fusión y ebullición, las densidades y los radios atómicos aumentan a medida que se incrementa el número atómico.

TAMAÑO ATÓMICO Y TAMAÑO IÓNICO (Radio atómico - pm)
251-300

201-250

151-200

101-150

51-100

Desconocido

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18

Ia
IIa
IIIb
IVb
Vb
VIb
VIIb
VIII
Ib
IIb
IIIa
IVa
Va
VIa
VIIa
0
1
1
H
78

2
He
128
2
3
Li
152
4
Be
112

5
B
88
6
C
77
7
N
74
8
O
66
9
F
64
10
Ne

3
11
Na
191
12
Mg
160

13
Al
143
14
Si
118
15
P
110
16
S
104
17
Cl
99
18
Ar
174
4
19
K
235
20
Ca
197
21
Sc
164
22
Ti
147
23
V
135
24
Cr
129
25
Mn
137
26
Fe
128
27
Co
125
28
Ni
125
29
Cu
128
30
Zn
137
31
Ga
153
32
Ge
122
33
As
121
34
Se
119
35
Br
114
36
Kr

5
37
Rb
250
38
Sr
215
39
Y
182
40
Zr
160
41
Nb
147
42
Mo
140
43
Tc
135
44
Ru
134
45
Rh
134
46
Pd
137
47
Ag
144
48
Cd
152
49
In
167
50
Sn
158
51
Sb
141
52
Te
137
53
I
133
54
Xe
218
6
55
Cs
272
56
Ba
224
57 *
La
188
72
Hf
159
73
Ta
147
74
W
141
75
Re
137
76
Os
135
77
Ir
136
78
Pt
139
79
Au
144
80
Hg
155
81
Tl
171
82
Pb
175
83
Bi
182
84
Po
167
85
At

86
Rn

7
87
Fr
270
88
Ra
223
89 *
Ac
188
104
Rf
150
105
Db
139
106
Sg
132
107
Bh
128
108
Hs
126
109
Mt

110
Uun

111
Uuu

112
Uub

113
Uut

114
Uuq

115
Uup

116
Uuh

117
Uus

118
Uuo

Serie lantánidos
58
Ce
183
59
Pr
183
60
Nd
182
61
Pm
181
62
Sm
180
63
Eu
204
64
Gd
180
65
Tb
178
66
Dy
177
67
Ho
177
68
Er
176
69
Tm
175
70
Yb
194
71
Lu
172

Serie actínidos
90
Th
180
91
Pa
161
92
U
138
93
Np
131
94
Pu
151
95
Am
184
96
Cm
174
97
Bk
170
98
Cf
169
99
Es
203
100
Fm

101
Md

102
No

103
Lr

No es posible establecer el radio o volumen exacto de un átomo porque no es una esfera dura con límite definido. Así, el radio atómico se basa en la distancia media entre los electrones externos y el núcleo. La variación del tamaño es una propiedad periódica. Observa que el máximo lo representan los radios de los metales alcalinos.
La variación del tamaño atómico se resume como sigue:

  Un ión es una partícula cargada que se produce cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde uno o más electrones. Los átomos de los metales, los cuales tienen casi todos menos de 4 electrones de valencia, tienden a perder esos electrones para formar iones positivos llamados cationes. Al perder esos electrones externos, el radio disminuye casi a la mitad.

ÁTOMO
IÓN

ÁTOMO
IÓN
     Li
152

Li              60

K

231
K
133
Na
186
Na
95

Rb
244
Rb
148
Comparación de los radios y sus iones, las medidas están en picómetros.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Se requiere una cantidad específica de energía para extraer un electrón de un átomo neutro, pues los electrones se hallan en niveles de energía definidos. La cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal es la energía de ionización. Es una propiedad periódica de los elementos, y es una medida de que tan estrechamente están unidos los electrones a los átomos.
Se puede representar la ionización de un átomo de sodio, por ejemplo, mediante la ecuación:
                                        Na + Energía        Na⁺ + 1 e^-
Cuando se suministra la energía suficiente para “arrancar” un electrón de valencia, se produce un ión de sodio, junto a un electrón libre. La energía necesaria para extraer el electrón que está unido a él con menos fuerza se conoce como primera energía de ionización. Se requiere más energía para extraer cada electrón adicional porque la carga positiva aumenta en una unidad con cada electrón subsecuente que se extrae. La energía de ionización se puede expresar en diversas unidades de energía, entre ellas, kilojoules por mol, kilocalorías por mol, electrón-volts por átomo.
Se realizan las generalizaciones siguientes:

.

Los elementos de carácter más metálico (grupo IA) presentan las energías de ionización mas bajas.

La electronegatividad  es otra de las propiedades periódicas de los elementos químicos, tiene una relación directa con las energías de ionización. Ver la tabla de la pag 40.

Energía de ionización

En kJ.mol^-1

2001-2500

1501-2000

1001-1500

501-1000

1-500

Desconocido

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18

Ia
IIa
IIIb
IVb
Vb
VIb
VIIb
VIII
Ib
IIb
IIIa
IVa
Va
VIa
VIIa
0
1
1
H
1310

2
He
2370
2
3
Li
519
4
Be
899

5
B
799
6
C
1090
7
N
1400
8
O
1310
9
F
1680
10
Ne
2080
3
11
Na
494
12
Mg
736

13
Al
577
14
Si
786
15
P
1011
16
S
1000
17
Cl
1255
18
Ar
1520
4
19
K
418
20
Ca
590
21
Sc
631
22
Ti
658
23
V
650
24
Cr
653
25
Mn
717
26
Fe
759
27
Co
760
28
Ni
737
29
Cu
785
30
Zn
906
31
Ga
577
32
Ge
784
33
As
947
34
Se
941
35
Br
1140
36
Kr
1350
5
37
Rb
402
38
Sr
548
39
Y
616
40
Zr
660
41
Nb
664
42
Mo
685
43
Tc
702
44
Ru
711
45
Rh
720
46
Pd
805
47
Ag
731
48
Cd
868
49
In
556
50
Sn
707
51
Sb
834
52
Te
870
53
I
1008
54
Xe
1170
6
55
Cs
376
56
Ba
503
57 *
La
538
72
Hf
642
73
Ta
761
74
W
770
75
Re
760
76
Os
840
77
Ir
880
78
Pt
870
79
Au
890
80
Hg
1007
81
Tl
590
82
Pb
716
83
Bi
703
84
Po
812
85
At
930
86
Rn
1036
7
87
Fr
400
88
Ra
509
89 *
Ac
499
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Uun
111
Uuu
112
Uub
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo

Serie lantánidos
58
Ce
527
59
Pr
523
60
Nd
530
61
Pm
536
62
Sm
543
63
Eu
547
64
Gd
592
65
Tb
565
66
Dy
572
67
Ho
581
68
Er
589
69
Tm
597
70
Yb
603
71
Lu
524

Serie actínidos
90
Th
587
91
Pa
568
92
U
584
93
Np
597
94
Pu
585
95
Am
578
96
Cm
581
97
Bk
601
98
Cf
608
99
Es
619
100
Fm
627
101
Md
635
102
No
642
103
Lr

ACTIVIDADES A REALIZAR 2

1.   *Hallar la configuración electrónica de los siguientes elementos:
a) Fe                         b) Ta                      c) Xe                        d) N                        e) Cu
f) Ga                          g) Br                     h) Pu                         i) Os                       h) Pm
2.   Analizando las configuraciones atómicas:
a) ¿Que tienen en común las configuraciones de los metales alcalinos?
b) ¿Qué tienen en común las configuraciones de los gases nobles?
c) ¿Qué tienen en común las configuraciones de los lantánidos y actínidos?
  3. ¿Cual es el grupo de elementos de la tabla periódica que presenta el tamaño atómico mayor? ¿Y el menor?
4. ¿Cuál es la tendencia en el tamaño atómico de los átomos de izquierda a derecha en el periodo 2?
5. Compara el tamaño de un átomo de Ca y un ión de Ca⁺².
6. Compara el tamaño de un átomo de S y un ión de S^-2.
7. ¿Qué significa “primera energía de ionización”?
8. De cada par de elementos elige aquel con la menor energía de ionización:
C y Ge
Cd y Sn
Ag y Cu
Hg y Pt
In y Ga
Os y Ba
Gd y Dy
Zn y Hg
Br y Ca
N y P

9.De cada par de elementos elige aquel con el mayor tamaño atómico.
C y Ge
Cd y Sn
Ag y Cu
Hg y Pt
In y Ga
Os y Ba
Gd y Dy
Zn y Hg
Br y Ca
N y P

10.Suponga que descubrió el elemento 120. ¿A que grupo pertenecerá? Escribe al menos 5 propiedades físicas o químicas de este elemento.
11.Investiga las propiedades principales de los elementos de los siguientes grupos:
Grupo 1A
También se llaman metales alcalinos.
Grupo 2A
**También se llaman metales alcalinotérreos.
Grupo VIA**
También se llaman calcógenos.
Grupo VIIA
**También se llaman halógenos.
Grupo VIIIA**
También se llaman gases nobles.
12.Investiga que es la electronegatividad.
13.Investiga otras propiedades periódicas de los elementos y su variación.
14.Utilice la tabla periódica para clasificar a los siguientes elementos en metales, no metales o metaloides, según sea el caso.
A) Cesio       B) Iridio      C) Oxígeno        D) Germanio     E) Selenio
F) Argón      G) Uranio    H) Azufre           I) Cloro             J) Plomo
K) Nitrógeno L) Osmio M) Galio            N) Arsénico       O) Francio
FIN CLASE 2

INICIO CLASE 3
15.Utilice la tabla periódica para indicar la cantidad de electrones de valencia que existen en los siguientes elementos:
A) Cesio       B) Iridio      C) Oxígeno        D) Germanio     E) Selenio
F) Argón     G) Uranio    H) Azufre           I) Cloro             J) Plomo
K) Nitrógeno L) Osmio   M) Galio            N) Arsénico       O) Francio
16.Agrupe en parejas a los elementos cuyas configuraciones sean semejantes (Tienen los mismos electrones de valencia).
1. Al
2. Na
3. Cl
4. Rb
5. Cr
6. O
7. S
8. Ca
9. P
10. V
11. Sb
12. W
13. Zn
14. Al
15. Ga
16. Hg
17. Br
18. Ba
19. In
20. Nb
17.¿Que es la radiactividad?

FIN CLASE 3

INICIO CLASE 4

UNIDAD III
ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
ENLACES QUÍMICOS
Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos se llaman enlaces químicos.* Existen dos tipos generales de enlaces entre los átomos de un compuesto: (1) enlaces iónicos y (2) enlaces covalentes. Estos enlaces se forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los átomos en el compuesto.
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
REGLA DEL OCTETO
En muchos casos se alcanza una configuración estable si en el nivel de valencia, hay 8 electrones alrededor de cada átomo. Los átomos alcanzan a completar estos niveles ganando, perdiendo o compartiendo electrones. Los metales tienen 1, 2, o 3 electrones de valencia, y tienden a perderlos para convertirse en iones de carga positiva. Los no metales tienen 5, 6, o 7 electrones de valencia y tienden a ganar electrones convirtiéndose en iones negativos. Algunos no metales tienden a compartir sus electrones de valencia.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Es un número entero positivo o negativo que se asigna a un elemento en un compuesto o ión. Tiene amplia relación con el número de electrones de valencia. En general los metales tienen números de oxidación positivos, los no metales pueden tener números positivos o negativos. Las siguientes reglas se utilizan para determinar los números de oxidación:

En un compuesto la suma de todos los números de oxidación debe ser cero.

En un ión poliatómico, la suma de todos los números de oxidación debe ser igual a la carga del ión.

El número de oxidación de un elemento en estado libre es cero.

En un ión monoatómico el número de oxidación es igual a la carga del ión.

Los metales tienen números de oxidación positivos cuando se combinan con los no metales, los cuales tienen números de oxidación negativos.

En un compuesto formado por dos no metales, se asigna un número de oxidación negativo para el átomo más electronegativo. Se asigna un número de oxidación positivo para el átomo menos electronegativo.

En la mayor parte de los compuestos, el hidrógeno tiene un número de oxidación igual a +1, mientras que el oxígeno tiene un número de oxidación igual a -2.
Ejemplo: Calcule el número de oxidación del elemento que se indica en cada uno de los siguientes compuestos o iones.
a)    N en HNO₃
Solución:        Num. De ox. De H + Num. De ox. De N + 3 Num. De ox. De O = 0
                                 +1          + Num. De ox. De N + 3(-2) = 0
Entonces                                                 Num. De ox. De N = +5

b) Cr en Cr₂O₇^-2
Solución:   2 Num. De ox. De Cr + 7 Num. De ox. De O = -2
                 2(Num. De oxid. Cr) + 7(-2) = -2
                  2(Num. De oxid. Cr) = -2 + 14 = 12
                  Num de oxid. Cr = 6

Ejemplo: Hallar el número de oxidación de cada elemento. A) Fe, B) O₂, C) Cu⁺²
Solución: De acuerdo a los puntos 3 y 4, las respuestas son: A) 0 B) 0, C) +2

ENLACE IÓNICO
La energía de ionización y las afinidades electrónicas son importantes para la comprensión del enlace iónico. Un enlace iónico es la fuerza de atracción entre los iones de cargas opuestas que los mantiene unidos en un compuesto iónico. De acuerdo a la ley de cargas: cargas de signo distinto se ataren, cargas del mismo signo se repelen.

En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),
resultando en
un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na⁺ y Cl^- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:
Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
ENLACE COVALENTE

A diferencia de los enlaces iónicos, los enlaces covalentes se forman cuando los átomos comparten sus electrones. El ejemplo más sencillo es la molécula de hidrógeno. Un átomo de hidrógeno aislado es relativamente inestable, ya que tiene un solo electrón de valencia. Al compartir este electrón de valencia con otro átomo de hidrógeno, los dos completan su primer nivel principal de energía y las moléculas alcanzan una configuración estable.

El enlace covalente ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H₂. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O₂, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H₂ y el O₂.
H₂
H:H
or
H-H
O₂

ENLACES POLARES Y NO-POLARES
En realidad, hay dos subtipos de enlaces covalente. La molécula H₂ es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H₂ tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.

Los Dipolos
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctria parcial llamada un dipolar.
En los ejemplo anteriores, supusimos que los átomos comparten sus electrones por igual, esto caso no ocurre en las moléculas que contienen átomos diferentes, porque algunos átomos ejercen mayor fuerza de atracción que otros. A la tendencia que tienen los átomos de atraer un par de electrones en un enlace covalente se le llama electronegatividad.
La diferencia en las electronegatividades se explica en primer lugar, por el radio atómico, cuanto más pequeño sea el radio, más electronegativo será. El átomo pequeño tiene con frecuencia menos niveles de energía ocupados, y por lo tanto, ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace.
En segundo lugar los átomos que cuentan con menos niveles de energía entre su núcleo y el nivel de energía externo son más electronegativos que los que tienen más niveles de energía intermedios. Los niveles intermedios “protegen” a los electrones que se encuentran en la capa externa del efecto electrostático completo del núcleo con carga positiva. Debido a este efecto de protección el fluor es más electronegativo que el cloro, y el cloro es más electronegativo que el bromo.
En tercer lugar, cuando se va llenando el mismo nivel de energía en un periodo, la electronegatividad aumenta conforme se incrementa la carga nuclear. Por lo tanto, el fluor (número atómico 9) es más electronegativo que el oxígeno (número atómico 8).
La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios.
Globalmente puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la Tabla periódica de los elementos y que decae hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla.
.-> Radio atómico disminuye -> Energía de ionización aumenta -> Electronegatividad aumenta ->
Grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18

Período

1
H
2.1

He

2
Li
1.0
Be
1.5

B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Ne

3
Na
0.9
Mg
1.2

Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar

4
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.9
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr

5
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe

6
Cs
0.7
Ba
0.9
Lu
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.9
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Rn

7
Fr
0.7
Ra
0.9
Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Uuu

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling
ENLACES POLARES
La diferencia en la electronegatividad hace que, en un enlace covalente, los átomos compartan sus electrones de forma desigual. En efecto, mientras mayor sea la diferencia en los valores de electronegatividad, más desigual será la forma en que se compartan los electrones en un enlace covalente. Un ejemplo típico de este enlace polar o enlace covalente polar, es el cloruro de hidrógeno gaseoso. La electronegatividad del hidrógeno es 2.1 y la del cloro es 3.0. En consecuencia, el átomo de cloro que es más electronegativo ejerce mayor atracción sobre el par de electrones del enlace covalente. Esta forma desigual de compartir se acostumbra señalar colocando el símbolo d, que representa una carga parcial.
_d₊
_d_-
H
+
Cl



Una regla empírica establece los tipos de enlace de acuerdo a las diferencias de electronegatividades.
DIFERENCIA
TIPO DE ENLACE
Mayor de 1.7
Iónico
Menor de 1.7
Covalente polar
Sin diferencia
Covalente no polar

Ejemplo: Determinar el tipo de enlace para cada compuesto.
a) CaCl₂            b) C0               c) H₂O              d) O₂
Solución:
COMPUESTO
ELECTRONEGATIVIDAD
DIFERENCIA
TIPO DE ENLACE
CaCl₂
1.0 y 3.0
2.0
Iónico
CO
2.5 y 3.5
1.0
Covalente polar
H₂O
2.1 y 3.5
1.4
Covalente polar
O₂
3.5 y 3.5
ninguna
Covalente no polar
Enlace covalente coordinado.-
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:

Para el ion amonio

[NH4]
+

Tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.
Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las características del enlace no se modifican.*
Los puentes de Hidrógeno

El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.

Puentes de Hidrógeno en el agua

Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno.

El puente de Hidrógeno es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol^-1, la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. Por tanto, el puente de Hidrógeno existe en numerosas moléculas no solo en el agua. Aquí solo se tratará lo referente al agua.
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de Hidrógeno, el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un Oxígeno muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo d Oxígeno en el agua interacciona con 4 protones, dos de ellos unidos covalentemente y dos a través de puentes de Hidrógeno.



colineales

Figura: Información sobre los puentes de Hidrógeno

Este puente le otorga valiosas propiedades a la molécula de agua:
a)    Acción disolvente de moléculas iónicas.
b)    Tensión superficial.
c)     Formación de hidratos.
FIN CLASE 4

INICIO CLASE 5
NOMENCLATURA

Es el sistema de nombres y fórmulas, de las sustancias químicas inorgánicas, para ello es preciso aprender a escribir correctamente algunos nombres y fórmulas químicas de algunas sustancias.

En 1921 la Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la Asociación Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) se reunió y estableció las reglas que, con algunas revisiones, gobiernan la nomenclatura química moderna. De acuerdo a estas reglas, los nombres de los compuestos inorgánicos están construidos 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 ión poli atómico positivo, el ión 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 ión poliatómico negativo) se escribe al último y ocupa el primer lugar del nombre. Las reglas adicionales dependen del carácter del compuesto.

COMPUESTOS BINARIOS QUE CONTIENEN DOS NO METALES

Para los compuestos binarios, la terminación del segundo elemento es -uro (excepto el oxígeno que se nombra óxido). Cuando los dos elementos son no metales, la cantidad de átomos de cada elemento se indica en el nombre con los prefijos griegos (como se muestra en la tabla), excepto el caso del prefijo mono (uno), el cual se utiliza solo para el segundo no metal.

Prefijos Griegos
Número
Prefijos Griegos
Número
mono-
1
hexa-
6
di-
2
hepta-
7
tri-
3
octa-
8
tetra-
4
nona-
9
penta-
5
Deca-
10

Ejemplo: Escribir los nombres de los siguientes compuestos.

1. PCL₅        Penta cloruro de fósforo.
2. N₂O₄       Tetróxido de di nitrógeno.
3. SF₆         Hexafluoruro de azufre.

COMPUESTOS QUE CONTIENEN UN METAL Y UN NO METAL

No todos los compuestos binarios están formados por dos no metales. Algunos tienen componentes metálicos y no metálicos (los compuestos binarios nunca están formados por dos metales). La nomenclatura de estos compuestos depende del metal, si tiene una carga iónica fija o variable. El hidrógeno, aunque es un no metal, tiene una carga iónica fija.

METALES CON CARGA IÓNICA FIJA

Existen comúnmente 11 metales con carga iónica fija.
Catión
Carga
Catión
Carga
Catión
Carga
Li
+1
Mg
+2
Al
+3
Na
+1
Ca
+2

K
+1
Sr
+2

Ag
+1
Ba
+2

Zn
+2

Cd
+2

Además del hidrógeno que normalmente actúa con carga de +1 (H⁺), excepto en los hidruros* que tienen carga de –1.
hidruro: sustancia formada por un metal + hidrógeno.

Para nombrar a estos compuestos, se escribe el nombre del no metal con la terminación –uro (excepto los óxidos), seguido del nombre del metal. No se utilizan prefijos griegos debido a que solo es posible un compuesto para estos metales.

Ejemplo: Escribir el nombre de los siguientes compuestos:

a) NaCl        Cloruro de sodio
b) K₂S          Sulfuro de potasio
c) Al₂O₃        Óxido de calcio
d) NaH          Hidruro de sodio
e) ZnF₂         Fluoruro de plata
Los subíndices se escriben de tal forma que las cargas iónicas se equilibren.

METALES CON CARGA IÓNICA VARIABLE

Como su nombre lo indica, los metales con carga iónica variable tienen el mismo nombre del elemento pero diferente carga iónica. Por ejemplo, el Cu⁺ y Cu⁺² son iones de cobre. ¿Cómo sabemos cual ión utilizar?

Existen dos formas de nombrar estos iones. El método antiguo utilizaba las raíces latinas para el metal mas los sufijos -oso e –ico. El sufijo –oso era para el ión con carga iónica más baja y la terminación –ico, para el ión con carga más alta.
El sistema Stock, de nomenclatura reciente utiliza un número romano entre paréntesis después del nombre del metal para indicar la carga.
El sistema Stock fue llamado así en honor del químico alemán Alfred Stock (1876-1946). La IUPAC prefiere el uso de éste sistema.

Algunos iones comunes con carga variables son:

Metal (símbolo)
Carga iónica
Nombre
Cobre (Cu)
+1
Cobre (I) o cuproso
Cobre (Cu)
+1
Cobre (II) o cúprico
Mercurio (Hg)
+1
Mercurio (I) o mercuroso
Mercurio (Hg)
+2
Mercurio (II) o mercúrico
Hierro (Fe)
+2
Hierro (II) o ferroso
Hierro (Fe)
+3
Hierro (III) o férrico
Estaño (Sn)
+2
Estaño (II) o estañoso
Estaño (Sn)
+4
Estaño (IV) o estáñico
Plomo (Pb)
+2
Plomo (II) o plumboso
Plomo (Pb)
+4
Plomo (IV) o plúmbico

Ejemplo*: Nombrar los siguientes compuestos:

a) Hg Cl₂.- Cloruro de mercurio (II) o cloruro mercuroso; ya que el cloruro es –1, el mercurio debe ser +2.
b) Pb O₂.- Óxido de plomo (IV) u óxido plúmbico; ya que el oxígeno es –2, el plomo debe ser de +4.
c) Fe₂S₃.- Sulfuro de hierro (III) o sulfuro férrico; ya que el azufre es –2, el hierro debe ser de +3.

COMPUESTOS TERNARIOS Y SUPERIORES

Para nombrar y escribir la fórmula de los compuestos ternarios y superiores, seguimos el mismo procedimiento que utilizamos para los compuestos binarios, con la salvedad que para este caso usamos el nombre o la fórmula del ión poliatómico. Se llaman así a aquellos iones formados por más de un elemento. Algunos iones poliatómicos comunes son:

FÓRMULA
NOMBRE
FORMULA
NOMBRE
FÓRMULA
NOMBRE
FÓRMULA
NOMBRE
C₂H₃O₂^-1
Acetato
HCO₃^-1
Carbonato ácido o bicarbonato
MnO₄^-1
Permanganato
SO₄^-2
Sulfato
ClO^-1
Hipoclorito
HSO₃^-1
Sulfito ácido o bisulfito
CO₃^-2
Carbonato
PO₃^-3
Fosfito
ClO₂^-1
Clorito
HSO₄^-1
Sulfato ácido o bisulfato
C₂O₄^-2
Oxalato
PO₄^-3
Fosfato
ClO₃^-1
Clorato
OH^-1
Hidróxido
CrO₄^-2
Cromato

ClO₄^-1
Perclorato
NO₂^-1
Nitrito
Cr₂O₇^-2
Dicromato

CN^-1
Cianuro
NO₃^-1
Nitrato
SO₃^-2
Sulfito

En este tipo de compuestos se puede sustituir el cloro por cualquier halógeno.
Ejemplo: Dar nombre a los siguientes compuestos.
a) Na NO₃     Nitrato de sodio
b) K H SO₃      Sulfito ácido de potasio o bisulfito de potasio
c) Al₂(CO₃)₂  Carbonato de aluminio
d) Cu₃PO₄     Fosfato cuproso
e) Cu₃(PO₄)₂ Fosfato cúprico

ÁCIDOS

Un ácido es un compuesto de hidrógeno que en solución acuosa produce iones de hidrógeno (H⁺).

ACIDOS BINARIOS O HIDRÁCIDOS

Los ácidos binarios son la combinación de un no metal o anión (por lo general un halógeno) e hidrógeno.

H⁺
Anión =
Hidrácido

Para nombrarlos, la terminación –uro* del anión se sustituye por la terminación –hídrico, anteponiendo la palabra ácido.

Ejemplo: Dar nombre a los siguientes compuestos.
a) HCl        Acido clorhídrico
b) HBr        Ácido Bromhídrico
c) H₂S        Ácido Sulfhídrico

OXÁCIDOS

Los oxácidos están formados por un ión poliatómico negativo e hidrógeno.

H⁺
Ión poliatómico negativo =
Oxácido

Para nombrarlos se utiliza el nombre del ión poliatómico, cambiando las terminaciones –ito y –ato por –oso e –ico respectivamente.

Ejemplo: Nombrar los siguientes compuestos.
a) H₃PO₄    Acido fosfórico; la terminación –ato (fosfato) se cambio por –ico (fosfórico).
b) HNO₂     Acido Nitroso; la terminación –ito (nitrito) se cambio por –oso (nitroso)
c) H₂C₂O₄   Ácido oxálico; la terminación –ato (oxalato) se cambio por –ico (oxálico).

BASES O HIDRÓXIDOS

Una base es un compuesto formado por un ión metálico y uno o más iones hidróxido (OH^-).
                  Ión metálico        +      OH^-     = Hidróxido o base

Para nombrarlos, se escribe la palabra hidróxido seguido del nombre del ión metálico.

Ejemplo: Nombrar los siguientes compuestos.
a) Na OH         Hidróxido de sodio
b) Mg (OH)₂     Hidróxido de magnesio
c) Pb (OH)₂      Hidróxido plumboso o hidróxido de plomo (II)
d) Pb (OH)₄      Hidróxido plúmbico o hidróxido de plomo (IV)

SALES

Las sales son compuestos iónicos formados por un ión con carga positiva (catión) y un ión con carga negativa (anión). Son ejemplos de sales los compuestos binarios de cationes metálicos con aniones no metálicos y los compuestos ternarios formados por cationes metálicos o iones amonio con iones poliatómicos negativos. Así pues, son sales, el cloruro de sodio (NaCl), el sulfato de plata (Ag₂SO₄), el bicarbonato mercúrico {Hg (HCO₃)₂}, etc.

PARTICIPACIÓN 4
ACTIVIDADES A REALIZAR 3
1.    Calcule los números de oxidación del elemento que se indica en cada uno de los siguientes compuestos o iones:
a)     Br en HBrO

a)     Br en HBrO
b)     N en HNO₂
c)     S en HSO₃^-
d)     S en SO₄^-2
e)     I en IO₂^-
f)     I en HIO₃
g)     S en H₂S
h)     Bi en BiO₃^-
i)      As en AsO₄^-3
j)     P en P₂O₇^-4
k)     B en H₂B₄O₇
l)      Cl en Mg(ClO)₂

2.    Dibuje el diagrama de la estructura iónica de los siguientes iones, indique la cantidad de protones y de neutrones que hay en el núcleo y acomode los electrones en los niveles principales de energía.

a) ¹H⁺              b) ⁹Be⁺²               c) ²⁴Mg⁺²                 d) ²³Na⁺          e) ²⁷Al⁺³
f) ¹⁹F^-               g) ¹⁶O^-2               h) ³²S^-2                      i) ¹⁴N^-3              j) ³¹P^-3

3.    El radio del átomo de O es de 66 pm, y el de O^-2 es de 140 pm. Explique este cambio de tamaño.

4.     Escriba el nombre correspondiente para las siguientes moléculas o iones poliatómicos.

a) HCl            b) H₂S         c) CCl₄          d) CS₂           e) N₂             f) C₂H₄

g) C₂H₂h) CN^-            i) SO₃^-2           j) PCl₃               k) F₂           l) CHCl₃

m) Cl₂O           n) H₂SO₃o) H₂CO₃              p) PO₄^-3            q) HNO₃
FIN CLASE 5
PARTICIPACIÓN 5
5.    * Escriba los nombres de los siguientes iones

a) HCO₃^-      b) Sn⁺⁴        c) Br^-      d) Hg⁺²       e) SO₃^-2       f) CN^-       g) ClO₄^-
h) FO₄^-         i) NO₂^-         j) PO₄^-3   k) O^-2          l) Fe⁺²       m) HSO₄^-   n) OH^-
5.    * Escriba los nombres de los siguientes iones

a) HCO₃^-      b) Sn⁺⁴        c) Br^-      d) Hg⁺²       e) SO₃^-2       f) CN^-       g) ClO₄^-
h) FO₄^-         i) NO₂^-         j) PO₄^-3   k) O^-2          l) Fe⁺²       m) HSO₄^-   n) OH^-

6.     Escriba la formula correcta de los compuestos que se que se forman cuando se combinan los siguientes iones.
a) Sodio (Na⁺) y cloruro (Cl^-)              b) mercurio II (Hg⁺²) y yoduro (I^-2)

c) Magnesio (Mg⁺²) y Nitruro (N^-3)      d) Hierro III (Fe⁺³) y cloruro (Cl^-)

e) Cadmio (Cd⁺²) y óxido (O^-2)           f) Calcio (Ca⁺²) y fosfuro (P⁺³)

g) Litio (Li⁺) e hidruro (H^-)                 h) Bario (Ba⁺²) y nitrato (NO₃^-2)

i) Aluminio (Al⁺³) y perclorato (ClO₄^-) j) Bario (Ba⁺²) y fosfato (PO₄^-3)
INICIO CLASE 6
REPASO DE NOMENCLATURA
7.     Escriba la formula correspondiente de los siguientes compuestos

a) Carbonato de plata        b) Fluoruro de potasio         c) Hexafluoruro de azufre

d) Óxido de Níquel (III)     e) Oxalato de aluminio        f) bicarbonato de magnesio

g) Sulfito de amonio         h) Tetracloruro de carbono   i) Fosfato de calcio

j) Perclorato de fosfaro      k) Peryodato de cobre (I)     l) hipoclorito de platino (IV)

a)     hipofluorito de níquel (II) n) hidróxido de platino (II)

8.     Escriba los nombres de los siguientes compuestos

a) Na₂SO₄           b) P₄O₁₀            c) Fe (NO₃)₃        d) NiO         e) NH₄Cl

f) Ag₂S               g) Ca (HCO₃)₂     h) Cu (ClO)₂     i) Ni (OH)₃     j) Fe (CN)₃

k) H₃P                l) H₂SO₃             m) H₃PO₄          n) HClO₃       o) H₂S

9.    Contesta lo siguiente

i) El elemento X tiene número atómico 114
a) ¿En que grupo se colocaría?
b) ¿Cuántos electrones de valencia tendría?
c) ¿Sería más metálico o menos metálico que sus predecesores del mismo grupo?
d) ¿A que elemento se asemejaría más en sus propiedades?
e) Suponga que forma el ión XO₃^-2. Escriba la estructura de Lewis y la fórmula estructural para este ión.

10. Explique el significado de: Enlace, enlace iónico, enlace covalente, enlaces polares, puentes de hidrógeno y electronegatividad.

11. Complete la tabla escribiendo la fórmula correcta y el nombre de los compuestos que se forman al combinarse los iones correspondientes (Observa el ejemplo).

Cloruro
Carbonato
Sulfito
Fosfato
Cianuro
Potasio

Bario

Aluminio

Al₂(CO₃)₃**
Carbonato de aluminio

Hierro (III)

Cobre (II)

  FIN CLASE 6
TAREA 6
10.- Calcular el Número de Oxidación de Cr en CrO3 y de N en H3NO4.
11.- Definir el tipo de enlace de; CO2, CaO y Br2.
12.- Escribir los nombres de los siguientes Compuestos Binarios,
        Con dos No Metales S2F5 y Cl7P4.
13.- Escribir los nombres de los siguientes Compuestos,
        Metales con Carga Iónica fija, CaLi y Cd3Al2.
14.- Escribir los nombres de los siguientes Compuestos,
        Metales con Carga Iónica Variable, Cu2O y Fe2Pb4.
15.- Dar 4 nombres de Compuestos Ternarios y Superiores,
        Con su formula y nomenclatura.
16.- Definir que son Ácidos y dar un ejemplo.
17.- Definir que son Hidróxidos o Bases, y dar un ejemplo.
18.- Definir, que son las Sales y sus características.

INICIO CLASE 7

CUESTIONARIO QUÍMICA I

1.- ¿Qué es la Química Orgánica e Inorgánica?

2.- Nombra, 10 Subáreas de la Química.

3.- La Materia es:

4.- Nombra sus características principales, de la Tabla Periódica.

5.- Cómo se divide las Separaciones Mezclas.

6.- Nombra sus partes, de un Átomo con sus Cargas.

7.- ¿Cuáles son, los Tipos de Enlace?

8.- Explicar Masa Atómica y que son los Isotopos.

9.- Hallar la configuración electrónica, del elemento 31 y 42.

10.- Calcular el Número de Oxidación de: O en CrO3 y de H en H3NO4.

11.- Definir el tipo de enlace de: CO, PbO y N2.

12.- Escribir los nombres, de los siguientes Compuestos Binarios,

Con dos No Metales S3F4 y Cl6P5.

13.- Escribir los nombres, de los siguientes Compuestos,

Metales con Carga Iónica fija, CaLi y Cd3Al2.

14.- Escribir los nombres, de los siguientes Compuestos,

Metales con Carga Iónica Variable, Cu2O y Fe2Pb4.

15.- Dar 8 nombres, de Compuestos Ternarios y Superiores,

Con su formula y Nomenclatura.

16.- Definir que son, las Sales y dar tres ejemplos.

17.- Definir que son, Hidróxidos o Bases, y dar tres ejemplos.

18.- Definir que son, los Ácidos y dar tres ejemplos.

FIN CLASE 7

INICIO EVALUACIÓN

EXAMEN QUÍMICA I

Name: Date:

1.- Define que es número de oxidación y dar un ejemplo.

2.- Hallar la configuración electrónica de los elementos 49 y 62 de la T.P.

3.- ¿Cuáles son los tipos de enlaces?

4.- Explicar Tamaño Atómico y Tamaño Iónico.

5.- Escribir que son Compuestos Binarios, con dos No Metales.

6.- ¿Cuáles son los tipos de mezcla?

7.- Dar 4 nombres de Compuestos Ternarios y Superiores, con su fórmula y nomenclatura.

8.- ¿Qué es un átomo, dibuja y nombra sus partes?

9.- Definir que son Ácidos, Hidróxidos y Bases, dar un ejemplo de cada uno.

10.- ¿Cómo se divide las sustancias?

11.- ¿Qué es la química?

12.- ¿Cuáles son las subáreas de la química?

13.- La energía se clasifica en:

14.- La tabla periódica se divide en:

15.- Calcular el Número de Oxidación de O, para: H I O, Co(OH)₂ , Br₂O_{7 .}

16.- Definir el tipo de enlace de; BCl₃, BeCl₂, NH₃ .

FIN

QUÍMICA II

Objetivo:

La materia de Química aborda algunas de las las bases científicas, en las que se apoyan gran parte de las ciencias, como la Biología, la Medicina, la Ingeniería, la Geología, la Astronomía, la Farmacia o la Ciencia de los Materiales, por citar algunos. Está basada en el conocimiento científico, para identificar preguntas y obtener conclusiones a partir de pruebas. Para poder entender global-mente, algunos de los contenidos de la materia, es recomendable relacionar lo aprendido, en otras materias de la modalidad, como Matemáticas, Física o Biología.

Primero, realiza portada en libreta o en carpeta, de la materia correspondiente. (Portada libre, anotando porcentajes de evaluación)

Inicio Clase 1

UNIDAD 1 "CANTIDADES QUÍMICAS"

Peso Fórmula

Introducción Peso Fórmula

Peso Fórmula = Peso Molecular

PARTICIPACIÓN 1

Ejemplo: De acuerdo a la tabla periódica de los elementos, calcula el peso fórmula de los siguientes compuestos:

a) Carbonato de calcio CaCO_{3 y}b) Sulfato de amonio (NH₄)₂SO_4.

Nota: Se acostumbra redondear los valores tomados de la tabla periódica.

Solución:

a) Hay 1 átomo de Ca, 1 átomo de C y 3 átomos de O. Multiplica el número de átomos representados por sus masas atómicas correspondientes y suma los productos.

1 х masa atómica del Ca = 1 х 40 = 40 uma

1 х masa atómica del C = 1 х 12 = 12 uma

3 х masa atómica del O = 3 х 16 = 48 uma

peso fórmula = 100 uma

b) Hay 2 х 1 = 2 átomos de N, 2 х 4 = 8 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.

2 х masa atómica del N = 2 х 14 = 28 uma

8 х masa atómica del H = 8 х 1 = 8 uma

1 х masa atómica del S = 1 х 32 = 32 uma

4 х masa atómica del O = 4 х 16 = 64 uma

peso fórmula = 132 uma

TAREA 1

Fin Clase 1

Inicio Clase 2

Conversión: Mol-Gramo

Conversión Mol-Gramo

Ejemplo Mol-Gramo

Número de gramos = Peso fórmula × Número de moles

Ejemplo: Hallar el número de gramos equivalente a: a) 1 mol de CO₂,

b) 4 moles de N₂, c) 0.6 moles de Na₂SO₄.

Solución:

a) El peso fórmula del CO₂ es 1 C 1 × 12 = 12 uma

2 O 2 × 16 = 32 uma

peso fórmula = 44 uma

Por lo que 1 mol de CO₂ pesa 44 gramos.

b) El peso fórmula del N₂ es

2N 2 × 14 = 28 uma

Entonces 1 mol de N₂ pesa 28 gramos y 4 moles pesa 4(28) = 112 gramos.

c) El peso fórmula del Na₂SO₄ es

2 Na 2 × 23 = 46 uma

1 S 1 × 32 = 32 uma

4 O 4 × 16 = 64 uma

peso fórmula = 142 uma

Entonces 1 mol de Na₂ SO₄ pesa 142 gramos,

por lo tanto .6 moles pesan (142)(.6) = 82.5 gramos.

ACTIVIDAD 2

TAREA 2:

2. Calcule el equivalente en gramos de:

a) 1 mol de Agua b) 1.5 moles de glucosa c) 0.45 moles de Ca CO₃

d) 10.5 moles de CO₂ e) 5.4 moles de H₃ PO₃f) .05 moles de glucosa

g) 1.9 moles de sal (NaCl) h) 1.45 moles de Mg (NO₃)₂

i) 0.75 moles de Butano (C₄H₁₀) j) 15 moles de Pt (SO₄)₂ (en Kg)

PARTICIPACIÓN 2:

1. Calcule el peso fórmula de los siguientes compuestos

a) Na NO₃ b) O₃ c) Al₂ (SO₄)₃ d) (NH₄)₂ CO₃ e) Fe₂ O₃

f) Ca CO₃ g) C₆H₁₂O₆ (Glucosa) h) NH₃ (Amoniaco) i) H₃ PO₄

Fin Clase 2

Inicio Clase 3

Conversión, Gramo-Mol

Conversión Gramo-M

Ejemplo: Conversión Gramo-Mol

Número de moles = Número de gramos

Peso fórmula

Ejemplo: Hallar el número de moles equivalente a;

a) 200 gramos de H₂O, b) 45 gramos de H₃PO₄, c) 1 kilogramo de C₆H₁₂O₆.

Soluciónes:

a) El peso fórmula del H₂O es 2 H 2 × 1 = 2

1 O 1 × 16 = 32

Peso fórmula del H₂O = 18 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = 200 gramos /18 = 11.11 moles de H₂O.

b) El peso fórmula del H₃PO₄ es 3 H 3 × 1 = 3

1 P 1 × 31 = 31

4 O 4 × 16 = 64

Peso fórmula del H₃PO₄= 98 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = (45 gramos) ÷ (98 gramos/mol) = 0.4592 moles de H₃PO₄.

c) El peso fórmula del C₆H₁₂O₆ es: 6 C 6 × 12 = 72

12 H 12 × 1 = 12

6 O 6 × 16 = 96

Peso fórmula = 180 gramos/mol

Por lo que: Número de moles = 1000 gramos /180 = 5.55 moles de C₆H₁₂O₆.

PARTICIPACIÓN 3

Calcule el número de moles en:

a) 180 gramos de glucosa b) 1 kg de agua c) 300 gramos de plata

d) 196 gramos de H₃PO₄ e) 100 gramos de Pb O₂ f) 4.4 gramos de CO₂

g) 2.5 kg de O₃ h) 150 mg de CH₃OH i) 120 gramos de Ca (HCO₃)₂

TAREA 3

Investigar los siguientes temas y con ejemplos resueltos (2):

CANTIDADES QUÍMICAS

PESO FORMULA

RAZONES MOLARES

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

CÁLCULOS MOL A MOL

CÁLCULOS GRAMO-GRAMO

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

RELACIONES MASA-VOLUMEN Y VOLUMEN-VOLUMEN

REACTIVO LIMITANTE

ESTEQUIOMETRIA

Fin Clase 3

Inicio Clase 4

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Con frecuencia se emplean porcentajes para expresar la proporción en peso de los elementos presentes en un compuesto en particular. El porcentaje en peso equivale al número de gramos del elemento presente en 100 gramos del compuesto.

Una lista de los porcentajes de cada elemento de un compuesto, se le conoce como la composición porcentual de ese compuesto.

Cuando se conoce la fórmula química de un compuesto, la determinación de la composición porcentual de un compuesto se puede dividir en dos pasos.

1. Determina la masa de 1 mol de la sustancia (ver el ejercicio 2.1, 2.2).

2. Divide la masa de cada elemento de la fórmula entre la masa molar y multiplica cada fracción decimal obtenida por 100%.

En resumen:

Porcentaje del elemento = Masa total de un elemento de un compuesto × 100 %

Masa molar del compuesto

VIDEO: COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Fe₂O_3.

Solución:

La masa de 1 mol de Fe₂O₃ es; 2 x Fe = 2 × 56 = 112 uma

3 x O = 3 × 16 = 48 uma

1 mol de Fe₂O₃ = 160 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Fe: 112 × 100% = 70%

160

O: 48. × 100% = 30%

160

La suma de los porcentajes es 100%.

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Ca (NO₃)₂.

Solución:

La masa de 1 mol de Ca (NO₃)₂ es; 1 Ca 1 × 20 = 20

2 N 2 × 14 = 28

6 O 6 × 16 = 96

1 mol de Ca (NO₃)₂ = 144 gramos

Los porcentajes de cada elemento son:

Ca: 20. × 100% = 13.89%

144

N: 28. × 100% = 19.44%

144

O: 96. × 100% = 66.67%

144

La suma de los porcentajes es 100%.

PARTICIPACIÓN 4

Calcule los porcentajes de composición de cada elemento en cada compuesto:

a) Metano (CH₄) b) Amoniaco (NH₃) c) Alcohol etílico (C₂H₅OH)

d) Fe₂O₃ e) Ca CO₃ f) Agua g) Glucosa h) CH₃OH

i) Ca (HCO₃)₂j) (NH₄)₂ CO₃

TAREA 4

Investigar lo siguiente, definir cada tema:
(describir 3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran o estructura química, con imágenes)

-ALQUENOS

-ALQUINOS

-RADICALES ALQUILO

-COMPUESTOS ARBORESCENTES

-ALCOHOLES R—OH

-ÉTERES R—O—R

-ALDEHÍDOS R—CH= O

-CETONAS

-ÁCIDOS ORGÁNICOS R–COOH

-COMPUESTOS AROMÁTICOS.

-CARBOHIDRATOS

Fin Clase 4

Inicio Clase 5

EJEMPLO, PARA RESOLVER, EJERCICIOS 5, 6 y 7.

Ejemplo: Gramos en un Compuesto

EJEMPLOS, PARA RESOLVER EJERCICIOS, DEL 5 AL 8, DE LA ACTIVIDAD 1

PARTICIPACIÓN 5

5. ¿Cuántos gramos de de azufre hay en 1 kg de H₂SO₄?

6. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 5.4 kg de Na NO₃?

7. ¿Cuántos kg de plata hay en 18 kg de Ag₃ PO₄?

TAREA 5

A) EJEMPLO B

B) EJEMPLO C

C) EJEMPLO D

8. Calcule el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, etc.) que hay en:

a) 1 gr de O₂ b) 120 gr de H₂SO₃ c) 1.5 kg de agua

d) 15 mg de glucosa

Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.

Fin Clase 5

Inicio Clase 6

CÁLCULOS CON EL NÚMERO DE AVOGADRO

Se utiliza el número de Avogadro para determinar cuántas unidades fórmula hay en cierta cantidad de una sustancia de fórmula química conocida.

Ejemplo: ¿Cuántas moléculas hay en 1 gramo de a) H₂O,

b) Ca CO₃?

Solución:

a) El peso fórmula del H₂O es: 2 X H 2 × 1 = 2

1 X O 1 × 16 = 16

Peso fórmula = 18gr/mol

Por lo que 1 mol de H₂O pesará 18 gramos, y 1 gramo de H₂O equivale a (1gramo)/(18gramo/mol) = .0555 moles.

Como en 1 mol de cualquier sustancia hay 6.022 × 10²³ unidades fórmula, entonces:

1 gramo de H₂O = (.0555moles)(6.022 × 10²³moléculas/mol) =

3.34 × 10²² moléculas.

b) El peso fórmula del CaCO₃ es:1 X Ca 1 × 20 = 20

1 X C 1 × 12 = 12

3 X O 3 × 16 = 46

Peso fórmula = 78 gramos/mol

Por lo que 1 mol de CaO₃ pesará 78 gramos y 1 gramo de CaO₃ equivale a (1gramo)/(78gramo/mol) = .0128 moles.

Entonces; 1 gramo de CaO₃ = .0128 moles =

(.0128 moles)(6.022 × 10²³moléc./mol) = 7.708 × 10²¹ moléc.

PARTICIPACIÓN 6

8. Calcule el número de unidades fórmula, en moléculas, que hay en:

a) 1 gr de O₂ b) 120 gr de H₂SO₃

c) 1.5 kg de, H₂O agua d) 15 mg de, C₆H₁₂O₆ (Glucosa)

TAREA 6

Nosotros, solo usaremos moléculas, ok.
9. Para cada inciso, calcule el número de 15 gramos y 150 gramos, que hay en:

a) 6.02 x 10²³ moléculas de agua b) 1.204 x 10²³ moléculas de Pt5

c) 9.03 x 10²⁴ moléculas de C3O₂ d) 3.01 x 10²² moléculas de NO₃

e) 6.02 X 10²⁵ moléculas de MgSO₄

Fin Clase 6

Inicio Clase 7

PARTICIPACIÓN 7

Investigar lo siguiente, definir cada tema:
(Describir 3 ejemplos de cada tema, donde se encuentran y con imágenes)

QUE SON LAS SOLUCIONES

TIPOS DE SOLUCIONES

TERMINOLOGÍA DE LAS SOLUCIONES

FACTORES QUE ALTERAN LA SOLUBILIDAD

CONCENTRACIÓN DE LA SOLUCIONES

COMPUESTOS DE CARBONO

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA INORGÁNICA Y ORGÁNICA

TETRAVALENCIA DEL CARBONO

ESQUELETOS Y SU CLASIFICACIÓN
(bases de la estructura o arquitectura de los compuestos orgánicos)

HIDROCARBUROS ACÍCLICOS

HIDROCARBUROS SATURADOS (ALCANOS)

ALCANOS NORMALES E ISÓMEROS

PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS

HIDROCARBUROS NO SATURADOS

TAREA 7

Resolver los ejercicios:

1.- Cual es el peso formula de Carbonato de Calcio (CaCO₃)

A) 50uma

B) 100uma

C) 75uma

D) 200uma

2.- Calcular la masa de 1 mol de Fe₂O₃

A) 160 gramos

B) 175 gramos

C) 120 gramos

D) 200 gramos

3.- Hallar el número de gramos equivalente a 0.6 moles de Na₂SO₄

A) 55.5 gramos

B) 100.6 gramos

C) 75.5 gramos

D) 85.2 gramos

4.- Determinar la composición porcentual de Fe₂O₃

A) 50% y 20%

B) 10% y 20%

C) 70% y 30%

D) 20% y 30%

5.- El peso formula del CO₂ es

A) 11 gramos

B) 33 gramos

C) 44 gramos

D) 22gramos

6.- Cuantas moléculas hay en 3 gramo de H₂O

A) 3.34X10²² moléculas

B) 2.34X10²² moléculas

C) 1.00X10²³ moléculas

D) 4.34X10²² moléculas

7.- Tipos de leyes de proporciones

A) Proporciones Mediana y Altas

B) Proporciones Múltiples y Definidas

C) Proporciones Variadas y Simples

D) Proporciones Bajas y Total

8.- Un compuesto está formado por 25% de calcio, 15% de carbono y 60% de Oxigeno, hallar su fórmula empírica

A) CaCO₁

B) CaCO₂

C) CaCO₃

D) CaCO

Formula 3H2O + 6C2H5OH

9.- Cuantos moles de H₂O se obtendrán al quemar 5.2 moles de alcohol etílico, C₂H₅OH

A) 15.6 moles

B) 15.5 moles

C) 15.4 moles

D) 15.3 moles

10.- En que se aplica los cálculos gramo-gramo

A) En cálculos estequiométricos

B) En cálculos algebraicos

C) En cálculos integrales

D) En cálculos diferenciales

11.- Que describe la hipótesis de Avogadro

A) Mismas condiciones de Densidad y Volumen, Masas

B) Mismas condiciones de Presión y Temperatura, Volúmenes iguales de cualquier Gas

C) Mismas condiciones de Químicos en Balanceos

D) Mismas condiciones de Porcentajes y UMA

12.- Que es porcentaje de rendimiento

A) Es la razón entre el rendimiento óptimo y el rendimiento básico

B) Es la razón entre el rendimiento calculado y el rendimiento próximo

C) Es la razón entre el rendimiento exacto y el rendimiento promedio

D) Es la razón entre el rendimiento real y el rendimiento teórico

13.- De la solubilidad real de un soluto depende de tres factores

A) Temperatura, Presión, Soluto y Disolvente

B) Temperatura, Calor, Líquido

C) Solución, Mezcla, Fluidez

D) Liquido, Movimiento y Reacción

14.- Cual es la Formula de Porcentaje Referido a la Masa

A) PRM = (masa solución/masa soluto) X 100

B) PRM = (masa química/masa compuesto porcentual) X 100

C) PRM = (masa liquido/masa objeto) X 100

D) PRM = (masa soluto/masa solución) X 100

15.- Algunos tipos de Compuestos de Carbono son:

A) Metales, Líquidos, Gases

B) Plasma, Aire, Fuego

C) Bioquímica, Quimioterapia, Fisicoquímica

D) Tetra valencia del Carbono, Hidrocarburos Cíclicos, Saturados y no Saturados, Hidróxido

PARA EJERCICIO 8

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Esta ley fue formulada en 1803 por el inglés John Dalton, la cual menciona lo siguiente: “Si los mismos elementos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente, pero definida, y de números enteros pequeños, en masa y en átomos para cada compuesto”.

Ejemplo: Verificar la ley de las proporciones múltiples en los compuestos CO₂ y CO.

Solución: El azufre y el oxígeno se pueden combinar en dos diferentes proporciones para formar dos diferentes compuestos. Las proporciones son:

CO CO₂

1 C 1 × 12 = 12 1 C 1 × 12 = 12

1 O 1 × 16 = 16 2 O 2 × 16 = 32

Las proporciones del carbono en los dos compuestos es: 12:12 ‘o 1:1

Las proporciones del oxígeno en los dos compuestos es: 16:32 ó 1:2

Los cuales son números enteros pequeños.

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y FÓRMULAS MOLECULARES

Las fórmulas empíricas y las fórmulas moleculares son dos tipos claramente distintos de fórmulas químicas, que se emplean con propósitos diferentes. Compara el acetileno gaseoso (C₂H₂), que se utiliza en aplicaciones de soldadura sencilla, y el benceno (C₆H₆), que es un líquido que se usa como disolvente. Su proporción molecular en cada uno de ellos es:

ACETILENO (C₂H₂) BENCENO (C₆H₆)

2 C 2 × 12 = 24 6 C 6 × 12 = 72

2 H 2 × 1 = 2 6 H 6 × 1 = 6

Peso fórmula = 26 Peso fórmula = 78

Los porcentajes de cada elemento son:

C: 24 × 100 = 92.3% C: 72 × 100 = 92.3%

26 78

H: 2 × 100 = 7.69% H: 6 × 100 = 7.69%

26 78

Los cálculos demuestran que ambos compuestos tienen los mismos porcentajes de carbono e hidrógeno.

La fórmula molecular de un compuesto proporciona el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Las fórmulas moleculares del acetileno y el benceno son C₂H₂ y C₆H₆ respectivamente.

La fórmula empírica, también conocida como fórmula más simple, proporciona la relación más sencilla de números enteros de los átomos de cada elemento presentes en un compuesto. Para el acetileno, C₂H₂, la relación más sencilla entre los átomos de C y los H, es de 1:1.

De manera que la fórmula empírica del acetileno es CH. La relación más sencilla entre los átomos de C y los de H en el benceno, C₆H₆, es también de 1:1y la fórmula empírica también es CH. Ambos compuestos tienen la misma fórmula empírica.

En resumen, el acetileno y el benceno tienen fórmulas moleculares distintas, C₂H₂ y C₆H₆, pero presentan la misma fórmula empírica, CH, y contienen los mismos porcentajes de C y H.

Ejemplo: Determina la fórmula empírica de los siguientes compuestos: a) Glucosa, C₆H₁₂O₆,

b) Óxido férrico, Fe₂O₃, c) Etilenglicol, C₂H₆O_2.

Solución:

a) Divide los subíndices entre 6 para obtener CH₂O.

b) La fórmula empírica es también H₂O.

c) Divide los subíndices entre 2 para obtener CH₃O.

COMO DETERMINAR FÓRMULAS EMPÍRICAS

La fórmula empírica de un compuesto se puede establecer a partir de datos experimentales. Esto es posible, si se conoce el número de gramos de cada elemento que se combinan para dar un compuesto en particular, o el porcentaje de cada elemento en el compuesto (composición porcentual).

Si se puede establecer el número de moles que hay de cada elemento, también se puede determinar las relaciones más sencillas de números enteros entre los átomos presentes (fórmula empírica).

Los ejemplos siguientes ilustran los pasos a seguir para obtener la fórmula empírica.

Ejemplo: Un compuesto está formado por 25% de Neón, 15% de carbono y 60% de oxígeno, hallar su fórmula empírica.

Solución: Cuando las cantidades se dan en porcentajes, conviene suponer que se tiene una muestra de 100 gramos del compuesto, de la cual, 25 gramos son de calcio, 15 gramos son de carbono y 60 gramos son de oxígeno.

Se utilizan las masas molares para convertir a moles:

Ne C O

25/20 = 1.25 15/12 = 1.25 60/16 = 3.75

Se divide entre la más pequeña de las cantidades:

Ne C O

1.25/1.25 = 1 1.25/1.25 = 1 3.75/1.25 = 3

Como los resultados son enteros, entonces la fórmula empírica es: Ne CO₃

PARA EJERCICIO 9

12) PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

El cálculo de las cantidades de los diferentes productos que acabamos de obtener se llama rendimiento teórico. El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtiene cuando se supone que todo el reactivo limitante forma productos, sin que sobre nada de reactivo y sin que alguno de los productos se pierda durante su aislamiento y purificación. Sin embargo, rara vez, en la vida real, el rendimiento teórico es igual al rendimiento real. Ocurren diversos fenómenos que disminuyen el rendimiento, como la formación de productos secundarios, una parte del producto se pierde durante el aislamiento o purificación, así como las pérdidas en su transferencia.

Se llama porcentaje de rendimiento a la razón entre el rendimiento real y el rendimiento teórico.

Porcentaje de rendimiento = Rendimiento Real × 100%

Rendimiento Teórico

Ejemplo: Si del ejemplo 3.7, solo se obtuvo 2.43 gramos de H₂, hallar el porcentaje de rendimiento.

Solución: Porcentaje de rendimiento = 2.43 × 100% = 66.17%

3.672

14) COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Una lista de los porcentajes de cada elemento de un compuesto, se le conoce como la composición porcentual de ese compuesto.

Cuando se conoce la fórmula química de un compuesto, la determinación de la composición porcentual de un compuesto se puede dividir en dos pasos.

1. Determina la masa de 1 mol de la sustancia (ver el ejercicio 2.1, 2.2).

2. Divide la masa de cada elemento de la fórmula entre la masa molar y multiplica cada fracción decimal obtenida por 100%.

En resumen:

Porcentaje del elemento = Masa total de un elemento de un compuesto × 100%

Masa molar del compuesto

Porcentaje del elemento = Masa Química × 100%

Masa Compuesto Porcentual

Ejemplo: Determina la composición porcentual del Fe₂O₃

Solución: La masa de 1 mol de Fe₂O₃ es 2 Fe 2 × 56 = 112 uma

3 O 3 × 16 = 48 uma

1 mol de Fe₂O₃ = 160 gramos

Fin Clase 7

Inicio Clase 8

EVALUACIÓN

Fin Clase 8, 26/Febrero/21

NOMBRE	SIGNIFICADO
Magnesio (Mg)	De Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia).
Vanadio (V)	Vanadis, diosa escandinava.
Cobre (Cu)	Cuprum, de la isla de Chipre.
Galio (Ga):	De Gallia, Francia.
Germanio(Ge)	De Germania, Alemania.
Selenio (Se):	De Selene, la Luna.
Estroncio (Sr):	Strontian, ciudad de Escocia.
Berilio (Be)	De beriio, esmeralda de color verde.
Hidrógeno (H)	Engendrador de agua.
Nitrógeno (N)	Engendrador de nitratos (nitrum)
Oxígeno (O):	Formador de ácidos (oxys)
Cloro (Cl)	Del griego chloros (amarilio verdoso).
Argón (Ar)	Argos, inactivo. (Ya sabes, los gases nobles son poco reactivos).
Bromo (Br):	Del griego bromos, hedor, peste.
Zinc (Zn):	Del aleman zink, que significa origen oscuro.
Yodo (I):	Del griego iodes, violeta.
Oro (Au):	De *aurum*, aurora respiandeciente.
Bario (Ba):	Del griego *barys*, pesado.
Helio (He):	De la atmostera del sol (*helios*, se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la tierra).
Litio (Li):	De *lithos*, roca.
Boro (B):	Del arabe *buraq*.
Carbono (C):	Carbón.
Fluor (F):	De *fluere* (fluir)..
Neón (Ne).	Nuevo (del griego *neos*).
Aluminio (Al):	Del latín *alumen* (alumbre).
Silicio (Si)	*Silex*, sílice.
Fósforo (P)	*phosphoros*, portador de luz (el fosforo emite luz en la obscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Azufre (S)	Del latín *sulphurium*.
Potasio (K)	*Kalium; el nombre, del inglés pot ashes* (cenizas). (Las cenizas de algunas plantas son ricas en potasio).
Calcio (Ca)	De calx, caliza. (La caliza está formada por Ca₂CO₃).
Hierro (Fe):	De *ferrum*.
Cobalto (Co):	Proviene de *cobalos*, mina.
Plata (Ag):	Del latín *argentum*.

251-300		201-250		151-200		101-150		51-100		Desconocido

2001-2500		1501-2000		1001-1500		501-1000		1-500		Desconocido

C y Ge	Cd y Sn	Ag y Cu	Hg y Pt	In y Ga
Os y Ba	Gd y Dy	Zn y Hg	Br y Ca	N y P

C y Ge	Cd y Sn	Ag y Cu	Hg y Pt	In y Ga
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Curso Admisión - Química

OBJETIVO: Desarrollar los conceptos fundamentales de la Química, para identificar y comprender la variedad de compuestos inorgánicos que permita entender el medio que nos rodea y su relación con otras ciencias.

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*NOMBRE DEL COMPUESTO*	*COMPOSICIÓN DEL COMPUESTO*	*COMPARACIÓN DE PROPIEDADES*
*AGUA*	Hidrógeno y Oxígeno	El hidrógeno y el oxígeno son gases, pero el agua es líquida a temperatura ambiente.
*AZÚCAR*	Carbono, Hidrógeno y Oxígeno	El carbono puede ser un sólido negro, pero el hidrógeno y el oxígeno son gases incoloros. El compuesto azúcar es un sólido blanco de sabor dulce.
*SAL DE MESA*	Sodio y Cloro	El sodio e un metal sólido, plateado y reactivo; el cloro es un gas venenoso de color verde pálido. La sal es blanca, cristalina y sólida.
*AMONIACO*	Nitrógeno e hidrógeno	Los elementos son inodoros, pero el amoniaco tiene un olor fuerte.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Partícula	Símbolo	Masa (UMA)*	Carga	Localización en el átomo
Protón	P⁺	1	+1	Núcleo
Neutrón	n	1	0	Núcleo
Electrón	e^-	1 / 1837	-1	Fuera del núcleo

Símbolo	Nombre	Etimología	nº de neutrones	Descubierto	Masa atómica	Número atómico
H o H-1	protio	primero	0	1766	1	1
D o H-2	deuterio	segundo	1	1932	2	1
T o H-3	tritio	tercero	2	1934	3	1

Propiedades físicas y químicas de los metales
a) Brillo	b) La mayoría son duros (algunos son suaves.
c) Son buenos conductores de calor y electricidad	d) No es fácil combinarlos
e) Son dúctiles y maleables	f) No se combinan entre sí
g) Tienen densidades altas	h) Tienen altos puntos de fusión

Propiedades físicas y químicas de los no metales
a) Son opacos	b) Son blandos
c) Son malos conductores de calor y electricidad	d) Se combinan con los metales
e) No son dúctiles ni maleables	f) Se pueden combinar entre sí
g) Tienen bajas densidades

Grupo 1A (excepto el hidrógeno)	También se llaman metales alcalinos.
Grupo 2A	También se llaman metales *alcalinotérreos*.
Grupo VIA	También se llaman *calcógenos.*
Grupo VIIA	También se llaman *halógenos*.
Grupo VIIIA	También se llaman *gases nobles.*

Grupo 1A	También se llaman metales alcalinos.
Grupo 2A	*También se llaman metales alcalinotérreos.*
Grupo VIA	También se llaman calcógenos.
Grupo VIIA	*También se llaman halógenos.*
Grupo VIIIA	También se llaman gases nobles.

1. Al	2. Na	3. Cl	4. Rb	5. Cr	6. O	7. S	8. Ca	9. P	10. V
11. Sb	12. W	13. Zn	14. Al	15. Ga	16. Hg	17. Br	18. Ba	19. In	20. Nb

	En un compuesto la suma de todos los números de oxidación debe ser cero.
	En un ión poliatómico, la suma de todos los números de oxidación debe ser igual a la carga del ión.
	El número de oxidación de un elemento en estado libre es cero.
	En un ión monoatómico el número de oxidación es igual a la carga del ión.
	Los metales tienen números de oxidación positivos cuando se combinan con los no metales, los cuales tienen números de oxidación negativos.
	En un compuesto formado por dos no metales, se asigna un número de oxidación negativo para el átomo más electronegativo. Se asigna un número de oxidación positivo para el átomo menos electronegativo.
	En la mayor parte de los compuestos, el hidrógeno tiene un número de oxidación igual a +1, mientras que el oxígeno tiene un número de oxidación igual a -2.

a) Br en HBrO	b) N en HNO₂	c) S en HSO₃^-	d) S en SO₄^-2
e) I en IO₂^-	f) I en HIO₃	g) S en H₂S	h) Bi en BiO₃^-
i) As en AsO₄^-3	j) P en P₂O₇^-4	k) B en H₂B₄O₇	l) Cl en Mg(ClO)₂

	Las Estructuras de Puntos de Lewis

H₂	H:H	or	H-H
O₂		or

	Cloruro	Carbonato	Sulfito	Fosfato	Cianuro
Potasio
Bario
Aluminio		Al₂(CO₃)₃ Carbonato de aluminio
Hierro (III)
Cobre (II)

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