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QUÍMICA I

EVALUACIÓN

Para la evaluación de esta materia:

30% Tareas
30% Examen
25% Participaciones en clase
15% Cuestionario

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, 26/AGOSTO/21

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.
PARTICIPACIÓN 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.

TAREA 1
Las preguntas 5 y 6 van juntas.
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, 26/AGOSTO/21

INICIO CLASE 2, 2/SEPTIEMBRE/21

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.
PARTICIPACIÓN 2
Hallar la configuración electrónica de los siguientes átomos:
Pb:
F:
Ru:
I:
Xe:
Y:
Br:
S:
Ca:
Ga:

TAREA 2

1. *Hallar la configuración electrónica de los siguientes elementos:
a) Rb b) Ta c) V d) N e) Cu
f) Ge g) Ce h) Hg i) Os j) Po
k) Li l) Ne m) Sc n) Cl ñ) Al

FIN CLASE 2, 2/SEPTIEMBRE/21

INICIO CLASE 3, 9/SEPTIEMBRE/21

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

IIa

IIIb

IVb

VIb

VIIb

VIII

IIb

IIIa

IVa

VIa

VIIa

1
H

2
He

128

3
Li

152

4
Be

112

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

11
Na

191

12
Mg

160

13
Al

143

14
Si

118

15
P

110

16
S

104

17
Cl

18
Ar

174

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

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

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

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

152

Li 60

231

133

186

244

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: (IM)

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

IIa

IIIb

IVb

VIb

VIIb

VIII

IIb

IIIa

IVa

VIa

VIIa

1
H

1310

2
He

2370

3
Li

519

4
Be

899

5
B

799

6
C

1090

7
N

1400

8
O

1310

9
F

1680

10
Ne

2080

11
Na

494

12
Mg

736

13
Al

577

14
Si

786

15
P

1011

16
S

1000

17
Cl

1255

18
Ar

1520

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

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

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

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

Participación 3

3. ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes elementos?

a) Cl b) Ar c) Fe d) Co e) O

f) Ti g) Sr h) Tm i) Rb j) Cr

4. Analizando las configuraciones atómicas:

a) ¿Qué 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?

5. Por equipos de 3 a 5 personas investigar y exponer los siguientes temas

(1 tema por equipo):

a) El desarrollo experimental de J. J. Thomson sobre los rayos catódicos.

b) El experimento de Millikan de la gota de aceite para la cuantificación de la masa y la carga del electrón.

c) El experimento de Rutherford* de el bombardeo de una laminilla de oro, para demostrar que el átomo tenía un núcleo.

d) El descubrimiento de la radiactividad y los rayos X.

6. *Explica el significado de: Isótopo, número atómico, masa atómica, UMA, estado basal, configuración electrónica, electrones de valencia, orbital.

7. ¿Cuál es el grupo de elementos de la tabla periódica que presenta el tamaño atómico mayor? ¿Y el menor?

8. ¿Cuál es la tendencia en el tamaño atómico de los átomos de izquierda a derecha en el periodo 2?

9. Compara el tamaño de un átomo de Ca y un ión de Ca⁺².

10. Compara el tamaño de un átomo de S y un ión de S^-2.

11. ¿Qué significa “primera energía de ionización”?

Tarea 3

12. 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

13.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

14.Suponga que descubrió el elemento 120. ¿A que grupo pertenecerá? Escribe al menos 5 propiedades físicas o químicas de este elemento.

15.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.

16.Investiga que es la electronegatividad.

17.Investiga otras propiedades periódicas de los elementos y su variación.

18.*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

19.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

20.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

21.¿Que es la radiactividad?

DE TAREA TAMBIEN, LEER TODO PARA PROXIMA CLASE

FIN CLASE 3, 9/SEPTIEMBRE/21

INICIO CLASE 4, 23/SEPTIEMBRE/21

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 (# Valencia) 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

N -5 = 0

Entonces Num. De ox. De N = +5

b) Cr en Cr₂O₇^-2

2 X Cr + [(7 X O) + 2 ] = 0

2 X Cr + [ ( 7 X -2) + 2 ] = 0

2 X Cr + [ (-14 +2 )] = 0

2 X Cr – 12 = 0

2 X Cr = + 12

Cr = 12/2 = 6 Cr = 6

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:

Sodium&Chlorine-transfer sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

resultando en

SodiumChlorineIons 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		or

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

Período

H
2.1

Li
1.0

Be
1.5

B
2.0

C
2.5

N
3.0

O
3.5

F
4.0

Na
0.9

Mg
1.2

Al
1.5

Si
1.8

P
2.1

S
2.5

Cl
3.0

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

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

Cs
0.7

Ba
0.9

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

Fr
0.7

Ra
0.9

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.

Participación 4

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.

Tarea 4

FIN CLASE 4, 23/SEPTIEMBRE/21

INICIO CLASE 5, 30/SEPTIEMBRE/21

REPASO

Parte A

1.- ¿Que es la Química?

2.- ¿Cuáles son las Subáreas de la Química?

3.- La Energía clasifica en:

4.- La Tabla Periódica se divide en:

FIN CLASE 5, 30/SEPTIEMBRE/21

INICIO CLASE 6, 7/OCTUBRE/21

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.

FIN CLASE 6, 7/OCTUBRE/21

INICIO CLASE 7, 14/OCTUBRE/21

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 7

1. 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

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 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)

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

TAREA 7

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 7, 14/OCTUBRE/21

INICIO CLASE 8, 21/OCTUBRE/21

Las sales, sus propiedades, cómo se clasifican, cuáles son sus características y algunos ejemplos.

¿Qué son las sales?

Se denomina sales a compuestos químicos fruto de un enlace iónico entre partículas químicas con carga positiva (cationes) y otras con carga negativa (aniones). Son el resultado típico de la reacción química entre un ácido y una base, también conocida como neutralización.

Existen distintos tipos de sales, diferenciados en su composición química y en su utilidad para las industrias humanas, así como en su nomenclatura. La más conocida de todas quizás sea el cloruro de sodio (NaCl), que es la sal común o sal de mesa, empleada en la cocina.

Propiedades de las sales

Las propiedades de las sales pueden ser muy variadas, dependiendo de su composición.

En líneas generales, se trata de compuestos cristalinos, con estructura iónica.

Su estructura les confiere altos puntos de fusión y propiedades dieléctricas en estado sólido.

Sin embargo son solubles en agua.

Suelen tener colores diferentes (desde el blanco de la sal común al rojo, negro, azul y malva, dependiendo de sus componentes). Sus sabores oscilan entre el salado, dulce, agrio y amargo. Despiden poco olor o ninguno.

Clasificación de las sales por composición

Las clases se pueden clasificar según la proporción de iones que las componen, o de ácidos y bases:

Sales básicas o hidroxisales. Compuestas por dos aniones y un catión.
Sales ácidas o sódicas. Se componen de dos cationes y un anión.
Sales neutras. Producto de la neutralización total de un ácido y una base, carecen de iones H+ y OH- debido a su carácter neutro.
Sales mixtas. Compuestas por dos cationes o dos aniones distintos, que presentan iones diferentes a H+ y OH-.
Sales hidratadas. Sales en cuya composición cristalina aparecen moléculas de agua.

Clasificación de las sales por elementos

Otra forma de clasificar las sales atiende al número de elementos presentes en su fórmula, del siguiente modo:

Sales binarias. Presentan dos elementos: un metal y un no metal. Ejemplo: NaCl.
Sales ternarias. Presentan tres elementos: un metal, un no metal y oxígeno. Ejemplo: PbSeO3.
Sales cuaternarias. Presentan cuatro elementos diferentes, entre metales y no metales. Ejemplo: NaHCO3.

¿Cómo se forman las sales?

ácido - base - sales — Los átomos de hidrógeno del ácido son sustituidos por átomos metálicos de la base.

Las sales se forman cuando, en un ácido, los átomos de hidrógeno son sustituidos por átomos metálicos u otros reactivos iónicos provenientes de una base o álcalis. Esto generalmente ocurre en el proceso conocido como neutralización.

Su fórmula que es:

ácido + base = sal + agua

Allí la base proporciona un catión y el ácido el anión, para formar la sal. Por ejemplo:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Otro caso de formación de sales, aunque menos frecuente, es el fruto de las siguientes reacciones:

Ácido + Metal. Como en H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
Base + Base. Como en Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Ácido + Óxido. Como en 2HBr + 2NaO = 2NaBr + H2O

Nomenclatura de las sales

Las sales se nombran de la siguiente manera:

Sales hidrácidas (ácidos que no contienen oxígeno en su molécula). Se sustituye la terminación –hídrico por la terminación –uro. Por ejemplo, si la sal proviene del ácido clorhídrico, se llamará cloruro.
Sales oxácidas. Se sustituye la terminación –oso o –ico por la terminación –ito o –ato. Por ejemplo, si la sal proviene del ácido fosfórico, se llamará fosfato.
Sales ácidas (con átomos de hidrógeno sustituibles). Se llaman indicando el número de hidrógenos no sustituidos en la molécula, usando el prefijo que le corresponda. Por ejemplo, la sal NaHS se denomina hidrogenosulfuro de sodio, pues el anión HS- proviene del ácido sulfhídrico.
Sales básicas (con moléculas hidroxilo o OH-). Se nombran indicando el número de hidroxilos seguido del anión central y finalmente el catión. Por ejemplo, el MgCl(OH) se llama hidroxicloruro de magnesio.
Sales hidratadas. Se denominan indicando la sal correspondiente y enseguida el número de moléculas de hidratación. Por ejemplo: MgSO4 x 5H2O se llama Sulfato de magnesio pentahidratado.

¿Dónde se encuentran las sales?

sal de mar — Muchas sales pueden encontrarse en los océanos y mares.

Las sales pueden hallarse como parte de minerales subterráneos y rocosos, como la halita, o también disueltas en agua, como en los océanos y mares. Se trata de compuestos abundantes y necesarios para la vida orgánica como la conocemos, por lo que no son difíciles de adquirir mediante la alimentación.

Importancia biológica de las sales

Las sales forman parte de numerosos compuestos orgánicos. Además, ocupan un lugar central en procesos biológicos como:

Contracción muscular
Transmisión de los impulsos nerviosos
Síntesis de la clorofila
Transporte de oxígeno en la hemoglobina
Funcionamiento de las enzimas
Generación de estructuras sólidas insolubles como huesos, conchas, etc.

¿Para qué se usan las sales?

sales - extintor de fuego — Las sales son la base de extintores de fuego.

Las sales tienen diferentes usos en las industrias humanas. En gastronomía se utilizan como ingredientes como la sal común o el bicarbonato de sodio. En la industria farmacéutica se utilizan como laxantes y base de insumos médicos.

Pero su uso industrial está muy difundido. Por ejemplo, son la base de extintores de fuego y de diversos materiales de construcción. También pueden ser desecantes y como fertilizantes. Algunas sales más específicas se utilizan para para fabricar explosivos o para la industria fotográfica.

Sales minerales

Se trata de compuestos iónicos, de origen enteramente inorgánico (por ello el nombre de “mineral”). Sin embargo, también pueden hallarse en el cuerpo de los seres vivos, que deben consumirlas mediante la alimentación, ya que con ellas se llevan a cabo diversas funciones de regulación, metabolismo y excitabilidad nerviosa.

Son particularmente abundantes en nuestro planeta, formando parte de minerales del subsuelo o disueltos en las aguas marinas. En principio no son distinguibles de las sales orgánicas, excepto por el tipo de elementos presentes en su constitución molecular.

Ejemplos de sales

Algunas sales de uso común son las siguientes:

Nitrato de Sodio (NaNO3). Usada para el tratamiento del botulismo (enfermedad por neurotoxinas de origen bacteriano).
Nitrito de Sodio (NaNO2). De uso en la industria alimentaria como conservante y también como fijador de colores.
Bicarbonato de litio (LiHCO3). Empleada como agente capturante del CO2 en las misiones espaciales.
Hidrogenosulfuro de sodio (NaHS). Sal peligrosa y de manipulación delicada, altamente corrosiva, combustible y tóxica.
Fosfato dicálcico (CaHPO4). Conocido como monohidrógeno fosfato de calcio, se emplean como aditivo en comidas y dentríficos.

Compuestos con Sales

Las sales son los compuestos químicos formados por un Metal y un No metal. Son de carácter iónico, lo que significa que al ser disueltas en agua, sus átomos se separan como partículas individuales con una carga eléctrica. Pueden ser producto de una reacción de Neutralización Ácido-Base, o Reacción Metal-Hidrácido, o existir en forma natural en algún sedimento terrestre. Por ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H₂ O

Neutralización entre Ácido Clorhídrico (Ácido) e Hidróxido de Sodio (Base),
para producir la sal Cloruro de Sodio más Agua.

Zn + 2HCl → ZnCl₂+H₂

Reacción de Zinc elemental con Ácido Clorhídrico, para producir la sal Cloruro de Zinc, más Hidrógeno en su forma gaseosa.

Las Sales pueden ser de cinco tipos si hablamos sólo de las Inorgánicas:

Si están constituidas sólo por un Metal y un No Metal, se trata de Sales Haloideas y Sales Binarias.

Si además del Metal y el No Metal, hay presencia de átomo(s) de Oxígeno, se les llama Oxisales.

Sin embargo, también ocurre que las reacciones se encuentran expuestas a medios ya sea con mucha presencia ácida, por lo que se generan compuestos llamados Sales ácidas.

Sales Haloideas y Binarias

Contienen exclusivamente un átomo de Metal y uno de No Metal, por lo que toman el nombre de Binarias. Cuando el elemento No metálico es un Halógeno, se les llama Haloideas. Son solubles en agua, y así se dividen en iones de los elementos que las componen, generando una solución acuosa con la capacidad de conducir la corriente eléctrica. También al estar fundidas se vuelven conductores eléctricos.

En estado sólido y seco, las sales binarias poseen una estructura cristalina, ordenada, lo que les confiere un punto de ebullición alto. En este estado son malos conductores eléctricos.

Para nombrar ejemplos, se citarán primero las nomenclaturas aplicables a estos compuestos.

EJEMPLOS	NOMENCLATURA
Sal Binaria	Tradicional	Sistemática	Stock
NaCl	Cloruro Sódico	Cloruro de Sodio	Cloruro de Sodio
FeS	Sulfuro Ferroso	Sulfuro de Hierro	Sulfuro de Hierro (II)
Fe₂S₃	Sulfuro Férrico	Trisulfuro de Dihierro	Sulfuro de Hierro (III)
CaF₂	Fluoruro Cálcico	Fluoruro de Calcio	Fluoruro de Calcio
PbS	Sulfuro Plumboso	Sulfuro de Plomo	Sulfuro de Plomo (II)
Pb₂S₄	Sulfuro Plúmbico	Tetrasulfuro de Diplomo	Sulfuro de Plomo (IV)
NiCl₂	Cloruro Niqueloso	Dicloruro de Níquel	Cloruro de Níquel (II)
NiCl₃	Cloruro Niquélico	Tricloruro de Níquel	Cloruro de Níquel (III)
SnS	Sulfuro Estanoso	Sulfuro de Estaño	Sulfuro de Estaño (II)
Sn₂S₄	Sulfuro Estánico	Tetrasulfuro de Diestaño	Sulfuro de Estaño (IV)
CuBr	Bromuro cuproso	Bromuro de Cobre	Bromuro de Cobre (I)
CuBr₂	Bromuro cúprico	Dibromuro de Cobre	Bromuro de Cobre (II)
HgCl	Cloruro Mercuroso	Cloruro de Mercurio	Cloruro de Mercurio (I)
HgCl₂	Cloruro Mercúrico	Dicloruro de Mercurio	Cloruro de Mercurio (II)

En la Nomenclatura Tradicional, se nombran las sales binarias comenzando con el No Metal, colocándole el sufijo “uro”, seguido del Metal, con el sufijo “oso” si es su valencia menor, o “ico” si es su valencia mayor.

En la Nomenclatura Sistemática, se nombran las sales binarias mencionando primero el No Metal, con el sufijo “uro”, seguido de “de” para continuar con el nombre del Metal. Para esto, tanto el No Metal como el Metal deben ir precedidos de un prefijo numérico, “di”, “tri”, “tetra”, etc.

En la Nomenclatura Stock, se nombra el compuesto comenzando con el No Metal, con el sufijo “uro”, seguido de “de”, y al final el nombre del Metal, tal cual. Sólo se agrega al final, entre paréntesis y en número romano, la valencia con que trabaja el Metal.

Ejemplos de Sales Haloideas y Binarias:

NaCl: Cloruro de Sodio o Halita. Se trata de la Sal de Mesa Común. Si se consume en cantidades elevadas, se altera el equilibrio hídrico del cuerpo humano.

Cloruro de sodio o sal común

FeS: Sulfuro ferroso o Pirita. Mineral cuyo lustre es muy similar al del oro, por lo que recibe el nombre de “El oro de los tontos”.

Sulfuro ferroso

CaCl₂: Cloruro de Calcio. Se utiliza muy frecuentemente en la industria alimentaria, en la elaboración de queso, para mejorar la firmeza de la cuajada.

KBr: Bromuro de Potasio. Es una sal color blanco, que en los 1800´s se utilizaba como un medicamento contra las convulsiones. Últimamente se emplea en el ramo veterinario.

Oxisales:

Las oxisales se caracterizan por estar compuestas por un Metal, un No metal, y átomos de Oxígeno que acompañan al No metal. Los componentes que confieren el carácter iónico a las Oxisales son: el Metal, con su carga positiva, y el Radical formado por el No Metal y el Oxígeno, con una carga conjunta de signo negativo.

Además, existen Radicales positivos, que le aportarán una carga positiva a su respectiva molécula, y serán acompañados por el Radical negativo. Un ejemplo es el Amonio (NH₄⁺), cuyo signo positivo corresponde al átomo de hidrógeno sobrante.

Siguen teniendo una estructura ordenada que impide una buena conducción de la electricidad en su estado sólido. Dado que hay muchas combinaciones del Oxígeno con los No metales para formar los radicales, la gama de Oxisales se amplía y por supuesto los propósitos a los que se pueden destinar.

Nomenclatura de las Oxisales:

Las Oxisales van a tener reglas de nomenclatura, tanto para el Radical (carga negativa), como para el Metal (carga positiva). Se darán a continuación las reglas para nombrar el Radical, que falta abordar. Se pondrán como ejemplo los Radicales del Cloro, que trabaja con varias valencias.

Radical	Nombre
ClO^-	Hipoclorito
ClO₂^-	Clorito
ClO₃^-	Clorato
ClO₄^-	Perclorato

Para nombrar los radicales, primero hay que reconocer la valencia con que trabaja el elemento No Metálico. Si se trabaja con cuatro valencias, se emplearán, en este orden:

Si es la menor, se agregan el prefijo “hipo”, después el nombre “cloro”, y al final el sufijo “ito”.

En la segunda, se agrega el nombre “cloro” y al final el sufijo “ito”.

En la tercera, se agrega el nombre “cloro”, y al final el sufijo “ato”.

En la cuarta, se agrega el prefijo “per”, después el nombre “cloro” y al final el sufijo “ato”.

En el número de átomos de oxígeno también se podrá notar directamente la nomenclatura del Radical.

Ya que conocemos la nomenclatura de los radicales, nos será posible abordar la de las oxisales.

EJEMPLOS	NOMENCLATURA
Oxisal	Tradicional	Sistemática	Stock
NaClO₃	Clorato Sódico	Clorato de Sodio	Clorato de Sodio
FeSO₄	Sulfato Ferroso	Sulfato de Hierro	Sulfato de Hierro (II)
Fe₂(SO₄)₃	Sulfato Férrico	Trisulfato de dihierro	Sulfato de Hierro (III)
AgNO₃	Nitrato de Plata	Nitrato de Plata	Nitrato de Plata
NaNO₂	Nitrito Sódico	Nitrito de Sodio	Nitrito de Sodio
Ca₃(PO₄)₂	Fosfato Cálcico	Difosfato Tricálcico	Fosfato de Calcio
NiClO₂	Clorito Niqueloso	Clorito de Níquel	Clorito de Níquel (II)
NiClO₃	Clorato Niquélico	Clorato de Níquel	Clorato de Níquel (III)
SnSO₄	Sulfato Estanoso	Sulfato de Estaño	Sulfato de Estaño (II)
Sn₂(SO₄)₄	Sulfato Estánnico	Tetrasulfato de Diestaño	Sulfato de Estaño (IV)
CuBrO₂	Bromito cuproso	Bromito de Cobre	Bromito de Cobre (I)
CuBrO₃	Bromato Cuproso	Bromato de Cobre	Bromato de Cobre (I)
Cu(BrO₂)₂	Bromito Cúprico	Dibromito de Cobre	Bromito de Cobre (II)
Cu(BrO₃)₂	Bromato Cúprico	Dibromato de Cobre	Bromato de Cobre (II)

Se emplean las mismas tres nomenclaturas que con las sales binarias; la diferencia es que aquí se nombra a los Radicales, en lugar de a los No Metales solamente.

Ejemplos de Oxisales:

NH₄NO₃: Nitrato de Amonio. Ingrediente principal para algunos fertilizantes, pues es fuente importante de Nitrógeno para el suelo. Se trata con mucho cuidado, ya que además es fundamental para la fabricación de explosivos. Y posee en sí mismo esa característica.

AgNO₃: Nitrato de Plata. Se utiliza en solución para análisis de Cloruros en Agua. Al contacto con la piel, deja una coloración oscura, por lo que se utiliza para teñir pulgares durante los procesos electorales.

CaCO₃: Carbonato de Calcio. Presente en diferentes cantidades en el agua de la red de uso doméstico. Al acumularse se forma el Sarro. Se utiliza también en el ámbito de la construcción para mejorar la resistencia de las estructuras hechas con Cal viva (Óxido de Calcio) o Cal apagada (Hidróxido de Calcio).

Ca₃(PO₄)₂: Fosfato de Calcio. Se utiliza como materia prima para producir Ácido Fosfórico.

Na₂SO₄: Sulfato de Sodio. En la industria de los Detergentes en polvo, se emplea como agente diluyente.

Sales Ácidas:

Surgen de cuando en un Oxiácido, uno de los hidrógenos es sustituido por otro átomo de carga positiva. Su nomenclatura más común depende del número de Hidrógenos, indicándolos con la palabra “ácido”. Por ejemplo:

El Carbonato Ácido de Sodio también recibe el nombre de Bicarbonato de Sodio. Su carácter ácido intermedio permite la eliminación de muchas marcas de óxido domésticas. Además potencia el efecto del lavado, para blanquear los dientes. En combinación con Ácido Cítrico, proporciona el beneficio de suavizar la piel humana.

Ejemplos de Sales Ácidas:

NaHCO₃: Carbonato Ácido de Sodio

KHSO₄: Sulfato Ácido de Potasio

CaHPO₄: Fosfato Ácido de Calcio

KH₂PO₄: Fosfato Diácido de Potasio

Ni(H₂PO₄)₂: Fosfato Diácido de Níquel

NiHPO₄: Fosfato Ácido de Níquel

FIN CLASE 8, 21/OCTUBRE/21

INICIO CLASE 9, 28/OCTUBRE/21

Ecuaciones Químicas

Concepto de ecuación química
Ajuste de las ecuaciones químicas
Tipos de reacciones químicas

Gran parte de los procesos que tienen lugar en la vida cotidiana, tal como la oxidación del hierro en condiciones de libre exposición, la luminosidad que desprende una cinta de magnesio durante la combustión, la combustión del butano, la fabricación del jabón, etc., no son más que reacciones químicas, esto es, transformaciones de una sustancia en otra, con propiedades completamente diferentes. Ante ellas, los científicos se preguntan en qué consisten, cuáles son sus causas y consecuencias y cómo pueden modificarlos para adaptarlos a sus necesidades y obtener ventajas que mejoren nuestra vida.

1.- Concepto de ecuación química

Una reacción química es cualquier proceso en el que, por lo menos, los átomos, las moléculas o los iones de una sustancia se transforman en átomos, moléculas o iones de otra sustancia química distinta. Las reacciones químicas se escriben de forma simplificada mediante ecuaciones químicas.

En las reacciones químicas se cumple la ley de conservación de la masa, teniendo lugar una reordenación de los átomos, pero no su creación ni su destrucción. El reordenamiento de los átomos en la molécula da lugar a una sustancia distinta.

Las sustancias que se transforman o modifican en una reacción se llaman reaccionantes, reactivos o reactantes. Las sustancias nuevas que se originan en una reacción química se llaman productos.

Una de las reacciones químicas más usuales es la combustión del gas natural (mezcla de sustancias donde el metano, CH4, es el compuesto principal), cuya ecuación es:

La ecuación está «igualada», esto es, en cada miembro de la reacción hay el mismo número de átomos de cada elemento.

Ioduro de hidrógeno.

2.- Ajuste de las ecuaciones químicas

Para ajustar una ecuación química hay que seguir el orden siguiente:

Primero se ajustan los átomos de los metales, teniendo prioridad los más pesados.
A continuación se ajustan los no metales, teniendo también prioridad los más pesados.
Se revisa, si es necesario, el ajuste de los metales.
Se comprueba el ajuste contando los átomos de hidrógeno y de oxígeno que intervienen.

Por ejemplo, para ajustar la reacción:

BaCl2 + Na2SO4 ® NaCl + BaSO4

siguiendo el orden indicado:

Se empieza por el metal Ba, que es el más pesado. Como en ambos miembros hay un átomo de bario, no es necesario ajustarlo. Se sigue por el otro metal, el Na.
Dado que en el miembro de la izquierda hay dos átomos de Na debemos poner un 2 delante del NaCl de la derecha, quedando:
BaCl2 + Na2SO4 ® 2 NaCl + BaSO4
Se siguen ajustando los no metales: cloro y azufre. Como ambos ya están ajustados y en ambos miembros existe igual número de átomos de oxígeno, se puede considerar que la reacción ya está completamente ajustada.

3.- Tipos de reacciones químicas

Hay varias clasificaciones de las reacciones químicas, de las que las más importantes son:

Reacciones exotérmicas: aquellas en que se desprende calor durante la reacción:
2H2 + O2 ® 2 H2O + 136.000 calorías
Reacciones endotérmicas: aquellas en las que se absorbe calor durante la reacción:
H2 + I2 + 12.400 calorías ® 2HI
Reacciones de descomposición o análisis: reacciones en que una sustancia se desdobla en dos sustancias diferentes más simples:
2HgO ® 2 Hg + O2
Reacciones de composición o de síntesis: reacciones en que dos o más sustancias se combinan para formar una nueva:
H2 + 1/2 O2 ® H2O
Reacciones de sustitución: un elemento sustituye a otro en una molécula:
Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu

Estado de las substancias
Normalmente, en las ecuaciones químicas se añade información sobre el estado físico de reaccionantes y productos, o las condiciones en que la reacción tiene lugar. Los estados de las sustancias se indican colocando entre paréntesis:
(g) para gases
(l) para líquidos
(s) para sólidos
2HgO(s) ® 2Hg(l) + O2(g)
Teoría de las colisiones
La teoría de las colisiones explica cómo suceden las reacciones químicas. Se basa en el hecho de que, para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas deben chocar. Durante las colisiones se rompen los enlaces entre los átomos y se destruyen las moléculas, liberándose los átomos, los cuales vuelven a unirse a otros átomos formando moléculas distintas.

Ejemplos

Tema opcional. Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química puede definirse como un proceso químico en el cual una o más sustancias sufren transformaciones químicas. En dichas reacciones, ciertas moléculas (llamadas reactantes) se combinan para formar nuevas moléculas (llamadas productos). Las reacciones químicas se pueden describir por medio de una ecuación donde los reactantes se encuentran en la izquierda y los productos se encuentran a la derecha. Por ejemplo la reacción que produce agua se puede representar de la forma $2 H_{2} + O_{2} ⟶ 2 H_{2} O .$ Una ecuación química balanceada es una ecuación algebraica que proporciona los números relativos de reactantes y productos en la reacción y tiene el mismo número de átomos de cada tipo tanto del lado izquierdo como del lado derecho de la ecuación, es decir, aquí se aplica la ley de la conservación de la materia. (Por simplicidad asumimos que no se produce calor durante la reacción). Por ejemplo, la ecuación anterior que describe la reacción que produce agua es una ecuación balanceada por que en la izquierda tenemos $4$ átomos de $H$ y $2$ átomos de $O$ y en la derecha tenemos el mismo número de átomos de $H$ y $O$ . Para encontrar los coeficientes de cada tipo de reactante y producto que hacen que una ecuación química sea balanceada necesitamos resolver un sistema de ecucaciones lineales homogéneo. En general el sistema resultante tiene soluciones infinitas ya que cualquier múltiplo de una ecuación balanceada también es una ecuación balanceada. Cuando se quiere balancear una ecuación química se toman por lo tanto los menores coeficientes enteros positivos que hacen que la ecuación esté balanceada.

Participación 9

Ejemplos de balanceo por tanteo

1. Al + N2 –> AlN

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

1 Al 1

2 N 1

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

Al + N2 –> 2 AlN

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

R= 2 Al + N2 –> 2 AlN

2. N2O5 + H2O –> HNO3

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

2 N 1

2 H 1

6 O 3

Paso 2. Equilibramos la ecuación de la siguiente manera:

R= N2O5 + H2O –> 2 HNO3

3. PbCl4 + H2O –> PbO2 + HCl

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

1 Pb 1

4 Cl 1

2 H 1

1 O 2

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

R= PbCl4 + 2 H2O –> PbO2 + 4 HCl

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

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

2 Na 1

2 Cr 2

1 N 2

1 Cl 1

4 H 2

7 O 4

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

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

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

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

1 K 1

1 Mn 1

1 Cl 4

1 H 2

2 O 1

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

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

Videos:

Ejemplo de Balanceo

Ejemplo de Balanceo 0

Ejemplo de Balanceo 1

Ejemplo de Balanceo 2

Ejemplo de balanceo 3

Ejemplo de Balanceo 4

Tarea 9

Ejercicios Resueltos

1.- Ca + HCl → CaCl2 + H2

Esta es muy sencilla, como podemos observar el hidrógeno y el cloro están desbalanceados.

Del lado de los reactantes hay:

Ca = 1

H = 1

Cl= 1

Del lado de los productos hay:

Ca = 1

H = 2

Cl= 2

Entonces se debe colocar un coeficiente que al multiplicarlo por 1 de como resultado 2, del lado donde está la deficiencia de átomos, que en este caso seria el de los reactantes. Por tal razón, se coloca un 2 adelante del HCl, quedando:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

2.- Al + O2 → Al2O3

Del lado de los reactantes tenemos:

Al= 1

O= 2

Del lado de los productos tenemos:

Al= 2

O=3

En este caso todas las sustancias están desbalanceadas. Como se puede observar, el oxígeno está desbalanceado y de un lado tenemos un número par y del otro un número impar. Cuando sucede así, recomiendo empezar por el oxígeno y multiplicar en el lado impar, por un número par para así obtener otro número par:

Al + O2 → 2Al2O3

Ahora queda del lado de los productos:

Al = 4

O= 6

Finalmente balanceo del lado de los reactantes colocando coeficientes tanto en el oxígeno como en el aluminio:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

3.- Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2

En este caso empezaremos balanceado el metal (el hierro).

2Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2

Luego el no metal (azufre)

2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2

Para luego balancear el oxígeno y el hidrógeno.

2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2

4.- P2O5 + H2O → H3PO4

Del lado de los reactantes tenemos:

P= 2

O= 6

H=2

Del lado de los productos tenemos:

P= 1

O= 4

H=3

Para esta ecuación, empezaremos balanceando el fósforo:

P2O5 + H2O → 2H3PO4

Para luego balancear el oxígeno y el hidrógeno:

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Ejercicios de Tarea 9: Balancear las siguientes ecuaciones químicas (OPCIONAL)

${C O}_{2} + H_{2} O \to C_{6} H_{12} O_{6} + O_{2} .$
${F e S}_{2} + O_{2} \to {F e}_{2} O_{3} + {S O}_{2} .$
$Mn 2 O 7 → MnO 2 + O 2 4.- Sb + HCl → SbCl 3 + H 2 5.- PbS + O 2 → PbO + SO 2 6.- CaCO 3 → CaO + CO 2 7.- Fe(OH) 3 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O$

FIN CLASE 9, 28/OCTUBRE/21

INICIO CLASE 10, 4/NOVIEMBRE/21

EVALUACIÓN FINAL

FIN CLASE 10, 4/NOVIEMBRE/21


*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

QUÍMICA I - Matutino H1

EVALUACIÓN

Para la evaluación de esta materia:

30% Tareas 30% Examen 25% Participaciones en clase 15% CuestionarioOBJETIVO: 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.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

TAREA 2

1. *Hallar la configuración electrónica de los siguientes elementos:a) Rb b) Ta c) V d) N e) Cuf) Ge g) Ce h) Hg i) Os j) Pok) Li l) Ne m) Sc n) Cl ñ) Al

Energía de ionización

En kJ.mol-1

Participación 3

Tarea 3

COMPUESTOS BINARIOS QUE CONTIENEN DOS NO METALES

COMPUESTOS QUE CONTIENEN UN METAL Y UN NO METAL

METALES CON CARGA IÓNICA VARIABLE

COMPUESTOS TERNARIOS Y SUPERIORES

¿Qué son las sales?

Propiedades de las sales

Clasificación de las sales por composición

Clasificación de las sales por elementos

¿Cómo se forman las sales?

Nomenclatura de las sales

¿Dónde se encuentran las sales?

Importancia biológica de las sales

¿Para qué se usan las sales?

Sales minerales

Ejemplos de sales

Sales Haloideas y Binarias

Ejemplos de Sales Haloideas y Binarias:

Oxisales:

Nomenclatura de las Oxisales:

Ejemplos de Oxisales:

Sales Ácidas:

Ejemplos de Sales Ácidas:

1.- Concepto de ecuación química

2.- Ajuste de las ecuaciones químicas

3.- Tipos de reacciones químicas

Tema opcional. Balanceo de ecuaciones químicas

1. Al + N2 –> AlN

2. N2O5 + H2O –> HNO3

3. PbCl4 + H2O –> PbO2 + HCl

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

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

Ejercicios Resueltos

Del lado de los reactantes hay:

Del lado de los productos hay:

Del lado de los reactantes tenemos:

Del lado de los productos tenemos:

Ahora queda del lado de los productos:

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30% Tareas
30% Examen
25% Participaciones en clase
15% Cuestionario

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.

1. *Hallar la configuración electrónica de los siguientes elementos:
a) Rb b) Ta c) V d) N e) Cu
f) Ge g) Ce h) Hg i) Os j) Po
k) Li l) Ne m) Sc n) Cl ñ) Al

En kJ.mol^-1