pdf 7,3mb - Universidad Nacional del Nordeste

Química
PRÓLOGO
La Universidad Nacional del Nordeste, a través de su Dirección de Articulación de Niveles
Educativos, presentó, en abril de 2003, ante la Secretaría de Políticas Universitarias del Ministerio de
Educación, Ciencia y Tecnología de la Nación un proyecto de articulación entre Nivel Medio y
Universidad que incluía propuestas de trabajo conjunto entre ambos niveles con el fin de mejorar las
condiciones en que los alumnos realizan el tránsito desde sus establecimientos de enseñanza media hacia
la Universidad. Compartieron la presentación las jurisdicciones educativas de Corrientes y Chaco.
El proyecto respondió a uno de los ejes de la actual gestión de la Universidad: Articulación con otros
niveles del Sistema Educativo, y se sumó a una serie de acciones que encaramos con el fin de optimizar
las condiciones académicas, culturales, sociales y económicas de nuestros alumnos. En este caso, las
acciones están orientadas a trabajar en conjunto con el nivel precedente a fin de colaborar con los
procesos de formación que la Escuela Media lleva adelante.
Dentro de ese marco se produjo el presente material. Está especialmente dirigido a los estudiantes
que realizan el proceso de transición desde la Escuela Media a la Universidad. Sabemos que en esta etapa
se viven experiencias y sentimientos particulares, críticos por el cambio que producen, no solamente en
cuestiones relacionadas con los hábitos de estudio sino también con otras más personales de la vida del
estudiante. Suelen presentarse muchas dificultades pero confiamos en la capacidad que puede desarrollar
cada uno para resolverlas si se dispone de las herramientas adecuadas.
Pensamos estos libros como una alternativa en la formación, para colaborar con ella acortando las
distancias entre lo que aprenden en el secundario o polimodal y lo que deberían saber cuando ingresan en
la Universidad. No están pensados como requisitos de ingreso, sino más bien han sido planteados como
una priorización necesaria, elaborada a partir de los Diseños Curriculares y Contenidos Mínimos de los
Sistemas Educativos de ambas provincias.
Esperamos que sea de utilidad para quienes lo trabajen. Si bien los libros fueron redactados para los
alumnos aspirantes al ingreso en la Universidad, pueden ser empleados para la formación general de
cualquier estudio superior. Asimismo, los docentes de ambos niveles pueden asumirlos como orientación
para la planificación y desarrollo de la enseñanza y, favorecer desde sus propuestas, la preparación para la
transición mencionada.
Los lectores ideales de este material son, pues, los estudiantes del nivel medio, actores principales de
la escena educativa. Confiamos en que este aporte contribuya al logro de un objetivo muy importante,
tanto para la Universidad como para el Nivel Medio:
“Mejorar entre todos la calidad de la educación”.
“Contribuir al ingreso en la Educación Superior con igualdad efectiva de oportunidades”
Arq. Oscar Vicente Valdés
Rector
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Química
“Algunas cosas que nos parecen imposibles
viéndolas en otros tan posibles, animan mucho”.
Santa Teresa
PRÓLOGO
Este primer CUADERNO DIDÁCTICO DE QUÍMICA, forma parte del Proyecto “Articulación
entre la Universidad Nacional del Nordeste y el Nivel Medio/ Polimodal”.
Está organizado en Capítulos. Antes del desarrollo de los contenidos correspondientes a cada
capítulo, se formulan objetivos generales, los cuales junto con los contenidos intentan responder a lo que
deben aprender los alumnos, y por tanto, a lo que es necesario enseñar. Dichos objetivos hacen referencia
a conceptos, procedimientos y actitudes.
Se consideran objetivos y contenidos que tratan de contextualizar más socialmente la enseñanza de
las ciencias, teniendo en cuenta el enfoque C.T.S. (Ciencia, Tecnología y Sociedad); de esta forma se
promueve la alfabetización científica y tecnológica, necesaria para que los estudiantes puedan
desenvolverse en un mundo cada vez más impregnado de los desarrollos científicos y tecnológicos. Con
respecto a los contenidos conceptuales, se destacan aquellos que tienen una finalidad propedéutica.
€ Cada Capítulo, está estructurado de la siguiente manera:
€ Contenidos
€ Objetivos específicos
€ Introducción
€ Mapa Conceptual donde se incluyen los conceptos más significativos.
€ Hilo conductor que expresa la secuencia de los contenidos desarrollados.
€ Pausa de recapitulación, donde se proponen situaciones de aprendizaje que permiten
identificar, fijar, relacionar, profundizar conceptos, como así también resolver situaciones
problemáticas que se derivan de los temas desarrollados.
€ Secciones de margen que ayudan a reflexionar a los estudiantes sobre los contenidos
conceptuales desarrollados.
€ Otras actividades
€ Autoevaluación
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Química
¿COMENZAMOS?
“Te vas a romper los zapatos pero vas a crecer en la marcha”
Pablo Neruda
OBJETIVOS GENERALES
Con el desarrollo de los contenidos de estos capítulos se pretende que el alumno logre:
¾ Relacionar propiedades de los compuestos con su estructura molecular.
¾ Ser capaz de predecir algunas propiedades de las sustancias conociendo la estructura de sus
moléculas.
¾ Elaborar estrategias que le permitan identificar y resolver situaciones problemáticas.
¾ Obtener y seleccionar información utilizando diversas fuentes, tratarla de manera autónoma y
crítica y transmitirla a los demás de manera organizada.
¾ Conocer y valorar el desarrollo científico y tecnológico, sus aplicaciones e incidencias en su
medio físico y social.
¾ Participar en actividades de grupo con actitudes solidarias y tolerantes.
¾ Valorar el conocimiento científico como un proceso sometido a evolución y revisión
continua.
¾ Adquirir hábitos de orden en el trabajo y precisión en el empleo de vocabulario técnico.
¾ Ser capaz de comunicarse en forma oral y escrita.
¾ Conectar los conocimientos de química adquiridos con las aplicaciones tecnológicas y los
fenómenos de la vida cotidiana.
¾ Abordar las implicancias sociales y éticas que el empleo de la tecnología conlleva.
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Química
PARA REFLEXIONAR
EL PESCADOR Y EL GENIO
De Heinz Haber. Nuestro amigo el átomo.
Había una vez un anciano Pescador que vivía en la mayor pobreza con su mujer y sus tres hijos.
Cada día arrojaba cuatro veces las redes al mar, y se quedaba contento con lo que ellas le entregaban.
Un día, luego de tres vanos intentos, arrojó las redes por cuarta vez. Las encontró más pesadas que
de costumbre. Examinando su redada encontró, entre algas y conchillas, un pequeño vaso de bronce. En
su tapón de plomo llevaba el antiquísimo sello del rey Salomón.
−¡Esto es mejor que pescar peces! −exclamó−. Puedo vender este vaso.¡y quien sabe las cosas de
valor que puede contener1.
Con ayuda de su cuchillo quitó el tapón. Y entonces, mientras trataba de ver en su interior, comenzó
a brotar humo del recipiente. Cayó de espaldas de la sorpresa, mientras se alzaba el humo en una gran
columna oscura, extendiéndose como un hongo enorme entre el cielo y la tierra. Y su asombro se
convirtió en terror a medida que el humo tomaba las formascde un enorme Genio, cuyos ojos eran como
antorchas flamígeras y en torno al cual se enroscaba espeso el humo, girando como el simún del
desierto.
−¡Oh! −gritó el viejo Pescador, cayendo de rodillas−. ¡líbrame, oh genio!¡No soy más que un pobre
hombre que no te ha ofendido!.
El Genio miró enfurecido al viejo tembloroso.
−Sabe−tronó−que por haberme puesto en libertad debes morir. Porque to soy uno de esos espíritus
condenados que hace mucho tiempo desobedecieron al rey Salomón. En este vaso de bronce me encerró,
y ordenó que me arrojaran al mar para yacer allí eternamente, o hasta que algún mortal, por casualidad
improbable, rescatara el vaso de las profundidades y me pusiera en libertad.
El viejo Pescador escuchaba mudo de espanto, mientras los ojos del Genio despedían fuego.
−Durante siglos − continuó con voz tonante el Genio−yací aprisionado en el fondo del mar, y
prometí conceder cualquier deseo a quien me pusiera en libertad, incluso hacerlo dueño de todas las
riquezas del mundo, si eso era lo que me pedía. Pero no llegó mi salvador. Finalmente, en mi amargura,
juré que, por haber tardado tanto, quien me diera la libertad no obtendría ningún deseo, salvo el de
elegir la forma de morir. ¡Tú, anciano, eres mi libertador, y de acuerdo con mi voto solemne debes
perecer!
−¡Oh! −gimió el Pescador−.¿Por qué nací para dejarte en libertad?¿Por qué arrojé mis redes y
extraje este maldito vaso del seno del mar?¿Por qué tienes que premiarme con la muerte?.
El humo aterrador giró con más suavidad en torno al Genio, quien hizo un ademán de impaciencia.
−¡Pescador−tronó−, no demores!¡Elige cómo morirás!
El viejo Pescadorestaba verdaderamente aterrorizado, sin embargo, aun en este momento de
peligro, fue capaz de pensar con astucia.
7
Química
−¡Oh, Genio! −rogó−. Si debo morir, que así sea. Pero primero concédeme un deseo. Tu forma
inmensa pareció brotar de este pequeño vaso, pero yo no lo puedo creer todavía.¡Pruébame cómo algo
tan grandioso pudo caber en vaso tan pequeño!
El Genio se inclinó amenazante sobre el diminuto Pescador, echando llamas todavía más terribles
por los ojos.
−¡Oh, Genio! −dijo−. ¡Sólo estaré a salvo cuando te arroje de vuelta al mar!.
La voz dentro del vaso clamaba frenética.
−Anciano−replicó con voz atronadora−:verás antes de morir, que no hay nada que escape a mi
poder.
Veloz el Genio se disolvió en humo, y el humo volvió a introducirse en el vaso. Instantáneamente
saltó el Pescador e introdujo en el vaso el tapón con el sello del rey Salomón.
−¡Ahora−gritó al Genio aprisionado−elige cómo tú, a tu vez, quieres morir! Prisionero está
nuevamente, y te arrojaré de regreso a las profundidades. Todos los pescadores, y sus hijos, y los hijos
de sus hijos van a conocer la historia del Genio malvado, y les quedará para siempre prohibido echar las
redes aquí. Y permanecerás eternamente en el fondo del mar.
Apenas se oía la voz agitada del Genio dentro del vaso de bronce.
−¡Espera, espera, déjame de nuevo en libertad y vivirás!
El Pescador alzó el vaso para lanzarlo a las olas.
−¡Pescador, escúchame! ¡Vivirás, y ricamente! Devuélveme la libertad y te prometo concederte tres
deseos y hacerte rico y feliz durante todos los días de tu vida. ¡Buen Pescador, escucha mi solemne
promesa!
El anciano no tenía corazón vengativo, y meditó sobre lo que podría hacer por él y por su
hambrienta y haraposa familia un Genio amigo. El Genio continuaba suplicándole clemencia. Y por fin
el Pescador quitó el tapón del vaso.
Nuevamente surgió el humo, y nuevamente la gigantesca forma del Genio descolló en el cielo. Con
un poderoso puntapié, el Genio envió el vaso de bronce rebotando sobre las lejanas olas.
El viejo Pescador temblaba, temiendo lo peor. Pero el Genio se volvió hacia él, inclinó humilde su
forma majestuosa y habló suavemente:
−No temas−dijo−.Escuchaste mi promesa. ¡Oh, Pescador, mi amo, dime tus tres deseos...!
Adaptado de
Esta FÁBULA cuenta el viejo anhelo del hombre de ser amo de un criado omnipotente que satisfaga todos sus deseos. Pero
para nosotros tiene un significado más profundo: la historia del átomo es como ese cuento, nosotros como el Pescador. Durante
siglos hemos arrojado nuestras redes al gran mar de lo desconocido, en busca del saber. Finalmente hicimos una presa: el
hombre encontró un vaso diminuto, el átomo, en el que hay una inmensa fuerza aprisionada, la energía atómica.
Como el Pescador, el hombre se maravilló con su extraño descubrimiento, y lo examinó cuidadosamente, para apreciar su
valor. Lo abrió a la fuerza, partiéndolo en dos. Y al hacerlo dejó en libertad una inmensa fuerza que significaba la muerte, en
sus más crueles formas: la muerte por el calor abrasador, por la fuerza de una terrible explosión o por radiaciones sutilmente
peligrosas.
¿CONOCIÉNDOLO AL ÁTOMO, CUÁLES SON NUESTROS DESEOS?.......
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CAPITULO
UNIDADES BASICAS
1
Química
.
Las leyes de la naturaleza no fueron inventadas por el hombre,
Sino que le fueron impuestas por el mundo natural.
Max Planck
CONTENIDOS:
Unidades del Sistema Internacional (SI). Método del factor unitario (Análisis dimensional) en la
resolución de problemas.
OBJETIVOS DEL CAPÍTULO.
Al finalizar el desarrollo de este capítulo, se espera que el alumno sea capaz de:
¾ Reconocer sistemas de unidades.
¾ Explicar el significado de las unidades para expresar las mediciones.
¾ Reconocer los prefijos utilizados para indicar múltiplos y submúltiplos de la unidades.
¾ Realizar conversiones de unidades.
¾ Aplicar el análisis dimensional para la resolución de problemas.
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Química
INTRODUCCION
La Química es una ciencia importante para la vida. Es, y ha sido fundamental en la producción de
nuevos materiales que permiten hacer más fácil y segura la vida, tales como la búsqueda de soluciones al
problema de la contaminación ambiental, la producción de medicamentos, alimentos, nuevas fuentes de
energía, entre otros.
Es decir que de una u otra manera esta ciencia siempre ejercerá un determinado influjo sobre la vida
diaria.
El estudio de esta ciencia le posibilitará acrecentar no solo sus conocimientos sino también su
capacidad de observación, razonamiento y resolución de situaciones problemáticas; capacidades que
necesitará a lo largo de su vida, cualquiera sea el lugar en el que deba desempeñarse.
Uno de los pasos fundamentales del proceso científico es el de realizar observaciones. Estas pueden
ser, en algunos casos, cualitativas, por ejemplo cuando expresamos el color, el olor de una sustancia; en
otros, son cuantitativas, por ejemplo, cuando determinamos el peso de una sustancia. Este último tipo de
observaciones reciben el nombre de mediciones y constan de un número y una unidad; los que deben
consignarse siempre para que la medición adquiera significado.
En este capítulo estudiaremos los diferentes sistemas de medición que se utilizan, sus características,
la conversión de unidades y los cálculos para efectuarlas haciendo uso del análisis dimensional.
SISTEMAS DE UNIDADES.
La unidad de una medición indica qué escala o estándar se emplea para representar los resultados de
la misma.
Las unidades se han utilizado desde el comienzo de la civilización, fundamentalmente para la
comercialización de diferentes productos. A través del tiempo, también ha surgido la necesidad de utilizar
unidades comunes entre los científicos que emplean cantidades como masa, longitud, tiempo y
temperatura, lo que ha dado origen a diferentes sistemas de unidades.
Un sistema de unidades es un conjunto de unidades básicas o fundamentales que se toman como
referencia; cada una de las unidades fundamentales representa una cantidad física determinada; las
unidades que no aparecen entre las fundamentales se denominan unidades derivadas.
Existen varios sistemas de unidades, cada uno de ellos tiene un determinado número de unidades
básicas o fundamentales.
En las Tablas que figuran a continuación citamos los diferentes sistemas, las unidades fundamentales
de cada uno de ellos y las unidades derivadas del Sistema Internacional.
12
Química
Tabla 1.1. Unidades fundamentales del Sistema Internacional (SI).
Unidad fundamental
Nombre
Símbolo
Cantidad física
Longitud
Masa
Tiempo
Temperatura
Cantidad de sustancia
Intensidad de corriente
Intensidad de luz
metro
kilogramo
segundo
Kelvin
mol
Ampere
candela
m
kg
s
K
mol
A
cd
Símbolo
Definición
Tabla 1.2. Unidades derivadas del SI.
Cantidad física
Nombre
Area - superficie
Volumen
Densidad
Fuerza
Presión
Energía
Carga eléctrica
Diferencia de potencial
eléctrico
metro cuadrado
metro cúbico
Kilogramo por m3
Newton
Pascal
Julio
Coulombio
Voltio
m2
m3
Kg/m3
N
Pa
J
C
V
Kg.m/s2
N/m3
Kg.m2/s2 = N.m
A.s
J/(A.s)
Tabla1.3. Unidades fundamentales del sistema MKS, cgs y Técnico.
Cantidad física
Sistema cgs
Sistema MKS
Sistema Técnico
Longitud
Masa
Tiempo
Fuerza
centímetro (cm)
gramo (g)
segundo (s)
unidad derivada
metro (m)
kilogramo (kg)
segundo (s)
unidad derivada
Metro (m)
unidad derivada
segundo (s)
kilogramo fuerza (kgr)
Tabla 1.4. Prefijos empleados para denominación de unidades.
Prefijo
Símbolo
tera
giga
mega
kilo
hecto
deca
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
T
G
M
k
h
da
d
c
m
µ
n
p
f
a
Factor o significado
1012
109
106
103
102
101
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
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Química
Ejercitación.
Utilizando el material bibliográfico de sus clases de Química, defina:
I) a) metro; b) kilogramo; c) segundo; d) Kelvin; e) mol; f) Newton; g) dina; h) Joule; i) ergio;
j) velocidad; k) aceleración.
II) Escriba la equivalencia entre: a) Newton y dina; b) Joule y ergio.
III) Qué tipo de cantidad (por ejemplo: longitud, volumen, densidad) indican las siguientes
unidades: a)cL; b) dm2; c) m3; d)g/L, e)pm; f)ms; g)K.
IV) Indique si las siguientes son mediciones de longitud, superficie, volumen, masa, densidad,
tiempo o temperatura: a) 3 ns; b)2,3 mg/ mL; c) 1,2 pm; d) 72 m2; e) 182 K; f) 20 cm3; g)33°C.
METODO DEL FACTOR UNITARIO (ANALISIS DIMENSIONAL) PARA
LA RESOLUCION DE PROBLEMAS.
El método del factor unitario, también denominado análisis dimensional es el que utilizará en esta
asignatura para la resolución de problemas. Se trata de una técnica sencilla, basada en la relación que
existe entre las diferentes unidades que expresan la misma
cantidad física.
PARA RECORDAR
Veamos el ejemplo:
Un deportista debe recorrer una distancia de 2,3
kilómetros para llegar a la meta, pero los mojones que se
encuentran a lo largo
de la ruta, indican la distancia en metros. En qué mojón se
encontrará
la meta?
Sabemos que la unidad de longitud es el metro y que es
distinta de la unidad kilómetro, pero se dice que 1 km es
equivalente a 1000 m, y que ambos representan la misma
distancia, se la puede expresar como sigue:
3
1 km = 1000 m ó también 1 km = 1.10 m
De acuerdo con esto, podemos inferir que su relación
es igual a 1:
1 km
= 1
1000 m
Esta relación que podemos leer como " 1 km por cada
1000 m", es lo que denominaremos "factor unitario"
(significa igual a uno), ya que el numerador y el
denominador están indicando la misma cantidad.
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Notación científica: es el método que le
permite escribir con más comodidad
números muy grandes o muy pequeños.
Los siguientes números:
a) 259.000
b) 0,000001
e pueden representar mediante notación
científica, como sigue:
a) 2,59 . 105
b) 1 . 10-6
RECUERDA
Toda medida tiene un grado de incertidumbre o
error, la magnitud del cual dependerá del
instrumento utilizado y de la habilidad del operador.
A medir debe indicarse la incertidumbre asociada a
la medida. Esta información será vital para quien
desee repetir la experiencia o juzgar sobre su
precisión.
El método para citarla se describe en términos de
cifras significativas.
Existen un conjunto de reglas que permiten
determinar el número de cifras significativas que
debe tener el resultado de un cálculo. Hay que
tenerlas en cuenta siempre.
Estas reglas se aplican también a números en
notación científica.
Química
Se puede escribir también como:
1000 m
= 1
1 km
A esta relación la leeremos como "1000 m por cada km" y es también un "factor unitario".
Por ello, se puede decir que el recíproco de un factor unitario es también un factor unitario.
Sigamos con el ejemplo, necesitamos saber a cuántos metros se equivalen los 2,3 km que debía
recorrer el deportista, para esto, debemos convertir km a m, eligiendo un factor unitario que tiene la
unidad km en el denominador:
2,3 km . 1000 m
= 2300 m
1 km
De esta manera determinamos que 2,3 km = 2300 m .
Puedes observar aquí dos cosas importantes:
1.
El factor 1000 m/ 1 km es un factor de conversión (factor unitario).
2.
La unidad km se cancela a sí misma. Es decir que para cambiar de una unidad a otra hay
que emplear un factor de conversión (factor unitario).
El factor de conversión es una fracción cuyo numerador y denominador son la misma cantidad
expresada en diferentes unidades.
Veamos otro ejemplo:
Una botella de gaseosa contiene 2,25 L, a cuántos mL se equivale?
Para llegar al resultado debemos proceder de la siguiente manera:
2,25 L = ? mL
RECUERDA QUE
se considera que:
1L = 1000 mL o también 1 L = 1.103 mL
por lo que:
1L
=1
ó
1000 mL
1000 mL
= 1;
1L
elegimos la relación que tenga L en el denominador y realizamos
la conversión:
2,25 L . 1000 mL
=
Cuando trabajes en la resolución de
problemas, debes tener en cuenta los
siguientes puntos:
• Siempre debes incluir las unidades
(pues la medición tiene siempre un
N° y una unidad).
• Tienes que cancelar unidades al
efectuar los cálculos.
• Debes verificar que la respuesta
tenga unidades correctas. Si ello no
ocurre, seguramente habrás
realizado alguna operación
equivocada.
2250 mL
1L
15
Química
Ejercitación.
1. 1 L equivale a ............................. m3
2. Se tienen dos trozos de tela, una mide 100 cm de longitud y el otro 0,50 m de longitud. Cuál es el más
largo?
3. Expresa 0,1 m en cm
4. A cuántos pesos equivalen 0,80 centavos.
5. Cuál tiene mayor peso 1 kg de agua o 100 g de agua?
6. Expresa 100 mm en cm.
7. Qué unidad es la más adecuada para medir la distancia entre Corrientes y Posadas?
a) mm ;
b) m;
c) km;
d) cm
8. Indica el significado (como potencia de 10) para cada uno de los prefijos:
kilo:
deci
centi
nano
mili
micro
9. Realiza las siguientes conversiones:
a) 5.0 x 10-8 m a nm; b) 1,55 kg/m3 a g/L; c) 25 g .L-1 a mg . dL-1.
10 Empleando la Tabla 1.4, completa las siguientes igualdades:
16
a) 230 kg = ..............g
d) 1,5 L= ……….mL
b) 45,2 mm= ............cm
e) 15 pg= ………ng
c) 300 ns = ………..µs
f)200 cL = ………µL
CAPITULO
ESTRUCTURA ATOMICA DE LA MATERIA
2
Química
No es perezoso únicamente el que nada hace, sino también el
que podría hacer algo mejor de lo que hace.
Séneca
CONTENIDOS
Materia. Propiedades. Átomos. Partículas fundamentales. Isótopos. Elementos químicos. Tabla
periódica. Moléculas. Iones.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
¾
Describir la estructura del átomo nuclear.
¾
Describir el desarrollo histórico del modelo del átomo nuclear.
¾
Predecir las características de diferentes elementos de la Tabla periódica.
¾
Distinguir por sus propiedades los metales, los metaloides y los no metales.
¾
Establecer la diferencia entre moléculas, iones y átomos.
¾
Saber diferenciar mezclas, compuestos y elementos.
¾
Reconocer a los elementos pos sus símbolos y posición en la tabla periódica.
¾
Saber interpretar el símbolo de un isótopo.
¾
Diferenciar número atómico de número másico.
¾
Deducir el número de protones, neutrones y electrones a partir del número másico y el
número atómico.
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Química
20
Química
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Química
INTRODUCCIÓN
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La materia se presenta de
diversas formas, tales como personas, plantas, rocas, objetos, bacterias, etc. Si recordamos que la
Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que puede sufrir, podremos comprender la
importancia de su estudio para saber cómo funciona el mundo que nos rodea.
Desde tiempos antiguos, los pensadores y filósofos se han preocupado por entender la naturaleza de
la materia. Las ideas modernas sobre la estructura de la materia se basan en la Teoría Atómica de Dalton
(1807). Actualmente se sabe que toda la materia está formada por átomos, moléculas e iones. Está
compuesta por diferentes combinaciones de formas simples de materia llamadas elementos químicos. Se
han descubierto más de 100 elementos químicos (recuerda que elemento es una sustancia compuesta por
un único tipo de átomos). En este capítulo exploraremos el mundo fascinante de los átomos y
consideraremos la formación de moléculas e iones.
¡Ahora investiga!
Te proponemos que investigues sobre los aportes de Dalton, Thomson (1897), Millikan (1909),
Rutherford (1911) y Chadwick (1932), que contribuyeron al conocimiento actual de la estructura atómica.
Luego presenta esquemáticamente (puedes usar mapas conceptuales) tus conclusiones.
El átomo. Partículas fundamentales.
Se puede definir el átomo como la partícula más pequeña que puede existir de un elemento,
manteniendo su identidad química a través de todos los cambios físicos y químicos. Actualmente se sabe
que los átomos poseen una estructura interna y están constituidos por partículas de menor tamaño
llamadas partículas fundamentales o subatómicas. Desde el punto de vista químico, solo nos interesan
tres : protones, neutrones y electrones.
Los protones y neutrones forman el núcleo del átomo; los electrones se distribuyen en el espacio que
rodea al núcleo como si fueran una nube. Este modelo atómico recibe el nombre de átomo nuclear. Las
propiedades de estas partículas subatómicas se presentan en la Tabla 2.1.
Tabla 2.1.Propiedades de las partículas subatómicas.
Partícula
Símbolo
Carga *
Masa,g
electrón
e−
−1
9,109x10-28
protón
p+
+1
1,673x10-24
neutrón
n
0
1,673x10-24
Las cargas se dan como múltiplos de la carga de un protón, 1,602 x 10-19 culombios en unidades del SI
Ahora te invitamos a calcular:
¿Cuántas veces menor es la masa del electrón que la del protón?
22
.
Química
Un átomo es eléctricamente neutro porque la carga positiva del núcleo contrarresta exactamente la
carga negativa de los electrones que lo rodean.
Al número de protones que hay en el núcleo de un átomo de un elemento se le da el nombre de
número atómico, Z, del elemento. La cantidad de protones en el núcleo de un átomo es lo que determina
la identidad del átomo. En la tabla periódica, los elementos se disponen en orden de números atómicos
crecientes. Teniendo en cuenta que el átomo es eléctricamente neutro, el número de electrones deberá ser
exactamente igual al número de protones.
¡A trabajar con la Tabla Periódica !
Usando tu tabla periódica, escribe el símbolo de los elementos que corresponden a los siguientes
valores de Z:
a)
Z = 11; b) Z = 24; c) Z = 35; d) Z = 60; e) Z = 92
b) ¿Qué significado tienen estos valores de Z para los átomos respectivos?
c)
Dar el símbolo químico y el número atómico del: i) arsénico; ii) azufre;
iii) paladio; iv) oro.
Los átomos son extremadamente pequeños. Sus diámetros oscilan entre 100 y 500 pm. Es común
expresar las dimensiones atómicas en ángstrom, ä (1 angstrom = 10-10 m); por tanto los átomos tienen
diámetros que oscilan entre 1 y 5 ä.
Aplica tus conocimientos!
El diámetro del átomo de cromo (Cr) es de aproximadamente 2,4 ä; a)expresa esta distancia en
nanómetros (nm) y en picómetros (pm); b)¿Cuántos átomos de cromo tendrían que alinearse para abarcar
un centímetro?
NÚMERO DE MASA. ISÓTOPOS
El número de masa, A, es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un
átomo de un elemento. Debes tener claro, que es un número entero y no una masa.
A = N° protones + N° neutrones ;
A=Z+N
Teniendo en cuenta esta relación es fácil deducir cómo se calcula el número de neutrones de un
átomo.
N° de neutrones = A – Z
Los protones y neutrones son partículas muy similares que en conjunto se denominan nucleones.
Te animas a calcular?a) ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro que
23
Química
tiene 28 neutrones?
b) ¿Cuántos neutrones hay en un átomo de neón de número másico 22?
Puede ocurrir que los átomos de un mismo elemento difieran en el número de neutrones y por tanto,
en su masa. A estos átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico pero distintos números
másicos se los denomina isótopos de dicho elemento. El nombre de un isótopo se obtiene escribiendo su
número másico detrás del nombre del elemento, por ejemplo:
neón –20; neón –21; neón – 22
El símbolo de un isótopo se obtiene escribiendo el número másico como superíndice a la izquierda
20
21
22
del símbolo químico del elemento: Ne, Ne; Ne.
En general, la forma aceptada para indicar el número atómico y el número de masa de un átomo de
un elemento X es: ZA X ; pero dado que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número
atómico, el subíndice puede omitirse.
Un átomo de un isótopo específico es un núclido, así un átomo de
12
6
C es un núclido de
1
12
6
C .En el
2
caso de los isótopos del hidrógeno, reciben nombres y símbolos especiales: protio, H; deuterio H (D) y
3
tritio H (T).
Cada elemento se presenta en la naturaleza en forma de una mezcla de isótopos, los cuales no se
presentan en la misma cantidad . El porcentaje de los átomos que se presentan en forma de un isótopo
dado, se llama abundancia natural de ese isótopo.
Comprueba cuánto has aprendido, resolviendo los siguientes ejercicios:
a) Calcula el número de protones, neutrones y electrones de los isótopos del hidrógeno.
b) Calcula el número de protones, neutrones y electrones que contiene un átomo de uranio-238.
c) Escribe el símbolo químico completo para el núclido que contiene 18 protones, 18 electrones y 22
neutrones.
d)El isótopo de uranio que se emplea para generar energía nuclear tiene 143 neutrones en su núcleo.
El isótopo más común de uranio tiene 146 neutrones en su núcleo. Escribe los símbolos químicos
completos (con subíndice y superíndice) de estos isótopos del uranio.
Las partículas con carga eléctrica que se forman cuando se añaden o quitan electrones a un átomo, se
llaman iones. Cuando a un átomo neutro, se le quita uno o más electrones, se obtiene un ion cargado
positivamente llamado catión. Al quitar un electrón al átomo de sodio, que contiene 11 protones y 11
electrones, se obtiene un ion, Na+, que tiene 10 electrones y 11 protones, entonces su carga neta es 1+ .
Si un átomo gana uno o más electrones, se transforma en un ion con carga negativa llamado anión.
Por ejemplo, un átomo neutro de cloro tiene 17 protones y 17 electrones. Si gana un electrón, se obtiene
un ion , Cl− ,que tiene 18 electrones y 17 protones y su carga neta es 1–
24
Química
Agudiza tu ingenio!
a)Calcula la cantidad de protones, neutrones y electrones en cada uno de los siguientes iones:
i)
ii)
24
12
Mg2+ ;
14
7
N3-
b)Escribe el símbolo del ion isotópico que contiene:
i) 13 protones,14 neutrones y 10 electrones,
ii) 43 protones, 45 neutrones y 36 electrones.
Ahora sabrás cuánto aprendiste los temas del capítulo hasta aquí desarrollados, resolviendo los
ejercicios siguientes:
AUTOEVALUACIÓN
1.-Escribe el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes isótopos:
a) Z = 74, A = 186;
b) Z = 28, A = 64
2.-Escribe el símbolo del átomo que contiene 24 protones, 21 electrones y 28 neutrones.
3.- Indica el número de protones y neutrones que tiene cada núclido:
a) fósforo-32;
b) cobalto-60; yodo-131.
4.-Indica el número de protones, neutrones y electrones de las siguientes especies:
48
22
Ti ;
84
38
Sr;
186
74
W;
40
20
Ca2+ ; 130I− ; 52Cr 3+
5.-Completa la tabla siguiente:
Símbolo
15
N 3-
46
Sc 3+
Protones
23
Neutrones
28
69
Electrones
21
48
Carga neta
33
2+
43
3−
25
Química
LA TABLA PERIÓDICA
1
2
18
1
13 14 15 16 17
Numeros del Periodo
2
3
Numeros del Grupo
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12
4
5
6
7
Halógenos
Metales Alcalinos
Gases Nobles
Lantánidos
Actínidos
Haciendo uso de la bibliografía de que dispongas
Te proponemos que investigues sobre los diferentes tipos de ordenamientos de los elementos hasta
llegar a la actual tabla periódica. Presenta la información en un esquema.
La tabla periódica es la disposición de los elementos en orden creciente de sus números atómicos,
de tal manera que los elementos con propiedades similares quedan ubicados en columnas verticales. La
26
Química
ley periódica expresa que “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números
atómicos”.
Los elementos de una columna de la tabla periódica, se conocen como grupo. Los elementos de un
grupo tienen propiedades físicas y químicas similares. Estos grupos identifican las principales familias de
los elementos. Las columnas más altas se denominan grupos principales de la tabla.
Existen tres esquemas diferentes de designación de los grupos: a) el que numera los grupos altos de
1A a 8A y los bajos de 1B a 8B (puede usarse números romanos en vez de arábigos), conocido como
convención norteamericana; b)el que numera primero las columnas de la 1A (IA) a la 8A (VIIIA) y luego
de 1B (IB) a 8B (VIIIB); c)el propuesto por la IUPAC, designa los grupos de 1 a 18 sin designaciones A
o B. La más usada es la convención norteamericana.
Ahora observa tu tabla periódica, ¿Con que convención están numerados los grupos?.
Los grupos cortos ubicados en el centro de la tabla corresponden a los elementos conocidos como
metales de transición y el bloque que aparece debajo de la tabla principal contiene a los metales de
transición interna. Este esquema obedece a la necesidad de ahorrar espacio, ya que así se evita una tabla
periódica demasiado ancha.
Las filas, horizontales, se numeran de arriba abajo y reciben el nombre de períodos. Hay siete
períodos. Las propiedades de los elementos de un período varían progresivamente a lo largo de la tabla.
Muchos grupos de la tabla periódica tienen nombres especiales, por ejemplo el IA es el de los metales
alcalinos; el IIA el de los alcalinos térreos.
Investiga y recuerda.....te será de mucha utilidad.
¿Qué nombre reciben los diferentes grupos de la tabla periódica.?
¿A qué se debe la similitud de propiedades entre los elementos de un mismo grupo?
Los elementos del lado izquierdo y la parte media de la tabla son metales y tienen propiedades
características comunes; los metales están separados de los no metales por una línea gruesa escalonada
que va del boro (B) al astato (At). El hidrógeno, es un no metal y se lo encuentra en el grupo IA, aislado o
en el grupo VIIA, según la tabla. Esto se debe a que el hidrógeno es un elemento muy especial. Los
elementos situados a ambos lados de la línea divisoria , como el antimonio (Sb) y el germanio (Ge) se
denominan metaloides (semimetales) y tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no
metales. Solo hay 17 elementos que son no metales y se agrupan en el ángulo superior derecho de la tabla
periódica.
Dado que la tabla periódica correlaciona de manera sistemática las propiedades de los elementos y
ayuda a hacer predicciones respecto del comportamiento químico, se convierte en una herramienta muy
útil.
Te invitamos a trabajar con la tabla periódica para responder lo siguiente:
1.- Localiza todos los metaloides e indica: nombre, símbolo y número atómico.
2.-Escribe el símbolo de cada uno de los elementos del grupo IVA e indica si se trata de un metal, no
metal o metaloide. ¿Qué ocurre con las propiedades de los elementos al descender en el grupo?.
27
Química
3.-Clasifica a los elementos del tercer período en metales, no metales y metaloides. ¿Qué sucede con
las propiedades de los elementos al ir de izquierda a derecha en el período?.
4.-Averigua las propiedades características de los metales, no metales y metaloides; luego preséntalas
en un cuadro o esquema.
5.-Cuáles de los siguientes elementos crees que pueden exhibir propiedades físicas y químicas más
similares: Na, Ca, P, F, Se, Cl.
6.-Escribe los nombres, símbolos químicos y números atómicos de los halógenos e indica el estado
físico normal de cada uno de ellos.
MOLÉCULAS
De todos los elementos, sólo los gases nobles existen en la naturaleza como átomos sencillos, por lo
que se dice que son gases monoatómicos. La mayor parte de la materia que nos rodea se compone de
moléculas o iones formados a partir de los átomos.
Una molécula es un conjunto de dos o más átomos que se mantienen unidos por fuerzas químicas
llamadas enlaces químicos .
Un compuesto es una sustancia integrada por dos o más elementos distintos en una proporción
determinada. Ejemplo: agua, H2O.
Una molécula, no siempre es un compuesto. Esto se cumple en el caso de muchos elementos que se
presentan en la naturaleza en forma molecular, por ejemplo: nitrógeno (N2); oxígeno(O2), que en la
nomenclatura moderna se denominan dinitrógeno y díoxígeno. El subíndice detrás del símbolo del
elemento, indica el número de átomos en una molécula. Las moléculas que contienen dos átomos se
denominan moléculas diatómicas . La mayoría de las moléculas contienen más de dos átomos y se llaman
moléculas poliatómicas.
Algunos elementos existen en más de una forma; las diferentes formas de un elemento en el mismo
estado físico se denominan alótropos o variedades alotrópicas. Son ejemplos de alótropos: dioxígeno
(O2) y ozono (O3); carbono (grafito) y carbono (diamante) .
Puedes averiguar?
Otros casos de alótropos y nómbralos.
Los compuestos formados por moléculas se llaman compuestos moleculares. La composición de cada
compuesto está dada por su fórmula química. La mayor parte de los compuestos moleculares contienen
sólo no metales.
28
Química
Ahora investiga y responde:
¿Cuáles son los otros elementos de la tabla periódica que se encuentran en la naturaleza como
moléculas diatómicas., escribe sus nombres e indica su posición en la tabla periódica (número de grupo,
número de período y número atómico).?
¿Por qué estas moléculas no forman compuestos?
¿Puedes dar tres ejemplos de compuestos formados por moléculas?.
IONES
En los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas), el núcleo de un átomo no cambia,
sólo se pierden o ganan electrones ( recuerda que tienen carga negativa).
Un ión es una partícula cargada formada a partir de átomos o moléculas neutras que han perdido o
ganado electrones en una reacción química.
El modelo del átomo nuclear explica la existencia de iones monoatómicos en los que el número de
cargas positivas o negativas están directamente relacionadas con el número de electrones perdidos o
ganados por el átomo respectivamente. Ejemplo: K+, ion potasio (átomo de potasio que ha perdido un
electrón); Ca2+, ion calcio (átomo de calcio que ha perdido dos electrones); Cl−, ion cloruro (átomo de
cloro que ha ganado un electrón); S2−, ion sulfuro (átomo de azufre que ha ganado dos electrones). Los
iones poliatómicos son aquellas especies eléctricamente cargadas que están formadas por más de un
átomo; por ejemplo: NH +4 (ion amonio); SO 24− (ion sulfato); OH − ( ion hidróxido).
¿Conoces algún otro catión poliatómico? ¿Te animas a formularlo y a nombrarlo?
Los aniones poliatómicos son muchos más; escribe el nombre y la fórmula de tres aniones
poliatómicos. (en el capítulo de nomenclatura química aprenderás más sobre fórmulas y nombres).
Los compuestos iónicos son aquellos que están formados por iones positivos (cationes) y negativos
(aniones) que se mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostáticas entre las cargas eléctricas
opuestas. Un ejemplo típico es el cloruro de sodio (NaCl). Cada cristal de este compuesto es un conjunto
ordenado de un enorme número de iones Na+ y Cl− dispuestos en forma alternada. Un compuesto iónico
no está formado por moléculas individuales. Ya que no existe la molécula discreta de cloruro de sodio, la
fórmula NaCl es la fórmula mínima o empírica para esta sustancia. Los iones se combinan de tal forma
que las cargas positivas y negativas se contrarrestan; es decir, todos los compuestos iónicos son
eléctricamente neutros. Los iones de los compuestos iónicos se acomodan en estructuras
tridimensionales.
Generalmente, los compuestos iónicos son combinaciones de metales y no metales
(recuerda que los cationes son iones metálicos y los aniones son iones no metálicos).
Comprueba cuánto has aprendido.....
1.-Cuáles de los siguientes compuestos esperas que sean iónicos: Cl2O; K2O; MgI2; P4O6.
29
Química
2.- Cuáles de los siguientes compuestos son iónicos y cuáles moleculares: a) CO; b) CaCl2; c) CS2; d)
PCl5; e) Ba(NO3)2 .
3.- Identifica como elementos (E) o compuestos (C): a) CO2; b) H2; c) P4; d) NO; e) S8; f) SO2.
4.- Para cada ítem, escribe dos ejemplos:
a) molécula diatómica que contiene átomos del mismo elemento;
b)
b) molécula diatómica que contiene átomos de distintos elementos;
c)
molécula poliatómica que contiene átomos de distintos elementos;
d) molécula poliatómica que contiene átomos del mismo elemento;
e) ion monoatómico con carga neta 2+;
f) ion monoatómico con carga neta 3 − ;
g) compuesto que no forma molécula.
30
CAPITULO
ENLACES QUÍMICOS
3
Química
No se hizo el escalón para descansar en él sino para pasar al siguiente,
Proverbio chino
CONTENIDOS
Electrones de valencia. Símbolos de Lewis. Diferentes tipos de enlaces y estructura de Lewis.
Hibridación del carbono.
OBJETIVOS DEL CAPÍTULO
Al finalizar el desarrollo de este capítulo, se espera que el alumno sea capaz de:
¾ Interpretar el concepto de electrones de valencia.
¾ Distinguir los diferentes tipos de enlaces químicos.
¾ Describir la manera en que los átomos forman enlaces iónicos.
¾ Describir la manera en que los átomos forman enlaces covalentes.
¾ Emplear los símbolos y estructuras de Lewis.
¾ Relacionar las propiedades de una sustancia con la naturaleza del enlace químico que la
caracteriza.
¾ Predecir la distribución en el espacio o "forma" de la molécula.
¾ Explicar el significado de electronegatividad y qué se entiende por carácter
covalente de un enlace.
iónico o
33
Química
Diagrama conceptual
Para ayudarlo a tener un panorama general de lo que estudiamos, le presentamos el siguiente mapa
conceptual.
34
Química
35
Química
INTRODUCCION
En este capítulo estudiaremos las "fuerzas que mantienen unidos a los átomos de los diferentes
elementos para formar sustancia simples y compuestas. Como vemos estas sustancias son el resultado de
"diferentes fuerzas". Estas diferencias se pueden predecir a partir de la tabla periódica. Además es
necesario conocer los símbolos de Lewis para interpretar los enlaces químicos.
Con el concepto de orbitales híbridos es posible interpretar el comportamiento de algunos elementos
cuando forman parte de diferentes compuestos.
PARA RECORDAR
Para interpretar los contenidos de este capítulo es necesario recordar algunos conceptos. Si fuera
necesario tiene que reunir material bibliográfico que utiliza en sus clases de Química.
1. Enuncie la Regla del Octeto.
2. Qué son elementos electropositivos?
PARA SU INFORMACION
3. Qué son elementos electronegativos?
Los átomos que tienen mayor
radio atómico pueden perder con
más facilidad los electrones del
último
nivel
electrónico,
originando un catión
Los átomos que tienen menor
radio atómico pueden ganar con
mayor facilidad electrones que
incorporan en su último nivel
originando un anión.
4. Explique en qué grupo de la tabla periódica se encuentran
los elementos electropositivos.
5. Explique en qué grupo de la tabla periódica se encuentran
los elementos electronegativos.
6. Defina los siguientes conceptos: anión y catión
7. A partir de las siguientes configuraciones electrónicas:
A.
1s2
B.
1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
C.
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s1
D.
a)
a qué átomos representan?
b)
A qué grupos de la tabla periódica corresponden?
c)
Indique cuáles son gases nobles, electropositivos y electronegativos respectivamente
8. Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos:
a)
14
7N
b)
16
8O
c)
40
18 Ar
9. A partir de los siguientes elementos, explique cuál es más electropositivo:
a)
39
19
K
b)
40
20 Ca
10.A partir de los siguientes elementos explique cuál es mas electronegativo:
a)
19
9F
b)
39
17
Cl
11. Analice el siguiente mapa conceptual, trate de explicarlo con ejemplos:
36
Química
37
Química
AHORA COMENZAREMOS
CONTENIDOS
CON
EL
DESARROLLO
DE
LOS
ELECTRONES DE VALENCIA
Son los electrones del último nivel o nivel externo de un átomo.
RECUERDA
Para los elementos
representativos el número de
electrones de valencia es
igual al número del Grupo al
que pertenecen.
Ayudan a comprender el comportamiento de los átomos cuando
participan en la formación de enlaces químicos para formar sustancias
simples y compuestas.
SIMBOLOS DE LEWIS (símbolo – electrón punto).
Consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por los electrones más externos o electrones de
valencia. Dichos electrones se representan mediante cruces o puntos. Esto es válido para los elementos
representativos.
Ejemplos:
x
x
Be
H°
xCx
x
x
Ejercicios
Escriba los símbolos de Lewis de los siguientes elementos:
a) Ca
b) Na
c) Al
d) N
e) F
g) S
ENLACES QUIMICOS
Definimos enlace químico o unión química como la fuerza que actúa
entre los átomos con intensidad suficiente como para mantenerlos unidos
en una sustancia determinada.
Las uniones químicas se producen por transferencia o compartimiento
de electrones.
RECUERDA
N° de oxidación de un elemento
es su capacidad de combinación
con signo positivo (+) o
negativo (-).
ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE
Se produce entre un elemento muy electropositivo y otro muy electronegativo; el primero con
tendencia a ceder electrones y el segundo a aceptarlos.
Esta transferencia de electrones origina cationes y aniones que se atraen por la acción de fuerzas
electrostáticas (culombianas) entre ambos.
Es necesario que haya igualdad entre la cantidad de electrones cedidos y ganados.
38
Química
El número de electrones que un átomo cede o recibe determina el valor y el signo de la carga del ión
formado.
ACLARACION
Ejemplos:
Na x
a)
..
Cl :
..
+
Æ
..
Na + [ x·Cl : ]
..
Los electrones son idénticos, la
diferente representación en una
unión química se emplea para
tener una mayor comprensión
de qué átomo pierde y qué
átomo gana .
..
· F:
xx
b) Mg
+
..
Mg+2 [
×
•
[
×
•
..
· F:
..
..
F: ]
..
..
F: ] 
..
Propiedades de las sustancias iónicas
Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza
formando sólidos cristalinos.
PARA TU INFORMACION
El cloruro de sodio posee una
estructura cristalina cúbica donde cada
catión sodio está rodeado por seis
aniones cloruro; cada anión cloruro por
seis
cationes
sodio
y
así
sucesivamente.
•
Su dureza en bastante grande, tienen alto punto de
fusión.
•
Son malos conductores de la electricidad al estado
sólido.
•
Son solubles en solventes polares como el agua,
experimentan solvatación.
•
Cuando funden o se disuelven en agua conducen la electricidad debido a la movilidad de los
iones producido por la desorganización de la estructura cristalina.
Las siguientes preguntas te ayudarán a fijar los conocimientos adquiridos hasta
aquí:
1. Por qué se unen los átomos?
2. En un compuesto iónico, representa la fórmula la composición de las moléculas?
3. Indique como verdadero o falso la siguiente afirmación, justificando la respuesta:
"Entre un elemento alcalinotérreo y un halógeno es posible la formación de un enlace iónico"
4. Empleando los símbolos de Lewis represente la unión entre:
litio y flúor
39
Química
a)
potasio y bromo
b)
calcio y cloro
c)
sodio y oxígeno.
5. Escriba la configuración electrónica de los iones obtenidos a partir de los átomos de sodio y cloro
respectivamente
6. Utilizando la tabla periódica, deducir qué tipo de unión se presenta entre el magnesio y el bromo.
Indicar los iones que se forman y cuál es la fórmula del compuesto.
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente se produce entre átomos no metálicos que comparten uno o más pares de
electrones y ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos es cero o
relativamente pequeña.
En la formación de un enlace covalente, los átomos comparten pares de electrones hasta completar
sus octetos. Al producirse la unión, los electrones compartidos pertenecen simultáneamente a ambos
átomos.
Cuando los átomos que se unen son iguales, significa que tienen la
misma electronegatividad, poseen la misma afinidad por los electrones,
éstos son atraídos con la misma intensidad por los dos núcleos. Se trata
de un enlace covalente no polar.
RECUERDA
En el enlace covalente hay
compartición de uno o más
pares de electrones.
Veamos algunos ejemplos de este tipo de enlace. El hidrógeno se
encuentra en la naturaleza en forma molecular; las moléculas están formadas por dos átomos de
hidrógeno unidos entre si, por lo que se denominan moléculas diatómicas.
Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón de valencia y al formar la molécula adquiere la
configuración del helio, es decir, no completa un octeto sino un dueto.
Cuando en la unión se comparte un único par de electrones, la unión se llama covalente simple
(enlace sencillo). A continuación se representa la fórmula molecular (a), la fórmula electrónica (estructura
de Lewis) (b) y la fórmula electrónica (estructura de Lewis) donde el par electrónico compartido se
representa mediante un guión (c)
(a) H2
(b) H : H
(c ) H
─
H
El fluor se encuentra en la naturaleza en forma molecular (moléculas diatómicas). Cada átomo de
fluor tiene siete electrones en su último nivel (el fluor pertenece al grupo VII A de la clasificación
periódica).
¿Te animas a representar los símbolos de Lewis para cada átomo de fluor?
Dibuja ahora, la estructura de Lewis para la molécula F2 .
40
Química
Explica en tus palabras, cómo se formó el enlace.
¿Qué tipo de enlace covalente se formó?
El oxigeno también se presenta en la naturaleza en forma de moléculas diatómicas. Cada átomo de
oxigeno tiene seis electrones en su ultimo nivel (el oxigeno pertenece al grupo VIA de la clasificación
periódica) y cada uno de ellos contribuye con dos electrones para formar dos pares de electrones
compartidos que pertenecen por igual a cada núcleo; por lo tanto, cada átomo de oxigeno completa así
el octeto. Como en la unión se comparten dos pares electrónicos, la unión se llama covalente doble o
doble enlace. A continuación se escriben las fórmulas molecular y electrónica respectivamente:
..
:O::
O2
..
O:
..
:O
..
= O:
El nitrógeno es otro gas, cuyas moléculas son diatómicas. Cada átomo de nitrógeno tiene cinco
electrones en el último nivel energético (el nitrógeno pertenece al grupo VA de la clasificación periódica)
y cada uno de ellos contribuye con tres electrones para formar tres pares de electrones compartidos que
son igualmente atraídos por cada núcleo; de esta manera cada átomo de nitrógeno completa el octeto en
su último nivel energético. Como en la unión se comparten tres pares de electrones, se forma un triple
enlace.
N2
.. ..
N : N
Cuando los átomos unidos son distintos y solo uno de ellos
aporta el par electrónico que ambos lo comparten, el enlace se
llama covalente coordinado o dativo.
Este enlace se puede representar con una flecha que va
desde el átomo que aporta el par de electrones hacia el que lo
recibe.
.. ..
NΞN
PARA TU INFORMACION
Las sustancias formadas por enlaces
covalentes:
o Pueden ser sólidas, líquidas o
gaseosas.
o Poseen bajo punto de fusión y de
ebullición
o Malas conductoras del calor y la
electricidad.
o En estado sólido pueden formar
cristales.
Ejemplos:
41
Química
ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida de la capacidad que posee un átomo para atraer a los electrones compartidos en un
enlace covalente
Cuando se unen átomos de distinta electronegatividad, el par electrónico compartido, se encuentra
desplazado hacia el elemento más electronegativo. Se dice que el enlace es covalente polar. Sobre el
elemento más electronegativo se establece una cierta densidad de carga negativa que se indica: (δ−) y
sobre el elemento menos electronegativo se establece una densidad de carga positiva que se indica (δ+).
La polaridad del enlace es permanente y la magnitud que lo caracteriza es el momento dipolar (µ)
que se define de la siguiente manera: µ= q . d
q: carga eléctrica parcial o densidad de carga
d: distancia entre las cargas parciales.
Unidades: µ= q . d = u e s x cm. = Debye (D)
El momento dipolar es una magnitud vectorial y el vector con que se lo representa se traza sobre la
unión desde (δ-) hacia (δ+).
Es el caso del cloruro de hidrógeno:
→
..
H: Cl :
δ+
H  Cl δ -
..
Los dos átomos comparten un par eléctronico pero como sus electronegatividades son diferentes, el
par electrónico se encuentra más próximo al cloro (mayor electronegatividad) que al hidrógeno (menos
electronegatividad). Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Por lo que el cloruro de
hidrogeno es un compuesto polar porque tiene un enlace covalente polar y un vector momento dipolar
resultante.
Cuando en un compuesto hay mas de un enlace covalente polar habrá mas de un vector momento
dipolar. En este caso es necesario calcular el momento dipolar resultante que resultará de la composición
42
Química
de los vectores momentos dipolares compuestos de acuerdo con la geometría de la molécula analizada.
Además, dicho vector según tenga valor cero o distinto de cero, nos permite saber si el compuesto
analizado es polar o no polar.
Veamos el caso de una de las moléculas mas importantes para los seres vivos: el agua.
Escribimos la estructura de Lewis:
..
O
..
H
H
El átomo central oxigeno, tiene seis electrones de valencia por lo tanto, puede unirse a dos átomos de
hidrógeno y completa su octeto.
La molécula de agua tiene dos enlaces covalentes polares oxigeno-hidrógeno, por lo tanto podemos
trazar dos vectores momento dipolar componentes y obtener un vector momento dipolar resultante
distinto de cero porque las uniones oxigeno-hidrógeno son angulares.
δ−
δ+
O δ−
O
δ+
H
H
δ+
ATENCION
H
H
δ+
El agua es un compuesto polar porque
tiene enlaces covalentes polares y vector
momento dipolar resultante distinto de
cero porque posee geometría angular.
µǂ 0
Las uniones hidrógeno-oxigeno – hidrógeno forman un ángulo de 104,5º
δ
δ
+
H
-
O
δ
µ
-
O
H
δ
+
δ
+
H
H
δ
+
µ =0
SABÍAS?
Que en el caso de moléculas polares, cuanto mayor sea su polaridad, más solubles serán en agua?
43
Química
EJERCITACIÓN
1. Dibuja los símbolos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos:
a) helio
c) calcio
e) bromo
b) aluminio
d) azufre
f) fósforo.
2. El cloro es una sustancia simple gaseosa, de color amarillo verdoso y olor sofocante, tóxico.
Escribe la estructura de Lewis de dicha sustancia e indica que tipo de enlace se forma.
3. El amoníaco (NH3) es un compuesto gaseoso de olor fuerte, picante y sofocante, produce
lagrimeo.
a) Escribe la fórmula electrónica de dicho compuesto
b) Explica si es un compuesto polar o no.
c) Determina si es un compuesto soluble o insoluble en agua.
4. El anhídrido nitroso ( N2O3)es un gas; por enfriamiento licua y da un líquido azul..
Escribe la fórmula electrónica de dicha sustancia e indica que tipo de enlace se forma..
5. El ácido perclórico (HClO4 ) es un ácido fuerte, monoprótico, oxidante. En contacto con la
piel produce quemaduras.
a) Escribe la fórmula electrónica e indica los tipos de enlaces formados.
b) Determina si es un compuesto soluble o insoluble en agua
6. El dióxido de carbono (CO2 ) es un gas incoloro e inodoro, producto del metabolismo de los
seres vivos, de las combustiones, etc.
a) Escribe la fórmula electrónica indicando qué uniones se obtienen. Dato: la molécula es
lineal.
b) El momento dipolar resultante , ¿será cero o distinto de cero?
7. El bromo es una sustancia simple líquida de color rojo oscuro que al contacto con la piel
produce graves quemaduras.
Escribe la fórmula electrónica de dicha sustancia e indica que enlace se forma.
8. Marca con una (X) las propiedades que corresponden a las sustancias que presentan uniones
covalentes:
a) A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
44
( )
Química
b) Son dúctiles o maleables
( )
c) No son buenas conductoras de la electricidad
( )
d) No forman moléculas sino agregados iónicos
( )
9. Coloque en el paréntesis UCP si considera que la unión es covalente polar y UCNP si
considera que es covalente no polar en cada una de las siguientes sustancias:
a) Fluoruro de hidrógeno (HF)
(
)
b) Yodo (I2)
(
)
c) Cloruro de hidrógeno (HCl)
(
)
d) Nitrógeno (N2)
(
)
10. Explica cómo varían lo momentos dipolares en los haluros de hidrógeno que se indican a
continuación: a) HF; b) HCl; c) HBr
a) Escribe la fórmula electrónica del sulfuro de hidrógeno (H2S) indicando los enlaces
formados;
b)
Sabiendo que el momento dipolar resultante es distinto de cero, ¿qué puede deducir
acerca de su geometría espacial?;
c) ¿Será un compuesto soluble o insoluble en agua?
11. Indica para cada una de las siguientes sustancias si se trata de enlaces covalentes polares o no
polares.
a) fluoruro de hidrógeno (HF)
..................
b) yodo (I2)
…………..
c) cloruro de hidrógeno (HCl)
....................
d) nitrógeno molecular (N2 )
.....................
HIBRIDACIÓN DEL CARBONO
¿Te dicen algo estas representaciones?
45
Química
Adaptado de Atkins, P., Jones,L Química. Moléculas. Materia. Cambio. Tercera Edición.Omega
RECUERDA
Se forma un enlace por cada par de electrones que se aparean y tantos enlaces como electrones
desapareados tenga cada átomo.
Volvemos a escribir la configuración electrónica del C:
2
2
1
1s 2s 2px 2py
1
•
•C •
•
Observando la configuración electrónica externa del C (electrones de valencia), debería formar solo
dos enlaces covalentes porque tienen dos electrones desapareados .
Sin embargo, el átomo de C es capaz de formar cuatro enlaces covalentes, o sea presenta una
covalencia igual a cuatro. Esto ocurre en la mayoría de los compuestos en que interviene.
Para interpretar el comportamiento del carbono en los diferentes compuestos en que interviene y la
geometría molecular que presentan los mismos debemos recurrir al concepto de HIBRIDACIÓN de
orbitales atómicos.
La hibridación es la mezcla de dos o mas orbitales atómicos de energía diferente de un mismo átomo
para dar nuevos orbitales llamados ORBITALES HÍBRIDOS.
La hibridación es solo una manera teórica de describir los enlaces necesarios para explicar una
determinada estructura molecular. Por lo tanto:
La hibridación es una interpretación de la forma molecular; la forma no es una consecuencia de
la hibridación.
Los orbitales híbridos se orientan alrededor de un solo núcleo y tienen la misma energía.;la misma es
intermedia entre los valores de las energías de cada uno de los orbitales atómicos que se han mezclado.
46
Química
HIBRIDACIÓN SP3 (TETRAGONAL)
Adaptado de Brown, T.,LeMay,H.,Bursten, B.Química. La Ciencia Central.Prentice Hall Hispanoamericana. S.A.
. 1997
Cuando el orbital atómico 2s se mezcla con los tres orbitales atómicos 2p se forman cuatro orbitales
atómicos híbridos sp3 (el exponente indica la cantidad de orbitales atómicos p que intervienen en la
hibridación). Son equivalentes, es decir poseen igual energía y forma. Cada uno de ellos contiene un
electrón. Los orbitales atómicos híbridos se distribuyen espacialmente dirigidos hacia los vértices de un
tetraedro formando entre sí ángulos de 109,5º
Solamente se dibuja el lóbulo mayor de cada orbital híbrido sp3 para simplificar la representación
pero debemos recordar que falta en cada caso el lóbulo menor.
HIBRIDACIÓN SP2 (TRIGONAL)
Cuando un orbital atómico 2s se mezcla con dos orbitales atómicos 2p se forman tres orbitales
atómicos híbridos sp2 ubicados en el mismo plano, formando entre ellos ángulos de 120º.Cada uno de
ellos contiene un electrón.
El orbital atómico 2p que no participó en la mezcla o hibridación se ubica perpendicularmente al
plano donde están situado
47
Química
Adaptado de Brown, T.,LeMay,H.,Bursten, B. Química. La Ciencia Central.Prentice Hall Hispanoamericana. S.A.
. 1997
HIBRIDACIÓN SP (DIGONAL)
Cuando un orbital atómico 2s se mezcla o hibrida con un orbital 2p se forman dos orbitales híbridos
sp ubicados en el mismo plano formando entre ellos ángulos de 180º.
Cada orbital híbrido sp contiene un electrón.
Quedan dos orbitales atómicos 2p que no participan en la hibridación, cada uno de ellos contiene un
electrón.
Adaptado de Brown, T., LeMay, H. ,Bursten, B. Química. La Ciencia Central. Prentice Hall Hispanoamericana. S.A. . 1997.
48
Química
RESUMIENDO:
49
Química
RECAPITULA LO VISTO HASTA AQUÍ MEDIANTE EL SIGUIENTE ESQUEMA
50
CAPITULO
FUNCIONES DE LA QUIMICA INORGANICA
4
Química
El hombre necesita horizontes más bellos que lo inciten
a realizar nuevos esfuerzos para alcanzarlos.
José P. Varela
Contenidos
Funciones de la química inorgánica. Fórmulas químicas. Nomenclatura IUPAC y tradicional.
Objetivos del capítulo
Al finalizar el desarrollo de este capítulo, se espera que el alumno sea capaz de:
¾ Escribir las fórmulas químicas de los compuestos químicos inorgánicos estudiados.
¾ Nombrar los compuestos según la nomenclatura IUPAC y tradicional.
¾ Identificar los números de oxidación de los elementos que forman un compuesto.
¾ Diferenciar óxidos básicos de óxidos ácidos.
¾ Reconocer hidruros no metálicos e hidrácidos
¾ Identificar hidróxidos y oxoácidos
¾ Reconocer diferentes tipos de sales
¾ Analizar la información contenida en una fórmula química
53
Química
54
Química
INTRODUCCIÓN
Para el desarrollo de este capítulo te será necesario recordar el concepto de número de oxidación o
estado de oxidación ya que de esa manera te será posible escribir la fórmula de los diferentes compuestos
químicos inorgánicos.
Analizarás como se forman los compuestos binarios (óxidos, hidruros, sales); los compuestos
ternarios (oxoácidos, hidróxidos, oxosales) y los compuestos cuaternarios (sales ácidas y sales básicas ).
Aprenderás a escribir fórmulas químicas a partir de un nombre dado o bien dada una fórmula química
saber nombrar el compuesto. Para nombrarlos emplearás distintos tipos de nomenclatura.
Número de oxidación
Número de oxidación de un elemento es su capacidad de combinación con signo positivo o negativo.
Se lo representa con números romanos que pueden ser positivos o negativos.
El número de oxidación se determina a partir de la aplicación de ciertas reglas:
I) El número de oxidación de un elemento al estado libre (sin combinarse) o combinado con otro
igual es cero. ( Na, Al, H2, Br2, O2 ).
II) El número de oxidación del oxígeno combinado es –II, con excepción de los peróxidos
(H2O2) donde actúa con –I y de los superóxidos (KO2) donde tiene –1/2.
III) El número de oxidación del hidrógeno combinado es +I; pero en los hidruros metálicos
(NaH) es –I.
IV) Los metales alcalinos tienen estado de oxidación +I y los alcalino-térreos +II.
V) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual
a cero.
VI) En los iones poliatómicos (SO42 -, NO3-) la suma algebraica de los números de oxidación de
todos los átomos es igual a la carga del ión.
FORMULAS
Las fórmulas químicas son representaciones sencillas de la composición química de una sustancia,
en base a los símbolos químicos de los elementos presentes y las relaciones en que se encuentran los
átomos de esos elementos.
Para escribirlas se utilizan los símbolos de los elementos, subíndices, paréntesis (en algunos casos).
Los elementos se escriben en una fórmula química en orden creciente de sus electronegatividades, para lo
cual te será útil recordar el siguiente orden de electronegatividades:
METALES <
HIDRÓGENO <
OTROS NO METALES <
OXÍGENO
< FLUOR
La fórmula de un compuesto debe designar al mismo en forma muy clara, evitando ambigüedades.
Hay distintos tipos de fórmulas químicas: a) fórmulas
c)fórmulas estructurales.
moleculares, b) fórmulas empíricas y
55
Química
Fórmulas moleculares:
Son aquellas que indican los tipos de átomos y el número real de cada uno en una molécula.
Permiten conocer los elementos que la constituyen, la estequiometría y calcular las masas
moleculares.
Ejemplos:
H2O
H2SO4
CO2
Fórmulas empíricas:
Son aquellas que indican el número relativo de átomos de cada tipo en una molécula..En la misma,
los subíndices siempre representan las proporciones enteras más pequeñas.
Ejemplo:
HO (fórmula empírica del peróxido de hidrógeno, H2O2).
Para muchas sustancias, las fórmulas molecular y empírica, coinciden, como por ejemplo en el agua. (H2O).
Fórmulas estructurales:
Muestran mediante líneas, de qué manera los átomos están unidos entre sí en una molécula..
Ejemplo:
H
O
O
COMPUESTOS BINARIOS DEL OXIGENO
Los compuestos binarios del oxígeno reciben el nombre de óxidos. En los mismos el oxígeno actúa
con número de oxidación -II.
El oxígeno es el segundo elemento mas electronegativo del sistema periódico, por lo que todos los
elementos se combinan con él, con estado de oxidación positivo, con excepción del flúor que es el más
electronegativo. De acuerdo con las normas sugeridas por la IUPAC, se escribe el elemento más
electropositivo a la izquierda.
56
Química
OXIDOS BÁSICOS
Son compuestos formados por un metal y oxígeno.
De acuerdo a las características del metal y sus estados de oxidación, pueden presentarse en una o
más combinaciones distintas con el oxígeno.
Ejemplos:
Na (+I)
Na2O
Ca (+II)
CaO
Al (+III)
Al2O3
Fe (+II)
FeO
Fe (+III)
Fe2O3
Fórmulas de los óxidos básicos
Para escribir la fórmula deberá seguir los siguientes pasos:
•
Escribir el símbolo del elemento metal (M), por ser mas electropositivo, y a la derecha del
mismo el símbolo del oxígeno (O), por ser el mas electronegativo.
•
Luego, debes escribir, si es necesario, un subíndice a la derecha de cada símbolo de tal
manera que la suma algebraica de los números de oxidación sea igual a cero . El subíndice 1
no se escribe.
Ejemplos:
K2O, Co2O3, MgO; PbO2.
Nomenclatura
Utilizarás la nomenclatura IUPAC (estequiométrica y numerales de Stock) y la tradicional (aunque
su uso es considerado incorrecto por la IUPAC).
Nomenclatura “Estequiométrica”.
•
Los nombres se forman con la palabra óxido acompañada de un prefijo (mono, di, tri tetra,
penta, hexa, hepta, etc) que te indicará el número de átomos de oxígeno que tiene la fórmula.
Ejemplos: FeO monóxido de hierro
Fe2O3 trióxido de dihierro
57
Química
•
Los prefijos se omiten cuando los elementos de la fórmula tienen un único estado de
oxidación.
Ejemplo: Al2O3 óxido de aluminio.
Na2O óxido de sodio
Nomenclatura de “Numerales de Stock”.
Utiliza la palabra óxido seguido del nombre del metal y a continuación, entre paréntesis, se escribe el
número de oxidación (número romano).
Ejemplos: Cu2O óxido de cobre (I), CuO óxido de cobre (II).
Si el elemento tiene un único estado de oxidación se puede omitir el paréntesis..
Ejemplos:
Al2O3
óxido de aluminio
Na2O
óxido de sodio
Nomenclatura tradicional
•
Cuando el elemento tiene un único estado de oxidación, se lo denomina con la palabra óxido
seguida del nombre del metal.
Ejemplo:
•
Al2O3
óxido de aluminio
CaO
óxido de calcio
Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación, se lo denomina con la palabra óxido
seguida del nombre del metal que lleva el sufijo oso, para el menor estado de oxidación; y el
sufijo ico para el mayor estado de oxidación.
Ejemplo:
58
CoO
óxido cobaltoso (el cobalto actúa con número de oxidación +II)
Co2O3
óxido cobáltico (el cobalto actúa con número de oxidación +III)
Química
Ejercitación
Te invito ahora a escribir las fórmulas y los nombres según las nomenclaturas IUPAC y tradicional de
los óxidos que forman los siguientes elementos en los estados de oxidación indicados:
Ca (+II) ; Fe (+III); Ag(+I) ; Hg (+I y +II) ; Sn ( +IV); Pb (+II y +IV)
OXIDOS ACIDOS
Son compuestos formados por un no metal y oxígeno.
Los elementos no metálicos pueden tener varios estados de oxidación, dando lugar a la existencia de
varios óxidos del mismo elemento.
Ejemplos:
Cl (+I)
Cl2O
Cl (+III)
Cl2O3
Cl (+V)
Cl2O5
Cl (+VII)
Cl2O7
Fórmulas de los óxidos ácidos
Para escribir la fórmula deberás seguir los siguientes pasos:
”
Escribe el símbolo del elemento más electropositivo a la izquierda y el más electronegativo
a la derecha , lo que significa que con excepción del fluor todos los elementos no metálicos
se escribirán a la izquierda del oxígeno.
”
Luego, debes escribir, si es necesario, un subíndice a la derecha de cada símbolo de tal
manera que la suma algebraica de los números de oxidación sea igual a cero.
1. El subíndice 1 no se escribe.
Ejemplos:
Br2O, P2O3,; As2O5
Nomenclatura
Se puede utilizar las nomenclaturas IUPAC y tradicional (que ya has visto anteriormente).
59
Química
Nomenclatura “Estequiométrica”.
”
Los nombres se forman con la palabra óxido acompañada de un prefijo (mono, di, tri , tetra,
penta, hexa, hepta, etc) que te indicará el número de átomos de oxígeno que tiene la fórmula.
”
Los prefijos se pueden omitir cuando el elemento no metálico tiene un único estado de
oxidación.
Ejemplos:
N2O3 trióxido de dinitrógeno;
Cl2O monóxido de dicloro;
P2O5 pentaóxido de difósforo;
SiO2 dióxido de silicio o también óxido de silicio.
Nomenclatura “Numerales de Stock”.
Utiliza la palabra óxido seguido del nombre del metal y a continuación , entre paréntesis , se escribe
el número de oxidación.( número romano)
Ejemplos:
N2O3 óxido de nitrógeno (III)
Cl2O óxido de cloro (I)
P2O5 oxido de fósforo (V)
SiO2 óxido de silicio (IV)
Nomenclatura tradicional
”
Cuando el elemento tiene un único estado de oxidación, se lo denomina con la palabra
anhídrido seguida del nombre del no metal terminado en ico.
Ejemplo: B2O3
”
anhídrido bórico
Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación, se lo denomina con la palabra anhídrido
seguida del nombre del no metal que lleva el sufijo oso, para el menor estado de oxidación; y
el sufijo ico para el mayor estado de oxidación.
Ejemplos:
P2O3 anhídrido fosforoso (el fósforo actúa con número de oxidación +III)
60
Química
P2O5 anhídrido fosfórico (el fósforo actúa con número de oxidación +V)
”
Cuando el elemento tiene cuatro estados de oxidación, se emplea el prefijo hipo para el
menor estado de oxidación y el prefijo per para el mayor estado de oxidación, los intermedios
solo llevan el sufijo oso e ico.
Ejemplos:
Cl2O anhídrido hipocloroso (el cloro actúa con estado de oxidación +I)
Cl2O3 anhídrido cloroso (el cloro actúa con estado de oxidación +III).
Cl2O5 anhídrido clórico (el cloro actúa con estado de oxidación +V).
Cl2O7 anhídrido perclórico (el cloro actúa con estado de oxidación +VII).
Ejercitación
Te animas a escribir las fórmulas y los nombres según las nomenclaturas IUPAC y tradicional de los
óxidos ácidos que forman los siguientes elementos en los estados de oxidación indicados?
S (+IV, +VI); Br (+III, +V, +VII); N(+III, +V); C(+IV), As (+III, +V).
Investiga los estados de oxidación con los que el azufre forma óxidos ácidos. Escribe sus respectivas
fórmulas y nombres.
COMPUESTOS BINARIOS DEL HIDRÓGENO
HALUROS DE HIDRÓGENO O HIDRÁCIDOS.
Se obtienen a partir de la combinación del hidrógeno con estado de oxidación +I con el F, Cl, Br, I,(
con estado de oxidación –I) y el S , Se y Te con estado de oxidación - II.
Ejemplos:
HCl
-
HBr
-
H2S - H2Se.
Nomenclatura.
Se nombran agregando el sufijo uro a la raíz del nombre del no metal, cuando están en estado
gaseoso; si están disueltos en agua se los denomina agregando el sufijo hídrico a la raíz del nombre del
no metal.
61
Química
Ejemplos:
Compuesto
Nombre sistemático
( en solución acuosa)
HF
fluoruro de hidrógeno
Acido fluorhídrico
HCl
cloruro de hidrógeno
Acido clorhídrico
HBr
bromuro de hidrógeno
Acido bromhídrico
HI
yoduro de hidrógeno
Acido yodihídrico
H2S
sulfuro de hidrógeno
Acido sulfhídrico
H2Se
seleniuro de hidrógeno
Acido selenhídrico
H2Te
Telururo de hidrógeno
Acido telurhídrico
Éstos son todos los hidrácidos ¿Podrás recordarlos?
HIDRUROS METÁLICOS
Son compuestos en los que el hidrógeno actúa con número de oxidación –I .
Solo analizaremos los hidruros de metales más electropositivos, también llamados hidruros salinos ,
pero debes saber que la clasificación de hidruros es mucho más amplia.
Para formular se escribe primero el símbolo del metal (número de oxidación positivo) y luego el del
hidrógeno (número de oxidación negativo). Si es necesario se agregan subíndices a fin de lograr la
compensación de los números de oxidación.
Nomenclatura
Los hidruros se nombran con la palabra hidruro seguida por la palabra de y finalmente se nombra el
metal
Ejemplo:
LiH
hidruro de litio
CaH2 hidruro de calcio
Para practicar lo aprendido sobre los compuestos binarios del hidrógeno te proponemos que
completes los espacios en blanco de la siguiente tabla:
H 2S
Hidruro de calcio
Bromuro de hidrógeno
KH
62
Química
H2Te
Hidruro de litio
Ácido clorhídrico
BaH2
COMPUESTOS TERNARIOS.
Son los compuestos formados por tres elementos.
OXOACIDOS
Son denominados también ácidos oxigenados.
Son compuestos formados por hidrógeno, con estado de oxidación +I, un no metal (que actúa con estado
de oxidación positivo) o metal de transición (con estados de oxidación superiores) , y el oxígeno (con
estado de oxidación -II).
H2CO3
Ejemplos:
HclO
H2SO4
HMnO4
Para escribir la fórmula de un oxoácido deberás seguir los siguientes pasos:
1. Escribir el símbolo del hidrógeno, luego el del no metal o metal de transición y a
continuación el del oxígeno.
2. Luego, si es necesario, tendrás que colocar los subíndices correspondientes de tal manera,
que la suma algebraica de los números de oxidación sea cero .Para lograrlo, deberás tener en
cuenta lo siguiente:
a. Si el no metal tiene número de oxidación impar el subíndice del hidrógeno es 1
(recuerda el 1 no se escribe).
b. Si el no metal tiene número de oxidación par el subíndice del hidrógeno es 2.
3. Una vez colocado este subíndice, deberás buscar un subíndice para el oxígeno, de manera
que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos del compuesto sea
igual a cero.
Ejemplos: HNO3
H2SO3
Podrías escribir las fórmulas de los ácidos de los elementos en los estados de oxidación
siguientes?:
N (+III y + V) ; Br ( +I, +III, +V, +VII)
63
Química
Nomenclatura
Se puede utilizar las nomenclatura sistemática (IUPAC) y tradicional ( aceptada como correcta
por la IUPAC).
Nomenclatura sistemática.
Se nombran con un prefijo (mono, di, tri, etc) , seguido de oxo y el nombre del no metal terminado en
ato, a continuación entre parentésis y con números romanos se coloca el número de oxidación del
elemento no metálico o metal de transición, finalizando con la frase de hidrógeno ( independientemente
del número de hidrógenos presentes en la fórmula)
HNO3
Trioxonitrato (V) de hidrógeno
H2SO4
Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
El prefijo mono se puede omitir
HClO
Oxoclorato (I) de hidrógeno.
Nomenclatura tradicional.
Se nombra con la palabra ácido y el nombre del no metal o metal de transición terminado en oso o
ico de acuerdo al número de oxidación del elemento; en caso de tener mas de dos estados de oxidación se
utilizará los prefijos hipo o per
HNO2
Acido nitroso
H2SO4
Acido sulfúrico
HClO
Acido hipocloroso
HClO4
Acido perclórico.
Te proponemos que ejercites la escritura de fórmulas de oxoácidos como así también el empleo de las
nomenclaturas aprendidas.
Completa la siguiente tabla:
Fórmula
Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional
H2SO4
ácido perclórico
dioxoclorato(III) de hidrógeno
HMnO4
Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno
Ácido hipoyodoso
HNO3
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Química
Hay elementos que pueden formar más de un ácido en un mismo estado de oxidación, difiriendo cada
uno de ellos en su grado de hidratación ( contenido de agua).Para diferenciarlos se emplean prefijos (orto,
meta y piro o di). Estos son casos especiales que no analizaremos aquí.
Te proponemos que investigues sobre las fórmulas y nombres de los distintos ácidos que forman los siguientes elementos en los
respectivos estados de oxidación:
P (+III y +V); Si (+IV); B(+III); As(+III y +V) y Cr(+VI)
IONES
Ahora te vendrá bien recordar lo visto en el capítulo 2 sobre compuestos iónicos.
Los iones que se forman a partir de un solo átomo se llaman iones monoatómicos.
Los iones formados por más de una clase de átomos se denominan iones poliatómicos.
A) Iones positivos (cationes).
Nomenclatura Sistemática
Los cationes formados a partir de átomos metálicos, se nombran con el mismo nombre del metal:
Ejemplo:
K+
ion potasio
Ca2+
ion calcio
En el caso que el metal tenga más de un estado de oxidación, podrá formar cationes con diferente
carga. La carga positiva se indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal.
Ejemplos:
Co2+
ion cobalto (II)
Co3+
ion cobalto (III)
La carga variable se da en los elementos de transición. En el caso de iones metálicos que no tienen
carga variable no es necesario indicar explícitamente las cargas con números romanos.
65
Química
Nomenclatura Tradicional
Emplea sufijos oso e ico para designar a los iones provenientes de átomos metálicos con estado de
oxidación variable.
Ejemplos:
Cu +
Cu
ion cuproso
2+
ion cúprico
Los cationes poliatómicos formados a partir de átomos no metálicos se designan con nombres
terminados en –io-.
Ejemplos:
NH4+
ion amonio
H3O +
ion hidronio
B) Iones negativos (aniones)
Los aniones monoatómicos se nombran agregando a la raíz del nombre del elemento la terminación –
uro- con excepción del oxígeno que se designa con sufijo –idoEjemplos:
H-
ion hidruro
N3- ion nitruro
O2- ion óxido
Los aniones poliatómicos oxigenados, se llaman oxoaniones y pueden designarse mediante las dos
nomenclaturas vistas.
Nomenclatura tradicional
Se escribe la palabra ion y a continuación se agrega a la raíz del nombre del elemento el sufijo ito
para el menor estado de oxidación o ato para el mayor estado de oxidación
Ejemplos:
SO32-
ion sulfito
SO42-
ion sulfato
En el caso de los halógenos, donde hay posibilidades de cuatro estados de oxidación del elemento se
emplearán prefijos hipo y per .
Ejemplos
66
Química
ClO¯ ion hipoclorito
ClO2¯ ion clorito
ClO3¯ ion clorato
ClO4¯ ion perclorato
Nomenclatura Sistemática
Nomenclatura
Se pueden emplear las nomenclaturas IUPAC y tradicional.
Nomenclatura IUPAC.
Se nombran con la palabra ion seguida de una palabra formada por un prefijo (mono, di, tri, etc)
delante de oxo , el nombre del no metal terminado en ato, y a continuación, entre parentésis y con
número romano, se coloca el número de oxidación del elemento no metálico o metal de transición.
Ejemplos:
SO42- ion tetraoxosulfato (VI)
NO3¯
ion trioxonitrato (V)
MnO42- ion tetraoxomanganato(VI)
Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxoanión se designan agregando como prefijo la
palabra hidrógeno o dihidrógeno según el número de hidrógenos presentes en el anión. Cada H+ reduce
en una unidad la carga del anión original.
Ejemplos:
HSO4 -
ion hidrógenosulfato
H2PO4-
ion dihidrógenosulfato
HIDROXIDOS
Son compuestos formados por la combinación de un ión metálico con el ión hidróxido (OH-).
El ión hidróxido tiene una carga igual a –1 ( se indica OH¯ ), por lo que el número de iones
hidróxidos que se indican en la fórmula, dependerá del número de oxidación del metal. Cuando el número
de iones hidróxido de la fórmula es mayor que uno, será necesario encerrar entre paréntesis al mismo e
indicar dicho número con un subíndice a la derecha del paréntesis.
Ejemplos:
NaOH
67
Química
Ca(OH)2
Al(OH)3
Nomenclatura
Se puede utilizar las nomenclatura IUPAC y tradicional.
Nomenclatura IUPAC
Se nombra con la palabra hidróxido seguida del nombre del metal y a continuación entre paréntesis y
números romanos, el número de oxidación del metal.. Si el metal tiene un único estado de oxidación, no
se indica el número de oxidación..
Ejemplos:
NaOH
hidróxido de sodio
Ca(OH)2
hidróxido de calcio
Fe(OH)3
hidróxido de hierro (III)
Nomenclatura tradicional.
Se nombran con la palabra hidróxido seguida de la palabra de y a continuación el nombre del metal;
se emplearán los sufijos oso e ico, cuando el metal tenga dos números de oxidación.
Ejemplos:
Fe(OH)2
hidróxido ferroso
Fe(OH)3
hidróxido férrico.
LiOH
hidróxido de litio
Escribe las fórmulas de los hidróxidos de los siguientes elementos en los estados de
oxidación correspondientes: K –Sr – Pb(+II) – Cr (+III) – Cu (+I) – Fe (+II) – Al.
SALES BINARIAS
Son compuestos formados por un catión monoatómico y un anión monoatómico.
Ejemplos:
68
CaCl2
;
NaF
;
KBr
Química
Nomenclatura.
Se utilizan las siguientes:
Nomenclatura "Estequiométrica"
Debes utilizar prefijos (mono, di, tri, etc) delante del nombre del anión terminado en uro , a
continuación la palabra "de" y luego el nombre del catión.
Ejemplos:
CaCl2
NaF
dicloruro de calcio
fluoruro de sodio
AlBr3 tribromuro de aluminio.
Nomenclatura "Numerales de Stock"
Debes escribir el nombre del anión terminado en uro seguido de la palabra de y a continuación el
nombre del catión, indicando, entre paréntesis y con número romano, el estado de oxidación del mismo.
Si el catión corresponde a un metal con un único estado de oxidación, se omite el paréntesis,
FeCl2
NaF
cloruro de hierro (II)
fluoruro de sodio
KBr bromuro de potasio
MnS2 sulfuro de manganeso (IV)
Nomenclatura "Tradicional"
Debes escribir el nombre del anión terminado en uro y a continuación el nombre del catión. Cuando
este tenga dos estados de oxidación los nombres llevarán los sufijos oso e ico.
Ejemplos:
CaF2
fluoruro cálcico
FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3
cloruro férrico
Formula las siguientes sales y nómbralas con la Nomenclatura IUPAC:
Fluoruro de sodio, sulfuro cuproso ,seleniuro cobáltico, cloruro férrico, bromuro estánnico
69
Química
OXOANIONES
Los oxoaniones están formados por un elemento no metálico o metal de transición (con estado de
oxidación elevado) los cuales actúan con número de oxidación positivo y el oxígeno (con estado de
oxidación -II). Este anión podrá tener una, dos o tres cargas negativas.
Para escribir la fórmula de un oxoanión deberás seguir los siguientes pasos:
1. Escribir el símbolo del no metal o metal de transición y a continuación el del oxígeno.
2. Luego, deberás buscar un subíndice para el oxígeno de modo tal que al multiplicarlo por
su número de oxidación (-II), supere en una o más unidades al estado de oxidación del
elemento no metálico o metal de transición.
La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a la carga del anión.
Ahora te proponemos que intentes seguir estos pasos para escribir las fórmulas de los
oxoaniones correspondientes a los elementos siguientes en los estados de oxidación indicados:
S (+IV, +VI ) ; Mn (+VII) ; Cr( +VI) ; C(+IV) ; I ( +III, +VII); N(+III, +V).
Nombra cada uno de estos oxoaniones empleando las dos nomenclaturas vistas.
OXOSALES
Son compuestos formados por un catión (monoatómico o poliatómico) y un oxoanión.
Para escribir la fórmula de estos compuestos deberás seguir los siguientes pasos:
1. Escribir la fórmula del catión y a continuación la del oxoanión.
2.
Agregar, si es necesario, paréntesis y subíndices para lograr la electroneutralidad entre las cargas del
anión y del catión.
La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos debe ser igual a cero.
Nomenclatura
Se pueden emplear las nomenclaturas IUPAC y tradicional.
Nomen.clatura IUPAC.
Se nombran con un prefijo (mono, di, tri, etc) , seguido de oxo y el nombre del no metal o metal de
transición terminado en ato, a continuación entre parentésis y con número romano se coloca el número de
oxidación del elemento no metálico o metal de transición y luego la palabra de seguida del nombre del
catión; a continuación entre paréntesis y con número romano se indicará el número de oxidación del
70
Química
mismo siempre que el elemento tenga más de un estado de oxidación; si tiene un único estado de
oxidación no es necesario indicarlo.
Para indicar la repetición de un oxoanión se utilizan los prefijos bis, tris, tetrakis, pentakis, etc..
Ejemplos.
NaClO2 dioxoclorato(III) de sodio
K2CrO 4
tetraoxocromato (VI) de potasio
Ca(NO3)2 bis[trioxonitrato(V)]de calcio
Fe2(SO4)3 tris[tetraoxosulfato(VI)] de hierro (III)
Nomenclatura tradicional.
Cuando el elemento metálico tiene un único estado de oxidación se nombra el anión terminado en ito
o ato ,según actúe el elemento no metálico con el menor o el mayor estado de oxidación respectivamente
, luego la palabra de seguida del nombre del catión.
Ejemplo:
KClO3 clorato de potasio
Na2CO3 carbonato de sodio
Cuando el elemento metálico tiene dos estados de oxidación, se escribe el nombre del no metal o
metal de transición terminado en ito o ato de acuerdo al estado de oxidación del elemento; (en caso de
tener mas de dos estados de oxidación se utilizará los prefijos hipo o per) y a continuación el nombre del
catión terminado en oso o ico , de acuerdo con el estado de oxidación del elemento metálico.
Ejemplos
FeCO3
carbonato ferroso
Fe2(CO3)3
carbonato férrico
NaClO
hipoclorito de sodio
Ca(BrO4)2
perbromato de calcio
Sabrás cuanto has aprendido si eres capaz de realizar bien el siguiente ejercicio:
En la siguiente tabla , en la primera columna, se nombran una serie de elementos metálicos con sus
correspondientes estados de oxidación. En la primera columna en blanco deberás escribir la fórmula del
catión correspondiente. ¡No te olvides de indicar la carga!
En la siguiente columna se nombran elementos no metálicos y sus correspondientes estados de
oxidación para que en la columna en blanco puedas escribir la fórmula correspondiente al anión
monoatómico o al oxoanión.¡No te olvides de indicar la carga!
71
Química
Para escribir la fórmula de la sal escribirás la fórmula del catión seguida de la fórmula del anión.
Colocarás los subíndices apropiados de tal manera que se neutralicen las cargas del anión y del catión.
Elemento
metálico
N° de
oxidación
Catión
Elemento
no
metálico
N° de
Oxidación
sodio
(+ I )
nitrógeno
(+III )
bario
( II )
yodo
(+ VII )
cobre
(+ I )
cromo
( +VI )
estaño
( +IV )
azufre
(+ VI )
hierro
( +II )
carbono
(+ IV )
calcio
(+II )
bromo
(+ I )
plomo
( +II )
manganeso
(+VII)
Anión
Fórmula
de la sal
Nombre
tradicional
Nombre
IUPAC
SALES ÁCIDAS
Los ácidos con más de un hidrógeno, no los ceden a todos con igual facilidad y originan iones que
todavía contienen átomos de hidrógeno. Cuando estos aniones ácidos se unen a un catión metálico, se
obtiene la fórmula de una sal ácida..
Estas sales se formulan siguiendo el criterio de orden creciente de electronegatividad; por lo tanto
escribirás primero la fórmula del catión, luego la del anión ácido y finalmente utilizarás el criterio de
compensación de cargas para agregar los subíndices en el caso de que sean necesarios.
Nomenclatura
Se emplean prefijos mono, di, tri,etc., según la cantidad de hidrógenos presentes, delante del nombre
del anión y a continuación se nombra el catión.. Si el elemento metálico tiene más de un estado de
oxidación, éste se indicará al final con un número romano entre paréntesis.
Ejemplos:
NaHSO4
KH2PO4
72
hidrógenosulfato de sodio
dihidrógenofosfato de potasio
Química
CaHPO4
monohidrógenofosfato de calcio
CuHCO3
hidrógenocarbonato de cobre (I)
SALES BÁSICAS
Son también llamadas “hidroxisales”. Contienen el ion hidróxido junto a otro anión; son al mismo
tiempo sales e hidróxidos.
Para formular una sal básica escribirás primero el símbolo del catión y a continuación deberás
escribir las fórmulas del ion hidróxido (entre paréntesis) y del otro anión. La IUPAC aconseja seguir el
criterio del orden alfabético para decidir cuál de los dos aniones se escribe en primer lugar.
Nomenclatura
Las nombrarás de la siguiente manera:
“ hidroxi........ (nombre del otro anión) de ............(nombre del catión)”
Si hay más de un ion hidróxido en la fórmula, designarás la cantidad empleando prefijos mono, di,
tri, etc.
En el caso de que el elemento metálico tenga más de un estado de oxidación lo indicarás con un
número romano entre paréntesis.
Ejemplos:
MgCl(OH)
hidroxicloruro de magnesio
Cu2(OH)2SO4
dihidroxisulfato de cobre (II)
Fe2 Br(OH)3
trihidroxibromuro de hierro(II)
Sn (OH)2S2
dihidroxisulfuro de estaño (IV)
73
EJERCICIOS
DE
AUTOEVALUACION
A veces cuesta cambiar
No cambiar cuesta mucho más.
Química
Ahora te invitamos a practicar y profundizar lo aprendido !!!
1. El siguiente enunciado: “Los electrones no completan un mismo orbital de un subnivel mientras
existan orbitales vacíos en ese subnivel”, corresponde a
a). Principio de exclusión de Pauli
b). Regla de Hund
c). Principio de Aufbau
d). Regla del octeto de Lewis.
2. Observa la etiqueta correspondiente a la “sal fina” que se utiliza en tu hogar y responde
a). Qué componentes químicos posee?
b). Puedes escribir la fórmula de algunos de ellos?
3. Lee con atención las referencias y contesta:
REFERENCIAS
Horizontales:
1. Elemento que tiene la estructura más sencilla.
2. Unión en la que se comparten electrones.
3. Átomos distintos del mismo elemento.
4. Conjunto de electrones que completan el último nivel.
5. Disposición vertical en la tabla periódica.
Verticales:
6. Partícula con carga eléctrica formada por la pérdida de electrones.
7. Disposición horizontal en la tabla periódica
8. Denominación de los electrones del último nivel en el caso de los elementos
representativos.
9. Nombre que se les da a los elementos gaseosos del último grupo de la tabla periódica
10. Partícula positiva del núcleo.
77
Química
4. Jugamos al Bingo?
Necesitamos un lápiz y la copia de la tabla periódica que esta impresa. Hay que preparar 10
cartones pequeños donde aparecen los símbolos de los elementos. Estos deberán estar guardados en
una caja. Un participante irá sacando los cartones de la caja. Los jugadores irán marcando con una
cruz el lugar de la tabla periódica cuya ubicación consideran correcto. El alumno que completa un
periodo avisa, se comprueba si es correcto, por lo tanto dicho alumno será el ganador. En caso
contrario, prosigue el juego.
Mientras un participante saca el cartón y anuncia el nombre del elemento, otro, anota en el pizarrón
el nombre del elemento sorteado.
5. Trata de responder a las siguientes preguntas:
78
a)
Qué es una mineral
b)
Puedes indicar el nombre de algún mineral cuya composición química conoces?
c)
Puedes explicar cual es la utilidad de la escala de Mohos?
d)
Puedes escribir, las formulas de algunos de los compuestos que forman parte de la corteza?
Química
e)
Por qué en el núcleo de la tierra los metales se encuentran al estado fundido?
6. Analiza el siguiente mapa conceptual:
ROCAS
Se clasifican en
Sedimentarias
Ígneas
Pueden ser
Volcánicas
* Caliza
* Arenas
* Areniscas
* Arcillas
Metamórficas
* Pizarra
* Mármol
Plutónicas o de profundidad
* Granito
* Basalto
a). Busca el significado de rocas ígneas, sedimentarias y metamórficas.
b). Puedes indicar la composición química de la caliza?
c). Puedes indicar la composición química del mármol?
d). De todas las rocas que se nombran, cuáles forman parte del suelo de Corrientes? Pensemos en la
costa del Río Paraná, las barrancas de Empedrado, en Mercedes.
e). Puedes explicar quién fue VULCANO?
SABÍAS QUE?
Los aditivos son sustancias naturales o artificiales que se agregan a los alimentos por motivos nutritivos, fisiológicos
o tecnológicos?
79
Química
7. Observa el siguiente mapa conceptual:
Aromatizantes
Saborizantes
Conservantes s
Ácidos
Ácido Sulfuroso
ADITIVOS
Colorantes s
Pueden ser
Edulcorantes
Sacarina
Ciclamato
Antioxidantes
Sales
Sulfito ácido de sodio
Nitrito de sodio
Nitrato de sodio
Trata de responder:
a) Qué es un conservante?
b) Escribe las fórmulas de los conservantes que se indican en el mapa conceptual.
c)
A partir de los alimentos que encuentras en la cocina de tu casa, completa el siguiente
cuadro, indicando que aditivos contienen:
Alimento:
80
Aditivo:
Química
8. Los químicos tratan de reunir todo en grupos para hacer su trabajo más fácil.
A continuación se indican algunas preguntas que haría el químico:
Es sólido? ;
Cómo huele? ;
De qué color es? ;
Qué dureza tiene?
Brilla? ; Conduce la electricidad? ; Qué densidad tiene? ;
Es líquido?; A qué temperatura funde? ; Es un gas?;
Conduce el calor?
Se disuelve en agua?
9. Te proponemos que a partir del material indicado arriba, realices una clasificación según las
propiedades.
10. Completa el siguiente cuadro:
l
ml
m3
dm3
cm3
5450
0,03
75
25400
11. Disponemos de 50 cm3 de un líquido desconocido y transparente. Medimos su masa y resulta ser
de 39,5 g.
a) Podrías determinar de que sustancia se trata?
b) La propiedad empleada para resolver (a) es intensiva o extensiva?
12. a) Calcula el volumen de una lata de refresco de 15 cm. de alto y 8 cm. de diámetro.
b) El volumen es una propiedad intensiva o extensiva?
81
Química
13. a) Completa el siguiente cuadro:
Sustancia
Masa (g)
Agua destilada
20
Volumen (cm3)
Alcohol etílico
18
Mercurio
25
Glicerina
44
b) La masa es una propiedad intensiva o extensiva?
c) El agua es una sustancia simple o compuesta?
d) El mercurio es un elemento representativo, de transición o de transición interna?
d) Que enlaces químicos se establecen entre los átomos de hidrógeno y el oxígeno en la
molécula de agua?
14. Coloca dentro del paréntesis de la derecha de la letra correspondiente a los cambios de fase
escritos a la izquierda.
a) De sólido a líquido
1 Vaporización ( )
b) De líquido a sólido
2 Condensación ( )
c) De gas a sólido
3 Sublimación
d) De líquido a gas
4 Solidificación ( )
e) De gas a líquido
5 Licuación
( )
f) De vapor a líquido
6 Fusión
( )
( )
15. Completa las siguientes oraciones:
a) Líquidos y gas tiene una propiedad común; la .........................................................
b) La fuerza ejercida por unidad de superficie es la ......................................................
c) El agua hierve a ........................cuando la presión es de 1 atm.
d) El agua solidifica a 0 ºC cuando la presión es de ....................... atm.
e) Los cuerpos pueden cambiar de fase si cambian las condiciones de .................. y/o de
............................
16. Localiza en la tabla periódica el elemento químico que ocupa el lugar 8 y el que ocupa el lugar
29.
82
Química
a) De qué elementos se trata?
b) Puedes escribir la configuración electrónica de ellos?
c) Puedes indicar algún isótopo del elemento que ocupa el lugar 8 en la tabla periódica?
d) Si el elemento que ocupa el lugar 8 se une químicamente al calcio, que enlace químico se
produce?
17. a) Cuál es el estado natural de los siguientes elementos: sodio, azufre.
b) Escribe la configuración electrónica del sodio e indica si se trata de un elemento electropositivo
o electronegativo?
c) Cuando el sodio se une al flúor, que enlace químico se forma?
d) Indica la cantidad de protones, neutrones y el número másico del sodio.
e) Cuando el azufre se une al hidrógeno, qué enlaces químicos se forman? Si el momento bipolar
resultante es distinto de 0, será un compuesto polar o no polar?
18. Argumenta una explicación razonable que justifique por qué a los elementos del grupo 18 se los
llama gases inertes o nobles.
19. Con respecto a los elementos sodio y potasio.
a) En qué grupo de la tabla periódica se encuentran?
b) Cómo se denominan a dichos elementos?
c) En qué periodo de la tabla periódica se encuentran?
d) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos indicando los electrones de valencia
mediante los símbolos de Lewis?
e) Cuando se unen al azufre, qué enlaces químicos se forman?
20. Con respecto a los HALOGENOS?
a) Por qué se los llama de esa forma?
b) En qué grupo de la tabla periódica se encuentran
c) En qué períodos se encuentran?
d) Cuándo se unen al hidrógeno, que enlace se forma?
e) Cuándo se unen al calcio que enlaces se forman?
f) Cuál de ellos tiene mayor radio atómico?
21. a) Clasifica las siguientes sustancias en simples o compuestas.
b) Cual de ellos presenta alotropía?
c) Cual de ellas es un compuesto covalente polar?
83
Química
1. AMONIACO (NH3)
2. DIAMANTE (C)
3. OXIGENO (O2)
4. BUTANO (C4 H10)
22. Marca la respuesta que consideres correcta:
El potasio es un metal alcalino más electropositivo que el sodio POR QUE tiene mayor radio
atómico
a) Tanto la proposición como la justificación son V
b) Tanto la proposición como la justificación son F
c) La proposición es V, la justificación es F
d) La proposición es F, la justificación es V.
23. Marca la respuesta que consideres correcta:
El cloruro de hidrogeno (HCl) es un compuesto menos polar que el fluoruro de hidrógeno (HF)
POR QUE el cloro es mas electronegativo que el flúor
a) Tanto la proposición como la justificación son V
b) Tanto la proposición como la justificación son F
c) La proposición es V, la justificación es F
d) La proposición es F, la justificación es V.
24. Dadas las siguientes proposiciones:
i.
El sodio y el cloro son elementos electronegativos
ii.
Mientras el sodio cede electrones, el cloro acepta electrones.
iii.
Entre el sodio y el cloro se establece una unión covalente.
iv.
El sodio y el cloro forman un compuesto que tiene estructura cristalina.
Marca la respuesta que consideres correcta:
a) Si 1, 2, 3 y 4 son verdaderos.
b) Si 1, 2, 3 y 4 son falsos.
c) Si 1 y 3 son V; 2 y 4 son F.
d) Si 1 y 3 son F; 2 y 4 son V.
e) Si 1, 2 y 3 son V y 4 es F.
25. Dadas las siguientes proposiciones, cuáles te parece serán correctas?
i.
84
El yodo molecular es diatómico.
Química
ii.
En el yodo molecular se establece un enlace iónico.
iii.
En el yodo molecular se establece un enlace covalente (¿?????) no polar.
iv.
En el yodo molecular se establece un enlace covalente (¿?????) polar.
26. Para los siguientes compuestos iónicos:
A. LiF
a)
b)
B. BaCl2
Dibuja la estructura de Lewis de cada uno de ellos
En qué estado físico se encuentran en la naturaleza?
HACEMOS OTRAS PREGUNTAS ¿Te animas a responderlas?
Enuncie la Regla del Octeto
¿Qué son elementos electropositivos?
¿ Qué son elementos electronegativos?
En qué grupo de la tabla periódica están los elementos más electronegativos?
¿ Qué es radio atómico?
¿Cómo varía el radio atómico en un grupo de la tabla periódica?
¿Qué es potencial de ionización?
¿Cómo varía el potencial de ionización en un grupo de la tabla periódica?
POR QUÉ ESAS CARAS ?
LES PARECIO DIFICIL?
NO TE DESANIMES!!!!!!
SIGUE ANALIZANDO E INVESTIGANDO!!!
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Química
TE PROPONEMOS MAS PREGUNTAS
No te asustes, haz un esfuerzo, sigue investigando y trata de responder
¿Qué es un orbital?
¿Qué son los números cuánticos?
¿Qué significa configuración electrónica?
Principio de Aufbau?
Qué dice el Principio de Exclusión de Pauli
Enuncia la Regla de Hund
¿ Cuáles son los gases nobles?
¿ Cuáles son los Elementos representativos?
¿Qué es el espin del electrón?
¿ Cuáles son los elementos de transición?
86
Química
BIBLIOGRAFÍA
1.-Atkins, P. y Jones, L. Química. Moléculas. Materia. Cambio. Omega S.A.
España. 1998.
Capítulos 1,2 y 8.
Barcelona.
2.-Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. Química la Ciencia Central. Prentice Hall Hispanoamericana
S.A. México. 1998.
Capítulos 1, 2, 7 y 8.
3.-Chang, R. Química. McGraw-Hill/Interamericana de México, S.A. de C. V. México. 1999.
Capítulos 1, 2, 8 y 9 .
4.- Haber, Heinz. Nuestro Amigo el Átomo. Editorial Sudamericana. S. A. Buenos Aires.
Argentina. 1961
5.-Peterson, W. R. Formulación y Nomenclatura Química Inorgánica. Edunsa. S.A. Barcelona.
España. 1996.
6.-Quiñoá, E., Riguera, R. Nomenclatura y Formulación de los Compuestos Inorgánicos.
McGraw- Hill / Interamericana de España, S.A. Madrid. España. 1997
7.-Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw-Hill/Interamericana de España S.A.U.
1998.
Capítulos 1, 2, 4, 5 y 7.
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