QUIMICA TERCER PARCIAL

QUIMICA
TERCER PARCIAL








Iones: es la carga positiva o negativa de un elemento
Cationes: es la carga positiva de un elemento
Aniones: es la carga negativa de un elemento
Cátodo: tiene carga negativa por que atrae a los
cationes que son positivos
Ánodo: tiene carga positiva que atrae a los aniones
que son negativos
Spin: dice hacia donde gira el electrón en el orbital:
+1/2 -1/2
Periodo: son los agrupamientos horizontales de la
tabla periódica que se ordenan según el nivel de
energía del elemento.
Grupo: son los agrupamientos verticales de la tabla
periódica que poseen una configuración electrónica
similar en su último nivel y que tienen propiedades
similares; los elementos de un mismo grupo tienen:
mismo número de electrones de valencia; misma
configuración electrónica para el último nivel de
energía

Electrones de valencia: son los electrones
de un último nivel de energía; son los que
pueden compartir o recibir en un enlace
químico.
Valencia: es la capacidad de combinación de
un átomo
Número de oxidación: número entero, positivo
o negativo que se utiliza para describir la
capacidad de combinación de un elemento
compuesto
Características de los metales y los no metlaes
metales
o buenos conductores de
calor y electricidad
o poseen brillo
o poseen alta densidad
o son dúctiles y maleables
o tienden a perder electrones
y forman iones positivos
cuando se combinan con no
metales
o reaccionan con el oxígeno
formando óxidos básicos
o se localizan en la parte
izquierda y central de la
tabla periódica
No metales
o en general no son buenos
conductores de calor y
electricidad
o no poseen brillo
o poseen baja densidad
o son quebradizos
o tienden a ganar electrones y
forman iones negativos cuando
reaccionan con metales
o reaccionan con el oxígeno
formando ácidos anhídricos
o se localizan en la superior
derecha de la tabla periódica
metaloides(semimetales): poseen
propiedades tanto de metales como de
no metales son:


carga nuclear efectiva: es la
carga nuclear reducida por
el efecto de los electrones
de los niveles interiores que
contrarrestan (efecto
pantalla) o protegen parte
de la carga nuclear o
protegen parte de la carga
del núcleo.
Radio atómico: se define
como la mitad de la
distancia entre dos núcleos
de dos átomos unidos entre
si; aumenta de arriba hacia
abajo y disminuye de
izquierda a derecha:



Potencial de ionización: es la
energía necesaria para
separar un electrón externo
de un átomo neutro,
adquiriendo el átomo carga
positiva; disminuye de arriba
hacia abajo y aumenta de
izquierda a derecha.
Afinidad electrónica: es la
energía que se desprende
cuando un átomo gaseoso
neutro gana un electrón. En
éste proceso el átomo queda
con carga negativa;
disminuye de arriba abajo y
aumenta de izquierda a
derecha.
Electronegatividad: es una
medida de la tendencia de
un átomo a atraer los
electrones de enlace hacia si
mismos; disminuye de arriba
hacia abajo y aumenta de
izquierda a derecha.
Enlaces químicos

Enlaces químicos: implican un
cambio en la distribución
electrónica; cuando dos
átomos de enlazan, sus
orbitales atómicos se
superponen; un enlace químico
es: la fuerza que mantiene
unidos a dos o más átomos y
hace que funcionen como una
unidad. Al combinarse los
átomos tienden a ganar,
perder o compartir electrones
hasta lograr una configuración
electrónica estable, es decir
hasta lograr tener ocho
electrones en su nivel de
valencia.
Estructura de Lewis

Estructuras de Lewis: también se llama el punto
electrón; es la forma de representar compuestos
o elementos por medio de puntos que
corresponden a los electrones de valencia.
Consiste en escribir el símbolo del elemento
alrededor del cuál se colocan puntos que
representan los electrones de valencia (los
electrones de valencia dependen de la familia en
la que se encuentren.
ESTRUCTURA DE LEWIS
NO ESTRUCTURA DE LEWIS
Regla del Octeto

Regla del octeto: es son el número de
electrones que hay en la capa exterior de
un átomo y que para alcanzar una
estabilidad necesitan ocho electrones en
esa última capa.
K+: Ion potasio;
Cl-: Ion cloruro
Enlaces

Tipos de enlaces:
– enlaces interatómicos: son enlaces químicos
que se forman entre átomos. Ej. enlace:
iónico, covalente, etc.
– Enlaces intermoleculares: son enlaces que
se forman entre moléculas. Ej. Enlace
puente de hidrógeno, puente de disulfuro,
etc.

Cuando las moléculas se separan: se
dice que se disocian
Enlace Iónico

–
–
–
–
–
–


enlace iónico: es la atracción entre iones que tienen
cargas opuestas: los dos átomos hacen este y cada
uno queda con diferente carga uno positivo y otro
negativo; las características de un enlace iónico son:
se forman entre metal y no metal
la diferencia de electronegatividad es alta (mayor o iguala 1.7)
normalmente son sólidos con formas cristalinas definidas
son solubles en agua
poseen altos puntos de fusión y ebullición
conducen la electricidad en estado líquido
su unidad más pequeña se llama fórmula unitaria o
fórmula mínima
fuerzas electroestáticas: consiste en una atracción de
una carga negativa y una carga positiva.
¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se
puede romper fácilmente cuando se le somete a
una fuerza y no ocurre lo mismo con un trozo de
metal que se deforma antes de romperse?
Por la comparación entre el comportamiento de un sólido
metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza
Enlace covalente
enlace covalente: es cuando pierde electrones
compartidos por dos átomos

–
enlace covalente no polar:






se crea de una unión de dos átomos de no metales de
igual electronegatividad por medio de un par de
electrones que se comparten por igual
la diferencia de electronegatividad es cero o muy
cercana a cero
se puede presentar en un estado sólido, líquido o gas
no son conductores de la electricidad
se da entre no metales
los electrones de enlace quedan en medio de los
átomos
–
enlace covalente polar:







se da cuando los electrones que se comparten son dos
no metales distintos
existe una diferencia de electronegatividad aunque es
menor que en los compuestos iónicos
tienen puntos de fusión y ebullición bajos
en general son conductores pobres de la electricidad
se da entre no metales
pueden ser presentados en los tres estados de la
materia
generalmente son poco solubles en agua
la delta indica el extremo parcialmente positivo y el extremo parcialmente
negativo (el extremo que es parcialmente negativo es el que jala más
cerca de los electrones del enlace).
enlace covalente coordinado:

–
Ej. CH4
– Enlace covalente en el cual uno solo de los
átomos involucrados aporta el par de
electrones de enlace que se comparte
– Son compuestos poco solubles en agua
– Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
– En general son conductores pobres de la
electricidad
– Se da entre no metales
– Pueden presentarse en los tres estados de la
materia
Tipos de enlaces covalentes: el enlace
más dificil de separar es el triple
Enlace covalente:
Enlace covalente doble:
Enlace covalente triple:
Enlace metálico


electricidad: es un flujo de electrones
enlace metálico:
–
–
–
–
–

se forma entre elementos metálicos y consiste
en una nube electrónica de carga negativa (mar
móvil de electrones) que rodea y mantiene
unidad a los iones positivos
presentan brillos metálicos
son maleables
son dúctiles
son buenos conductores del calor y la electricidad
no son solubles en agua
Enlaces por puentes de Hidrógeno
enlace por puentes de
hidrógeno:

–
–
–
–
se establece entre aquellas
moléculas en las que se encuentran
átomos de hidrógeno unidos a
elementos muy electronegativos
(F,O,N)
es un enlace intermolecular, es
decir, no forman nuevos
compuestos, sino que une las
moléculas ya existentes
las moléculas que lo presentan
tienen puntos de fusión y ebullición
más altos de lo normal
cuando una sustancia es capaz de
formar puentes de hidrógeno se
disuelve en agua
Nomenclatura

–
Funciones químicas de los compuestos
compuestos binarios



–
–
contienen oxígeno: óxidos, anhídridos y peróxidos
contienen hidrógeno: hidruros y hidrácidos
no contienen oxígeno ni hidrógeno: sales binarias y
haluros no metálicos
compuestos ternarios





hidróxidos
ácidos ternarios
sales ternarias
compuestos poli atómicos
sales ácidas
sales dobles
Números o Estados de Oxidación




el número o estado de oxidación de un
elemento libre o en estado no combinado es
siempre cero
la suma algebraica de los números de
oxidación de todos los átomos en la fórmula es
igual a cero
el número de oxidación de un Ion es igual a la
carga de un Ion
la suma de los números de oxidación de los
átomos en un Ion poli-atómico debe ser
siempre igual a la carga del Ion.
Algunos números de Oxidación
Grupo
Familia
Valencias
1A
Alcalinos
1 (El H también -1)
2A
Alcalinotérreos
2
3A
Térreos
3
4A
Carbonoideos
2, 4 (El C también -4)
5A
Nitrogenoideos
-3 1,3,5
6A
Anfígenos
-2 2,4,6
El O sólo -2, -1(peróxidos) y 2 (con el F)
7A
Halógenos
-1 1,3,5,7
El F sólo -1
0
Gases nobles
0
Iones
CN- (cianuro)
-1
NH4+ (amonio)
1
Tradicional
Los óxidos se denominan con el término óxido y
el nombre del metal acabado en oso si es que
tiene una valencia menor o ico si es que tiene
una valencia mayor.
 Los anhídridos se nombran con el término
anhídrido y el nombre del no metal, acabado
en:
a/ oso o ico (en el caso de dos valencias)
b/ hipo-no metal-oso, oso, ico (tres valencias)
c/ hipo-no metal-oso, oso, ico, per-no metal-ico
(si tienecuatro valencias).

Stock

Se nombran con el término óxido de,
seguido del nombre del metal o no
metal, y a continuación, entre paréntesis,
el número de oxidación de éste.
UIQPA

Se escribe el prefijo indicativo del
número de átomos de oxígeno, le
sigue del término óxido de, y a
continuación el prefijo correspondiente al
número de átomos del metal o no
metal, y su nombre.
Ejemplo:
Enlace
Fe2O3
CaO
Cl2O3
Tradicional
Stock
UIQPA
Trióxido de
Óxido férrico Óxido de
hierro (III)
dihierro
Óxido de
Óxido cálcico Óxido de
calcio
calcio
Anhídrido
Óxido de
Trióxido de
cloroso
cloro (III)
dicloro
Reglas para escribir fórmulas



en la fórmula se escribe primero el constituyente
positivo (catión) y después el negativo (anión). Se el
compuesto contiene mas de un elemento
electropositivo o mas de un elemento electronegativo
en cada caso se deberán escribir los símbolos en
orden alfabético
escribe el símbolo del catón con su número de
oxidación, colocando el del catión como subíndice del
anión y viceversa
=
=
se simplifica la fórmula enumerando signos, números
iguales, se simplifican los números que quedan como
sub-niveles y tienen el mismo común divisor.
Aniones Poliatómicos
OXIANIONES: son aniones poliatómicos que
contienen oxígeno
 Cuando un elemento forma solo dos aniones: el
nombre del que contiene menos oxígeno
termina en ito:

NO2-
SO32-
Ion nitrito
Ion sulfito
NO3-
SO42-
Ion nitrato
Ion Sulfato
Cuando la serie de aniones de un
elemento dado se amplia a tres o cuatro
miembros como los oxianiones de los
halógenos, también se emplean prefijos
 el prefijo hipo (“abajo” en griego) indica
menos oxígeno
 el prefijo por indica más oxígeno

-oxigeno
ClO-
Ion hipoclorito (un Ion menos que el clorito)
ClO2-
Ion clorito (un Ion de oxígeno menos que el
clorito)
ClO3-
Ion clorato
ClO4-
Ion perclorato (un Ion más que el clorato)
Prefijo Ito

El prefijo ito indica la presencia del azufre
(S) en vez del oxígeno:
SO42-
Ion Sulfato
CON-
Ion Cianito
S2O32-
Ion trisulfato
Compuestos Binarios
OXIDOS
ANHÍDRIDOS
Oxígeno + Metal
Oxígeno + No Metal
CaO Oxido de Calcio
SO2 Anhídrido Sulfoso
PEROXIDOS
O2
Na2O2 Peróxido de sodio
HIDRUROS
Hidrógeno + Metal
NaH Hidruro de Sodio
HIDRÁCIDOS
Hidrógeno + No Metal
HCl Ácido Clorhídrico
SAL BINARIA
Metal + No Metal
HALUROS NO
METALES
No Metal + No Metal
CaBr2 Bromuro de Calcio
PCl3 Cloruro de fósforo (III)
Lista de Iones y Radicales
Al3+
Aluminio
F1-
Fluoruro
(PO4)3-
Fosfato
(BrO4)1-
Perbromato
(NH4)1+
Amonio
H1+
Hidrógeno
(PO4)3-
Fosfito
(IO)1-
Hipoyodito
Sb3+
Antimonio
H1-
Hidruro
(MnO4)1-
Permanganato
(IO2)1-
Yodito
Au3+
Aúrico
Li1+
Litio
(MnO4)2-
Manganato
(IO3)1-
Yodato
Au1+
Auroso
Mg2+
Magnesio
(CN)1-
Cianuro
(IO4)1-
Peryodato
Ba2+
Bario
Mn4+
Mangánico
(NO3)1-
Nitrato
Be2+
Berilio
Mn2+
Manganoso
(NO2)1-
Nitrito
SO2
Sulfuroso
Bi3+
Bismuto
Hg2+
Mercúrico
(SO4)2-
Sulfato
SO3
Sulfúrico
(BO3)3-
Borato
Hg1+
Mercuroso
(SO3)2-
Sulfito
P2O3
fosforoso
Br1-
Bromuro
Mo2+
Molibdeno
(CO3)2-
Carbonato
P2O5
fosfórico
Cd2+
Cadmio
Ni3+
Niquélico
(HCO3)1-
CO
carbonoso
Ca2+
Calcio
Ni2+
Niqueloso
Bicarbonato
(Carbonato
ácido)
CO2
carbónico
Cl1-
Cloruro
N3-
Nitruro
nitroso
Cobáltico
O2-
Óxido
Bisulfato
(sulfato
ácido)
N2O3
Co3+
N2O5
nítrico
Co2+
Cobaltoso
(O2)2-
Peróxido
Hidróxido
Cl2O
hipocloroso
Cr3+
Crómico
Ag1+
Plata
Fosfato diácido
Cl2O3
cloroso
Cr2+
Cromoso
Pb4+
Plúmbico
(CrO4)2-
Cromato
Cl2O5
clórico
Cúprico
Pb2+
Plumboso
(Cr2O7)2-
Dicromato
Cl2O7
perclórico
Cuproso
K1+
Potasio
Cu2+
Cu1+
Sn4+
Estánico
(SiO4
Sn2+
Estanoso
Na1+
Sr2+
Estroncio
(S2O3)2-
Fe3+
Fe2+
)4-
Férrico
I1-
Ferroso
Zn2+
Silicato
Sodio
Tiosulfato
Yoduro
Zinc
(HSO4)1-
(OH)1(H2PO4)1-
(ClO)1-
Hipoclrotito
(ClO2)1-
Clorito
(ClO3)1-
Clorato
(ClO4)1-
Perclortato
(BrO)1-
Hipobromito
(BrO2)1-
Bromito
(BrO3)1-
Bromato
Anhídridos