Curso de Nivelación de Química - Instituto Tecnológico de Roque

Instituto Tecnológico de Roque
Ciencias Básicas
MATERIAL DIDACTICO DE QUÍMICA
Química
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Instituto Tecnológico de Roque
Ciencias Básicas
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE ROQUE
MANUAL DE LA ASIGNATURA
QUÍMICA GENERAL
DEPARTAMENTO
CIENCIAS BÁSICAS
ELABORARON:
OCTAVIO ARELLANO ALMANZA
REYNA ARREDONDO HERNÁNDEZ
YENISEY BUSO RÍOS
ALIER MIGUEL MUÑOZ ARIAS
ALMA RUTH RODRÍGUEZ MENDOZA
CLAUDIA ARTEMISA TORRES GUERRERO
RAÚL ZARAGOZA ARAIZA
ROQUE, CELAYA, GTO.
JULIO 2013
i
Química
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Índice de temas
Ciencias Básicas
Pág.
INTRODUCCIÓN .................................................................................................... vi
OBJETIVO.............................................................................................................. vii
LISTA DE MATERIALES ......................................................................................... x
UNIDAD 1. MODELOS ATÓMICOS ........................................................................ 1
1.1 Estructura del átomo ...................................................................................... 1
1.1.1 Modelos atómicos .................................................................................... 2
UNIDAD 2. TABLA PERIÓDICA .............................................................................. 5
2.1 Desarrollo de la tabla periódica ...................................................................... 6
2.2 Organización de la Tabla Periódica ............................................................... 8
2.3 Configuración Electrónica ............................................................................ 14
2.4 Propiedades Periódicas ............................................................................... 16
UNIDAD 3. MATERIA Y NOMENCLATURA ......................................................... 23
3.1 Clasificación de la materia .......................................................................... 23
3.2 Enlace químico y electrones de valencia ..................................................... 28
3.3 Nomenclatura ............................................................................................... 31
3.3.1 Nomenclatura de los óxidos básicos...................................................... 36
3.3.2 Nomenclatura de los óxidos ácidos ....................................................... 36
3.3.3 Nomenclatura de Hidróxidos (Bases) .................................................... 38
3.3.4 Nomenclatura de Hidruros Metálicos ..................................................... 39
3.3.5 Nomenclatura de Hidruros No Metálicos. ............................................. 40
3.3.6 Nomenclatura de sales (binarias) .......................................................... 41
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UNIDAD 4. ESTEQUIOMETRIA............................................................................ 43
4.1 El Mol ........................................................................................................... 43
4.2 Peso atómico y molecular ........................................................................... 44
4.3 Peso molecular ............................................................................................ 46
4.4 Otros conceptos ........................................................................................... 47
4.5 Reacción química y ecuaciones químicas ................................................... 50
4.5.1 Método de balanceo por Tanteo ............................................................ 50
4.5.2 Balanceo por Método Algebraico ........................................................... 52
BIBLIOGRAFIA .................................................................................................. 54
A N E X O 1 ...................................................................................................... 55
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Índice de tablas
Pág.
i. Planeación de las actividades del curso………………………………..viii
1. Tabla comparativa………………………………………………………….2
2. Evolución de los modelos atómicos………………………………………4
3. Elementos y sus partículas subatómicas………………………………..5
4. Tipos de nomenclatura para los óxidos básicos……………………….36
5. Sufijos y prefijos de acuerdo al número de valencia de los
Elementos…………………………………………………………………....37
6. Formación y nombres de los óxidos……………………………………..37
7. Ejercicios de hidróxidos……………………………………………………38
8. Valencias de los elementos según su grupo en la tabla
Periódica…………………………………………………………………….39
9. Hidruros metálicos…………………………………………………………39
10. Hidruros especiales………………………………………………………..40
11. Ácidos hidrácidos…………………………………………………………..40
12. Asignación de las fórmulas de las sales………………………………..42
13. Asignación del nombre de las sales……………………………………..42
14. Masas atómicas…………………………………………………………….45
15. Fórmula, nombre, peso molecular (PM)………………………………….46
16. Balanceo de ecuaciones por tanteo……………………………………...51
17. Balanceo de ecuaciones método algebraico…………………………...53
iv
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Índice de Figuras
Pág.
1. Línea del tiempo………………………………………………………........3
2. Periodos, grupos y familias de la tabla periódica………………………9
3. Categorías de los elementos……………………………………………..10
4. Tabla periódica de los elementos moderna…………………………….11
5. Configuración electrónica de los elementos……………………………15
6. Representación esquemática de la configuración
electrónica del Arsénico (As)……………………………………………..16
7. Variación del tamaño atómico de los elementos………………………18
8. Variación de la afinidad electrónica de los elementos………………..18
9. Variación de la electronegatividad de los elementos………………….19
10. a) Energías de ionización (Kj/mol)……………………………………….20
b) Variación de la afinidad electrónica de los elementos………….....21
11. Números de valencia de los elementos………………………………....29
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INTRODUCCIÓN
En la actualidad, en el Instituto Tecnológico de Roque (ITR), se imparten carreras
que dentro de su currícula se encuentra la asignatura de Química, asignatura que
tiene un alto índice de reprobación y deserción por varias causas.
En este manual, se plantea un nuevo enfoque en la enseñanza-aprendizaje de la
Química en la búsqueda de una mejor comprensión de esta ciencia por los
estudiantes,
reforzando
el
conocimiento
previo
de
los
estudiantes,
proporcionándoles actividades que sean significativas y útiles para ellos y así logren
hacer suyo el conocimiento.
En la asignatura de Química General, el estudiante debe "estar preparado para
practicar la química, en un campo de acción, que sea más tangible" esto es tener
motivación y estimular su aprendizaje de la misma.
El propósito fundamental del presente manual, es proporcionar un documento que
sirva de guía al docente en la impartición de la asignatura, y que facilite al estudiante
en el desarrollo de competencias previas requeridas para cursar la materia de
química en todas las carreras del Instituto Tecnológico de Roque (ITR).
El presente manual contiene cuatro apartados que guían al docente en el desarrollo
de competencias del estudiante. Inicialmente se encuentra la planeación del curso
en la tabla i.
En cada apartado contiene la teoría correspondiente a cada unidad, una serie de
actividades estratégicas de enseñanza-aprendizaje, debidamente ordenadas de
acuerdo al tema y los subtemas que deberán realizar el profesor-alumno, así como
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el material propuesto (formatos, tablas comparativas, cuestionarios, ejercicios,
videos, ligas de internet, lecturas, referencias bibliográficas, etc.)
La evaluación se realizará de acuerdo a las actividades entregadas en tiempo y
forma, y el desarrollo de las competencias (saber saber, saber hacer, saber ser),
así como las necesidades complementarias de evaluación detectadas por el
docente.
OBJETIVO
Reconocer los conceptos básicos de Química General. Homogenizar los
conocimientos de los estudiantes de nuevo ingreso. Desarrollar las competencias
previas requeridas para la materia de química de todas las especialidades.
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Tabla i. Planeación de las actividades del curso
UNIDAD 1. Estructura del Átomo (20%)
No. Actividad
1
I. Focalización
II. Tabla comparativa
2
I. Resumen del tema de Átomo y modelos atómicos
II. Cuestionario A
3
Línea del tiempo
4
Tabla comparativa de la evolución del modelo atómico
5
I. Cuestionario B
II. Tabla de elementos y sus partículas subatómicas
Total
Tiempo estimado: 4 hr
% de evaluación
10
10
15
15
30
30
20
20
150
UNIDAD 2. Tabla Periódica (20%)
No. Actividad
1
Línea de tiempo de la evolución de la tabla periódica
2
Llenado de la tabla periódica virtual
3
Tabla muda
4
Propiedades periódicas de los elementos
Total
Tiempo estimado: 6 hr
% de evaluación
10
30
30
30
100
UNIDAD 3. Materia y Nomenclatura (30%)
No. Actividad
1
Organizar un mapa conceptual del tema de “Clasificación
de la Materia”
2
Responder cuestionario C
3
Tabla de ejercicios de Óxidos
4
Tabla de ejercicios de hidróxidos
5
Realización de un díptico
Realización de un “comic”
6
7
Nota técnica del impacto ambiental y económico del
Ácido Clorhídrico
8
Tabla de sales
9
Repaso de nomenclatura
10 Reporte de nomenclatura
Total
Tiempo estimado: 10 hr
% de evaluación
10
20
20
20
40
40
40
20
20
20
250
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UNIDAD 4. Estequiometría (30%)
No. Actividad
1
Tabla de masas atómicas
2
Ejercicios de peso molecular
Memorama de conceptos
3
4
Ejercicios de balanceo (método de tanteo)
5
Ejercicios de balanceo (método algebraico)
6
Elaboración de un video de una noticia de reacción
química
Tiempo estimado:10 hr
% de evaluación
30
20
20
20
20
40
Total
150
Nota. Los criterios de evaluación son una propuesta, por lo que el docente puede
adaptarla a las necesidades del grupo.
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LISTA DE MATERIALES
1. Chang, R. Química, (2002).
Disponible en: http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang
2. Burns R. A. (1996) Fundamentos de química. Editorial Pearson Educación.
México
3. Petrucci, R. y col. 2011. Química general. Décima edición. Pearson.
4. Videos: “El átomo” y “Modelos atómicos” (Lo proporciona el docente)
5. Lectura 1: La evolución de los modelos atómicos (se encuentra en Anexo 1)
6. Video: Números cuánticos (Lo proporciona el docente)
7. Video: Orbitales atómicos globos (Lo proporciona el docente)
8. Video: Balanceo de ecuaciones método tanteo (Lo proporciona el docente)
9. Video: Balanceo de ecuaciones método algebraico (Lo proporciona el
docente)
10. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1CDQuimica-TIC/index.htm
11. http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/c
urso/materiales/tabla_period/tabla4.htm
12. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimicatic/
13. http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatur
a/page/0/1
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UNIDAD 1. MODELOS ATÓMICOS
1.1 Estructura del átomo
Actividad 1. Focalización
1. Toma una pequeña hoja de papel aluminio y córtala en mitades muchas
veces.
2. ¿Podríamos dividirla indefinidamente en trozos más y más pequeños?
3. ¿Seguirían siendo aluminio esos trozos?
4. ¿Crees que después de muchas divisiones llegaríamos a tener una partícula
tan pequeña que no se podría dividir más veces?
Los filósofos de la antigua Grecia pensaron mucho sobre esto. Leucipo (450 a.C.)
supuso que después de muchas divisiones llegaríamos a tener una partícula tan
pequeña que no se podría dividir más veces. Su discípulo Demócrito, llamó átomos
a estas partículas indivisibles (átomo significa indivisible en griego). Pero para otros
filósofos, principalmente Aristóteles, la idea de átomos indivisibles les resultaba
paradójico y la rechazaron. Aristóteles pensaba que todas las sustancias estaban
formadas por mezclas de cuatro elementos: aire, tierra, agua y fuego. El enorme
prestigio de Aristóteles hizo que nadie cuestionase sus ideas, y los átomos fueron
olvidados durante más de 2.000 años.
5. Realiza un dibujo de una mesa
6. Compara tu dibujo con un compañero del salón y encuentre las semejanzas
y las diferencias y anótalas en la tabla comparativa No. 1.
7. ¿Crees que se pueda establecer un dibujo estándar (modelo) para
representar una mesa?
1
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Tabla 1. Tabla comparativa
Semejanzas
Diferencias
1.1.1 Modelos atómicos
Actividad 2.
1. Observa las películas “El átomo” y “Modelos atómicos” que te proporciona el
profesor y realiza un resumen de media cuartilla.
2. Subraya la respuesta que conteste correctamente el enunciado.
2.1 Una de las partículas elementales del átomo con carga positiva es el
a) neutrón
b) protón
c) núcleo
2.2 Una de las partículas elementales del átomo con carga negativa es el
a) neutrón
b) protón
c) núcleo
2.3 Describe el átomo como una partícula indestructible e indivisible
a) Rutherford
b) Dalton
c) Borh
d) Schrödinger
2.4 El átomo tiene una carga positiva localizada en el núcleo y los electrones
giran alrededor en orbitas circulares o elípticas
a) Rutherford
b) Dalton
c) Borh
d) Schrödinger
2.5 Los electrones giran en orbitas circulares alrededor del nucleo
a) Rutherford
b) Dalton
c) Borh
d) Schrödinger
2.6 Descubrió el neutrón, partícula sin carga, y masa similar a la del protón
a) Rutherford
b) Dalton
c) Borh
d) Chadwick
2.7 Describe la posición del electrón mediante una función de onda
a) Rutherford
b) Dalton
c) Borh
d) Schrödinger
Actividad 3. Leer la lectura 1 (anexo 1) “La evolución de los modelos atómicos” que
te proporciona el profesor y completar la siguiente Línea de tiempo”.
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Figura 1. Línea del tiempo
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Actividad 4. Empleando la lectura 1: “La evolución de los modelos atómicos” y otras
fuentes (si es necesario), completa la tabla 2 sobre la evolución de los modelos
atómicos.
Tabla 2. Evolución de los modelos atómicos
Autor
Hechos en los
Modelo atómico
que se basó
(descripción)
Dalton
Thomson
Rutherford
Bohr
Sommerfeld
Schrödinger
Dirac y Jordan
Limitaciones
Actividad 5.
I.
Cuestionario
1. ¿Cómo se descubre el electrón?
2. ¿Cómo se descubre el protón?
3. ¿Qué carga tienen las partículas elementales?
4. ¿En qué consiste el Modelo de Thomson?
5. ¿En qué consiste el Modelo de Rutherford?
6. ¿Por qué el experimento de Rutherford hace cambiar el modelo del átomo?
7. Si el átomo tiene un radio de 10-10 m y el núcleo un radio de 10-14 m, ¿cuál
es la relación entre sus tamaños?
8. Indica cuáles de los siguientes se consideraban elementos según Aristóteles:
a) Hierro
b) Agua
c) Arena
d) Tierra
9. Selecciona la respuesta correcta. Los electrones son partículas:
a) Sin carga
b) Con carga negativa
c) Con carga positiva
10. Indica las frases que son falsas:
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a) Dalton predijo la existencia de electrones
b) Los electrones son más grandes que los átomos
c) Los electrones tienen carga negativa
11. Indica las frases verdaderas:
a) Goldstein descubre el electrón
b) Dalton descubre el protón
c) Thomson descubre el electrón
12. Indica la opción correcta. Si el Modelo de Thomson hubiese sido válido:
a) Las partículas alfa, positivas, se habrían desviado mucho
b) Las partículas alfa, positivas, habrían rebotado
c) Las partículas alfa, positivas, no se habrían desviado apenas
13. Al estar la masa del átomo concentrada casi toda en el núcleo, ¿cómo será
éste?
a) Poco denso
b) Muy denso
c) Igual de denso que el átomo completo
II. Completa la tabla 3, y de tarea realiza lo mismo para 21𝐻 y 31𝐻
Tabla 3. Elementos y sus partículas subatómicas
Átomo
H
C
N
O
Na
63Cu
No. atómico
No. Masa
No. Electrones
No. Neutrones
8
1
6
7
8
2
6
7
11
14
22
29
235U
92
238U
92
UNIDAD 2. TABLA PERIÓDICA
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Introducción
La tabla periódica, es un instrumento que reúne la información de los elementos
químicos, ordenados
y clasificados de acuerdo a sus propiedades que estos
presentan.
La importancia y utilidad de la tabla periódica radica en el hecho de que mediante
el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo
o periodo se predice con bastante exactitud, las propiedades de cualquier elemento.
2.1 Desarrollo de la tabla periódica
En el siglo XIX, cuando los químicos solo contaban con una vaga idea respecto a
los átomos y las moléculas y sin saber de la existencia de los electrones y protones
desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas.
Ordenaron los elementos de acuerdo con su masa atómica en una tabla periódica.
 Johann W. Döbereiner (1780-1849). Profesor de química en Alemania, observó en
1817 – 1829 que entre ciertos elementos existía un comportamiento químico muy
similar en relación con sus masas atómicas. Agrupó los elementos en tríadas, y
puedo constatar que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de
los otros dos. Descubrió que el litio, sodio y potasio forman una tríada con
propiedades parecidas, y la masa del sodio se puede obtener partir de la media
aritmética del litio y potasio. Otras tríadas estaban formadas por cloro, bromo y
yodo; azufre, selenio y telurio.
 John Newlands (1838-1898). En 1864 concibió una organización de los elementos
muy parecida a la de Döbereiner, en el sentido del orden creciente de sus masas
atómicas sólo que forma agrupaciones de siete elementos y establece una ley que
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llamó ley de las octavas, donde señala que el octavo elemento a partir de uno
dado presenta propiedades muy similares al primero. Este ordenamiento guarda
una analogía con las notas musicales. Esta clasificación no tuvo éxito, debido a
que a partir del Cr hasta el Fe no se cumple esa periodicidad de propiedades
similares que se presentan en los elementos situados por encima de ellos.
 Lothar Meyer (1830-1895). Realizó una de las mejores clasificaciones de los
elementos, ordenados en orden creciente de sus masas atómicas pero tomando
en cuenta una regularidad en los valores de los volúmenes atómicos. Meyer
presentó una gráfica donde representaba los volúmenes atómicos de los diferentes
elementos en relación con sus masas atómicas. A pesar de que publicó sus
trabajos poco después del ruso Dimitri Mendeleiev tiene tanto mérito como la de
este último.
 Dimitri Mendeleiev (1834-1907). En 1869, publicó sus principios de química, en el
cuál presentó una tabla donde ordenaba 63 elementos conocidos bajo los
siguientes criterios:
1. Los ordenó en forma creciente de sus masas atómicas.
2. Los agrupó en filas o periodos de distinta longitud.
3. Los asocia en grupos o columnas con propiedades químicas similares.
Otro criterio notable de Mendeleiev fue que tomo en cuenta una propiedad llamada
valencia, que se define como la capacidad que tienen los átomos para formar
compuestos, la cual guardaba correspondencia con las masas atómicas en su
ordenamiento, es decir, que los elementos que se ubicaban en la misma columna
tenían la misma valencia, al igual que sus propiedades químicas.
Dimitri dejó espacios vacíos en su tabla, suponiendo que ahí deberían ir colocados
elementos que todavía no se conocían y tuvo la capacidad de predecir sus
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propiedades químicas, las cuales se comprobaron con el descubrimiento del
escandio, galio y germanio.
A pesar de ser un gran avance para la clasificación de los elementos, presenta
algunos problemas, como que en ese tiempo el cálculo de las masas atómicas no
eran tan precisos y, por lo tanto, algunos de los elementos se hallan mal ubicados,
como el níquel y el cobalto, que deberían estar invertidos. Tampoco incluye a los
gases nobles, algunos de los cuales se descubrieron estando aún con vida
Mendeleiev, y tampoco pudo justificar la ubicación de los lantánidos.
 Henry Moseley (1887-1915). En 1913, realizó experimentos con algunos metales
en un tubo de rayos catódicos, y al ordenar los datos observó las longitudes de
onda de los rayos X emitidos por un elemento dado y pudo determinar el número
atómico de ese elemento. Moseley estableció el concepto del número atómico,
como aquel que relacionaba el número de cargas positivas de núcleo de un átomo
que coincide con el número de electrones en los niveles de energía. Finalmente
ordenó los elementos de la tabla de Mendeleiev en función de su número atómico
y estableció la ley periódica, la cual señala que las propiedades de los elementos
están en función de sus números atómicos.
Actividad 1. De acuerdo la presentación de la historia de la tabla periódica realiza
una línea de tiempo.
2.2 Organización de la Tabla Periódica
La tabla periódica es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta
la fecha, y se colocan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden en orden
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creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras
horizontales, llamados periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o
familias, como lo muestra la figura 2.
Figura 2. Periodos, grupos y familias de la tabla periódica
Los elementos se dividen en 3 categorías: metales, no metales y metaloides.
Los metales son sólidos (excepto el mercurio), conducen la electricidad y suele ser
dúctiles (pueden formarse a manera de alambres) y maleables (pueden rolarse en
forma de láminas), y forman aleaciones (soluciones de uno o más metales con otro
metal).
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Los no metales tienen propiedades muy diversas. Algunos son sólidos, el bromo es
líquido y otros, como el nitrógeno y el oxígeno, son gases a temperatura ambiente.
Con excepción del carbono en forma de grafito, los no metales no conducen la
electricidad y ésta es una de las principales características.
Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
En la figura 3, se muestra las categorías de los elementos.
Figura 3. Categorías de los elementos
Los periodos se enumeran de 1 al 7 y las familias las cuales están identificadas con
números romanos y distinguidos como grupo A y grupo B.
Los del grupo A se conoce como elementos representativos y reciben distintos
nombres: IA metales alcalinos, IIA metales alcalinotérreos, IIIA grupo del boro, IVA
grupo del carbono, VA grupo del nitrógeno, VIA grupo de oxígeno, VIIA halógenos
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y VIIIA gases nobles. Los del grupo B como elementos de transición que van del I
al VIIIB.
Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla
periódica en dos grupos de 14 elementos llamados serie lantánidos y actínidos. Ver
figura 4, es la tabla periódica de los elementos (moderna).
Figura 4. Tabla periódica de los elementos moderna
Grupo IA metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Los elementos de la columna que se encuentran más hacia la izquierda. Todos ellos
son metales y sólidos a temperatura ambiente. Todos los metales del grupo IA son
reactivos; por ejemplo, reaccionan con agua produciendo hidrógeno y soluciones
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alcalinas. Por su reactividad, estos metales sólo se encuentran en la naturaleza
formando compuestos (como NaCl) y nunca como elementos libres.
Grupo IIA metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Estos elementos metálicos ocurren naturalmente sólo en forma de compuestos. Con
excepción del berilio, estos elementos también reaccionan con agua produciendo
soluciones alcalinas. El magnesio y el calcio constituyen el séptimo y el quinto
elemento más abundante en la corteza de la tierra, respectivamente.
Grupo IIIA: B, Al, Ga, In, Tl
Contiene un elemento de suma importancia, el aluminio. Este elemento y otros tres
(Ga, In, Tl) son metales, mientras que el boro (B) es un metaloide.
Grupo IVA: C, Si, Ge, Sn, Pb
En este grupo hay un metal, el carbono, dos metaloides el silicio y el germanio y dos
metales el estaño y el plomo. Por el cambio de comportamiento no metálico a
metálico, hay más variaciones en las propiedades de los elementos de este grupo
que en la mayoría de otros.
Grupo VA: N, P, As, Sb, Bi
El nitrógeno, en forma de N2 constituye cerca de las tres cuartas partes de la
atmósfera terrestre. También está incorporado en sustancias de importancia
bioquímica, como las proteínas y el ADN. El fósforo también es esencial para la
vida, ya que es constituyente importante de huesos y dientes. Este elemento brilla
en la oscuridad.
Grupo VIA: O, S, Se, Te, Po
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Este grupo se inicia con el oxígeno, el cual constituye cerca de 20% de la atmosfera
y se combina fácilmente con la mayoría de los elementos. El azufre se conoce en
forma elemental. El azufre y el selenio son componentes esenciales de la dieta
humana.
Grupo VIIA, Halógenos: F, Cl, Br, I, At
En el extremo derecho de la tabla periódica hay dos grupos formados totalmente de
no metales. Los elementos de este grupo existen todos ellos como moléculas
diatómica y todos ellos se combinan violentamente con los metales alcalinos para
formar sales, como la sal de mesa. El nombre de este grupo, los halógenos, se
deriva de las palabras griegas hals (sal) y genes (formadores).
Grupo VIIIA, gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Los elementos de este grupo son los menos reactivos, todos ellos son gases y
ninguno es abundante en la tierra ni en la atmósfera terrestre. El helio es el segundo
elemento más abundante en el universo, después del hidrógeno. Se creyó que
ninguno de estos elementos se combinaba químicamente con otro elemento y por
ello se les dio el nombre de gases nobles.
Elementos de transición
Entre los grupos IIA y IIIA se encuentran una serie de elementos llamados
elementos de transición. Estos llenan los grupos B del cuarto al séptimo periodo en
el cetro de la tabla periódica. Todos ellos son metales. Prácticamente todos estos
elementos tienen aplicaciones comerciales.
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Actividad 2. Llenado de la tabla periódica virtual. En forma colaborativa coloca cada
uno de los elementos en el lugar que le corresponda en la tabla periódica. La tabla
se localiza en la siguiente dirección:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/m
ateriales/tabla_period/tabla4.htm
2.3 Configuración Electrónica
La configuración electrónica de las capas electrónicas más externa de los elementos
varía periódicamente de manera que los elementos que tienen una configuración
electrónica semejante están situados en la tabla en una misma columna.
La configuración electrónica de los elementos situados en una misma fila de la tabla
presenta electrones en los mismos niveles de manera que el número de periodo
corresponde con el del último nivel de electrones. Ver la figura 5.
Los grupos I y II A (1 y 2): Constituyen el bloque “s” cuya característica es que sus
electrones externos (electrón de valencia) están siempre en el subnivel s,
correspondiéndole el nivel n igual al número de periodo al cual pertenece. Los
electrones de valencia coinciden con el grupo al que pertenecen los elementos.
Los elementos de los grupos III – VIII A (13 – 18): Constituyen el bloque “p”, sus
electrones de valencia se ubican en el subnivel p por lo que el subnivel s esta
siempre lleno y el p se va llenando paulatinamente, hasta un máximo de seis
electrones.
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Los gases nobles: tienen siempre lleno los subniveles “s” y “p”. Por lo que se dice
que su última capa está completa.
Los elementos de los grupos I – VIII B: constituyen el bloque “d” cuya característica
es tienen el subnivel s lleno y el subnivel d se va llenando progresivamente a lo largo
de la serie de transición.
Los elementos de transición interna (tierras raras): constituyen el bloque “f”.
Figura 5. Configuración electrónica de los elementos
El agrupamiento de los elementos no sólo se da en función de sus números
atómicas, sino que también lo hacen en función de su configuración electrónica, de
tal manera que si conocemos su configuración podemos ubicar a un elemento en
un periodo y grupo respectivo sin necesidad de ver la tabla periódica.
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Por ejemplo:
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
33As: 1s
Se esquematiza en la figura 6, que se muestra a continuación:
33As
Periodo
Grupo
4
VA
Figura 6. Representación esquemática de la configuración electrónica del
Arsénico (As)
Actividad 3. Tabla muda. Realiza las actividades que se te proponen para el llenado
de la tabla muda en la siguiente página electrónica:
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/
2.4 Propiedades Periódicas
Las configuraciones electrónicas de los elementos muestran una variación periódica
al aumentar el número atómico. En consecuencia los elementos también presentan
variaciones periódicas en cuanto a su comportamiento fisicoquímico. Son muchas
las propiedades de los elementos que muestran periodicidad respecto a su número
atómico, sin embargo algunas de ellas son más importantes que otras cuando se
quiere explicar o predecir la conducta química de los elementos. Entre estas últimas
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podemos citar el radio atómico, la energía de ionización, la energía de afinidad
electrónica, la electronegatividad.
Radio Atómico
Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia entre dos núcleos
de dos átomos idénticos que están unidos por enlace covalente (no metales) o por
enlace metálico (metales). Se mide mediante técnicas de difracción ya sea rayos X
de electrones.
Para átomos que están unidos entre si formando una red tridimensional, el radio
atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos
vecinos. Para elementos que existan como moléculas diatómicas sencilla, el radio
atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una
molécula específica.
En un periodo: a media que aumenta Z, los electrones van ocupando el mismo nivel
y como aumenta la carga nuclear, se produce una mayor atracción sobre los
electrones con lo que se produce una disminución. En la figura 7, se muestra la
variación del tamaño atómico en la tabla periódica.
En un grupo: a medida que descendemos en un grupo aumenta el número de
niveles electrónicos y por tanto el volumen y aunque aumenta la carga nuclear, esta
no es suficiente para que aumente el radio atómico.
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Figura 7. Variación del tamaño atómico de los elementos
Afinidad Electrónica
Es la energía que se libera o se absorbe cuando un átomo neutro en estado gaseoso
gana un electrón para formar un ion negativo (anión).
Figura 8. Variación de la afinidad electrónica de los elementos
Al recorrer de arriba hacia abajo un grupo de la tabla periódica, la afinidad
electrónica disminuye. Esto es, debido a que el átomo aumenta de tamaño y por
consiguiente, la distancia del núcleo hacia los electrones externos aumenta,
provocando la fácil eliminación del electrón y dificultando la ganancia de los
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electrones. En la figura 8, se muestra la variación de la afinidad electrónica en la
tabla periódica.
Al recorrer un periodo de izquierda a derecha la afinidad electrónica aumenta. Esto
se explica, por el aumento de carga nuclear efectiva que provoca que el tamaño
disminuya, haciendo más difícil eliminar un electrón y facilitando la ganancia de
electrones.
Electronegatividad
Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace.
La electronegatividad al igual que la afinidad electrónica, aumenta de izquierda a
derecha y de abajo hacia arriba. De forma tal, que el elemento más electronegativo
es el flúor y el menos electronegativo es el francio.
Figura 9. Variación de la electronegatividad de los elementos
La electronegatividad es una propiedad molecular que se manifiesta cuando los
átomos se encuentran unidos y es importante para predecir el tipo de enlace
formado. En la figura 9, se muestra la variación de la electronegatividad en la tabla
periódica.
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Energía de Ionización
Es la energía mínima en (kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en
estado gaseoso.
Al recorrer de arriba hacia abajo un grupo de la tabla periódica, la energía de
ionización disminuye. Esto es, debido a que el átomo aumenta de tamaño y por
consiguiente, la distancia del núcleo hacia los electrones externos aumenta,
provocando la fácil eliminación del electrón.
Al recorrer un periodo de izquierda a derecha la energía de ionización aumenta.
Esto se explica por el aumento de carga nuclear efectiva que provoca que el tamaño
disminuya haciendo más difícil eliminar un electrón. En la figura 10 a, se muestran
algunas energías de ionización de elementos en Kj/mol de acuerdo a su periodo y
a su familia o grupo. Y en la figura 10 b, se muestra la variación de la energía de
ionización en la tabla periódica.
Figura 10 a. Energías de ionización (Kj/mol)
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Figura 10 b. Variación de la afinidad electrónica de los elementos
Actividad 4. De acuerdo a las definiciones de las propiedades periódicas de los
elementos, sin revisar las mismas, realiza lo que se te pide en cada uno de los
siguientes puntos:
1. Completa el texto siguiente: En la Tabla Periódica actual, los elementos
químicos conocidos aparecen colocados por orden creciente de su número
______ en 7 filas horizontales, llamadas _______ y 18 columnas,
llamadas_______, cuyos elementos tienen un comportamiento químico_____.
2. Tendencia a ganar o perder electrones. Clasifica los átomos según su
tendencia a ganar o perder electrones: Cl, Ca, O, Fe, K, Ba, F.
a) Átomos con tendencia a perder fácilmente e-.
b) Átomos que difícilmente pierden e-.
3. En la tabla periódica, al pasar de un elemento al siguiente, sus átomos
aumentan en:
a) Un neutrón en el núcleo y un electrón en el último nivel de energía.
b) Un electrón en el último nivel de energía, el núcleo permanece igual.
c) Un protón en el núcleo y un electrón en el último nivel de energía.
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d) Un protón y un neutrón en el núcleo, el último nivel de energía permanece
igual.
4. El tercer período de la Tabla Periódica está formado por los elementos Na,
Mg, Al, Si, P, S ¿Cuál de ellos posee menor tamaño (radio atómico)?
a) El Sodio
b) El Magnesio
c) El Aluminio
d) El Fósforo
e) El azufre
5. Un ión calcio (Ca2+) posee respecto al átomo de calcio (Ca):
a) El mismo número de protones y electrones.
b) El mismo número de electrones y distinto número de protones.
c) Menor número de electrones.
d) Mayor número de protones.
6. En el grupo de los halógenos, formado por los elementos F, Cl, Br, I y At
¿Cuál de ellos posee mayor electronegatividad?
a) El Flúor
b) El Astato
c) El Yodo
d) El Cloro
e) Bromo
7. Señala las afirmaciones correctas:
a) Los elementos Li y Na tienen propiedades químicas parecidas por estar en
el mismo grupo.
b) Los elementos con carácter metálico tienen tendencia a formar iones
negativos.
c) Los no-metales tienen tendencia a ganar electrones.
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UNIDAD 3. MATERIA Y NOMENCLATURA
Introducción
El mundo material que nos rodea está formado por elementos, compuestos y
mezclas. Si miramos a nuestro alrededor, observaremos que las rocas, la tierra, los
árboles, las nubes, los seres humanos, etc. Son mezclas complejas de elementos y
compuestos químicos en los que necesariamente hay distintos tipos de átomos
enlazados entre sí.
En las unidades anteriores hemos tenido la oportunidad de aprender los conceptos
básicos de la química, además se ha estudiado al átomo y su estructura, pero no
hemos analizado cuál es la forma en que se unen para formar moléculas y qué
fuerzas son las que los mantienen unidos.
3.1 Clasificación de la materia
A la materia podemos clasificarla tomando en cuenta dos criterios fundamentales:
por su estado de agregación y por su composición.
Por su estado de agregación, la posibilidad de que la materia pueda presentarse en
cinco estados: solido, líquido, gaseoso, plasma y gel.
Clasificación de la materia por su composición
La materia se nos presenta en muy diversas formas en la naturaleza, formando
cuerpos materiales homogéneos y heterogéneos.
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Nivel macroscópico y submicroscópico.
A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto, por tanto, es al que
mayor acceso tenemos, está referido a todo aquello que podemos observar, medir,
tocar y sentir. A este nivel pertenecen las sustancias y las mezclas de sustancias.
Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Sustancias constituidas por
un conjunto de átomos del mismo número atómico. Por tanto, tienen el mismo
número de protones en el núcleo de sus átomos y por consiguiente el mismo número
de electrones.
Los elementos pueden estar constituidos por átomos, moléculas (diatómicas,
triatómicas, tetratómicas, poliatómicas) o redes cristalinas.
 Los elementos que están constituidos por moléculas diatómicas son el yodo (I 2),
bromo (Br2), cloro (Cl2), flúor (F2), oxígeno (O2), nitrógeno (N2) e hidrógeno (H2).
 Los elementos que están constituidos por moléculas triatómicas, tetratómicas y
poliatómicas son el ozono (O3), el fósforo (P4), el azufre (S8), entre otros.
 Los elementos que están constituidos por átomos libres o separados entre sí, son
los gases nobles, helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y
radón (Rn).
 Los elementos que están constituidos por átomos ordenados en redes cristalinas
son el carbono (diamante), los metales (Fe, Ag, Cu, etc.)
Los compuestos son sustancias que resultan de la unión o combinación química de
dos o más elementos diferentes en proporciones fijas (definidas o constantes). Cada
compuesto tiene una fórmula química que nos indica estas proporciones. Los
compuestos pueden ser covalentes o iónicos. La parte representativa de un
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compuesto covalente es la molécula. La parte representativa de un compuesto
iónico es la celda unitaria.
Las moléculas de un compuesto son iguales y están
constituidas por átomos o iones diferentes.
Las mezclas pueden también ser definidas como la unión física o agregación de dos
o más sustancias en proporciones variables, donde cada una de ellas conserva sus
propiedades originales. Dependiendo de su aspecto, las mezclas se clasifican en:
homogéneas y heterogéneas.
Mezcla homogénea: Materia constituida por dos o más sustancias que a simple
vista se presenta en una sola fase y cuyas partículas no pueden ser observadas ni
utilizando un instrumento que aumente nuestra visión. Se denomina fase a toda
porción de materia que posee composición y propiedades distintas a las otras partes
del sistema. Por ejemplo, el agua y el aceite presentan dos fases distintas.
A las mezclas homogéneas se les conoce como disoluciones, estas pueden ser
sólidas líquidas o gaseosas. A las disoluciones sólidas se les conoce como
aleaciones, por ejemplo, latón (Cu-Zn), amalgama (Hg-Ag), bronce (Cu-Sn), acero
(Fe-C). Ejemplos de disoluciones líquidas tenemos el agua de mar, de la llave, de
los ríos, entre otras y gaseosa, el aire, el gas doméstico, etc.
Mezcla heterogénea: Materia constituido por dos o más sustancias, que a simple
vista se distinguen o se aprecian dos o más fases distintas y cuyo tamaño de las
partículas es tan grande que permite observarlas. Ejemplos: CO2 liberándose en un
refresco, agua y arena, la arena misma, aceite en agua, entre otros.
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Cuando dos líquidos no se disuelven entre sí, se dice que son inmiscibles. A la
mezcla que se produce cuando se agitan con vigor se le llama emulsión. Un ejemplo
de emulsión muy común en la cocina, es el aderezo para ensaladas. Las partículas
de una disolución son del tamaño atómico-molecular, mientras que las partículas
dispersas en un coloide son agregados moleculares y de mayor tamaño que las de
una disolución, pero de menor tamaño que las de una suspensión, de forma tal que
no sedimentan. Son ejemplos de coloides, la leche (sólido en líquido), la niebla
(líquido en gas), la espuma (gas en líquido), la gelatina (sólido en líquido), el polvo
en el aire (sólido en gas).
Actividad 1. Organizar un mapa conceptual del tema de “Clasificación de la
Materia”
Compues
tos:
•
•
•
Agua
Sal común
Amoniaco
MEZCL
AS
Química
SUSTA
NCIAS
PURAS
Heterogéne
as
(suspensio
nes):
•
•
•
Son en las que
se identifican
las
sustancias.
Piezas
Aderezos
Elemen
tos:
•
•
•
Oxíge
no
Hidró
geno
Hierro
MAT
ERIA
Homogé
neas
(solucio
nes):
Se
mezclan
perfectamente
bien y no se
distinguen las
sustancias que
hay.
•
•
Agua con
sal
Enjuague
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Actividad 2. Subraya la respuesta correcta.
1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a un compuesto?
a) Podemos separarlos por métodos físicos
b) Contienen átomos del mismo tipo
c) Las sustancias que lo forman conservan sus propiedades originales
d) No pueden ser separados por métodos químicos
e) Las sustancias que lo forman se unen en proporciones definidas
2. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a las mezclas?
a) En el momento de su formación, generalmente no hay manifestación notoria
de energía
b) Unión física de dos o más sustancias en proporciones variables
c) Sus componentes conservan sus propiedades originales
d) Todas las anteriores son correctas
3. ¿Cuáles de las siguientes expresiones que se utilizan, significan lo mismo
y cuáles son diferentes?
a) Una sustancia y una sustancia pura
b) Una mezcla heterogénea y una disolución
c) Una sustancia y una mezcla
d) Una mezcla homogénea y una disolución
4. Si se agregan unas gotas de vainilla a un globo de látex y posteriormente
se infla, se ata y se agita, lograremos percibir que el olor sale del globo,
¿a qué consideras que se deba esto?
a) A que el material con el que está hecho el globo, es poroso
b) A que las moléculas de la vainillina son más pequeñas que los poros
c) A que las moléculas de la vainillina se mueven libremente
d) a, b y c son correctas
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5. El agua de mar no es una sustancia porque:
a) su composición puede ser variable de una muestra a otra
b) es un líquido
c) está salada
d) tiene hidrógeno como parte de su composición
6. ¿Cuál de las siguientes mezclas es heterogénea?
a) Una muestra de argón e hierro en un mismo contenedor
b) Azúcar
c) Azúcar en agua
d) Muestras de nitrógeno y oxígeno en un mismo contenedor
7. Todo cuerpo material homogéneo que tiene una composición uniforme es
una
a) Mezcla
b) Sustancia
c) Sustancia sólida
d) Sustancia gaseosa
3.2 Enlace químico y electrones de valencia
El enlace químico se define como la fuerza de atracción que mantiene unidos a los
átomos, moléculas e iones, la cual siempre es de naturaleza eléctrica. También
puede definirse como las distintas formas como se unen químicamente, los átomos
e iones entre sí, para formar moléculas o grandes entramados de millones de
átomos e iones llamadas redes cristalinas.
Existen varios tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes (simple, doble, triple,
coordinado), metálicos, así como las interacciones que se dan entre las moléculas
(enlace puente de hidrógeno y fuerzas de van der Waals).
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Electrones de valencia
A los electrones externos de un átomo se les conoce como electrones de valencia.
Estos juegan un papel muy importante en la formación de los enlaces químicos entre
los átomos e iones y son los responsables de las propiedades químicas. En la figura
11, se muestra la clasificación de los números de valencia de acuerdo a la posición
en la tabla periódica.
Debemos a Edward Frankland el concepto de “poder de combinación”, que
luego derivó en el de “valencia”. Frankland encontró que átomos como N, P, As y
Sb se combinaban con radicales orgánicos en las relaciones 1:3 y 1:5, mientras que
Zn, Hg y O lo hacían en la relación 1:2. Con lo que concluyó: …independientemente
de cuál pueda ser el carácter de los átomos que se unen con otro dado, el poder de
combinación del elemento atractivo se satisface siempre con el mismo número de
aquellos átomos. E. Frankland, 1852.
Sin embargo, el número de oxidación ha venido desplazando al término valencia,
porque éste permite definir con mayor precisión la capacidad de combinación de un
elemento en un compuesto. El número de oxidación, es un indicador que compara
el ambiente electrónico de un átomo en una molécula con el ambiente electrónico
de un átomo aislado del mismo elemento.
Los metales tienen estados de oxidación positivos, mientras que los no metales
tienen estados de oxidación negativos cuando se unen con los metales y los
metaloides. Los no metales presentan estados de oxidación positivos, cuando se
unen a otro elemento no metálico más electronegativo. Es importante aprender los
números de oxidación de los elementos, ya que nos serán de utilidad en la
construcción de fórmulas químicas.
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Figura 11. Números de valencia de los elementos
Una fórmula química se usa para expresar la composición cualitativa y cuantitativa
de las moléculas o las unidades fórmulas que constituyen una sustancia molecular
o reticular respectivamente. Una fórmula química está constituida por símbolos
químicos, subíndices y coeficientes.
Los símbolos químicos representan macroscópicamente el tipo de elementos
presentes en el compuesto y submicroscópicamente el tipo de átomos en la
molécula o unidad fórmula.
Los subíndices representan el número de átomos de esos elementos presentes en
el compuesto o el número relativo de iones en una celda unitaria de un compuesto
iónico. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico.
Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula; así como
también el número de moles presentes de la sustancia.
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Coeficiente
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Símbolos químicos
3 Fe2(SO4)3
Subíndices
Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de las sustancia, pero si se
modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Para escribir una fórmula química se requiere conocer los números de oxidación
de los elementos que participan en la formación del compuesto, pues al cruzar los
valores numéricos sin los signos positivos y negativos, estos pasan a formar los
subíndices en la fórmula. La suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad
fórmula deben sumar cero para ser eléctricamente neutros.
Oxígeno (seis átomos)
Ca (NO3)2
Calcio (un átomo)
Nitrógeno (dos átomos)
3.3 Nomenclatura
Para entender la Nomenclatura Química es importante aprender los símbolos
químicos, es decir, es importante aprender los símbolos de los elementos que se
encuentran en la TABLA PERIÓDICA. Así pues, tendrás que traer contigo SIEMPRE
tu tabla periódica. La tabla periódica se divide en dieciocho grupos (o familias) y
siete periodos. Otra cosa que debemos memorizar muy bien es el NUMERO de
OXIDACIÓN más común con el que trabaja cada elemento.
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Hay algunos elementos como los de la familia I o alcalinos (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
los cuales trabajan SIEMPRE con el número de oxidación +1, la familia de los
alcalinotérreos o del grupo 2 trabaja con +2.
 El hidrógeno es un no metal, que puede trabajar con -1 cuando está unido a algún
metal alcalino.
 La familia 17 o de los halógenos trabaja con -1, a menos que estén unidos a
oxígeno, entonces su número puede variar de +1 a +7.
 El oxígeno (O) trabaja siempre con -2 a menos que este como peróxido (-1). El
azufre (S) si está unido sólo a hidrógeno o a un metal alcalino, entonces su
número de oxidación será -2; si está unido a oxígeno su número de oxidación
puede variar de +1 a +5.
 El fósforo y el nitrógeno pueden tener varios números de oxidación que
básicamente pueden variar de +1 a +5, aunque el nitrógeno también trabaja con
-3.
De los metales de transición (familias 3 a 12) los números de oxidación pueden
variar y te tocará a ti averiguar cuáles son los más comunes de aquellos elementos
que más utilizaremos como: hierro, cromo, zinc, plata, cadmio, mercurio, níquel,
manganeso, cobalto, vanadio. Averigua también el número (o números) de
oxidación más común para elementos como: estaño, galio, indio, plomo, boro,
carbono, aluminio, silicio, arsénico.
Cuando un elemento pierde o gana electrones forma los que llamamos iones
positivos o cationes e iones negativos o aniones; de estos cationes y aniones hay
algunos que son muy comunes y que tendrás que aprender a reconocer
rápidamente, estos son:
a) Aniones:
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Los aniones normalmente están formados por no metales y para nombrarlos se
toma la raíz del nombre del elemento y se le añade un sufijo. Algunas de las raíces
que debes considerar son:
H hidro
B bor
C carb
N nitr
O ox
Si silic
P fosf
S sulf
Cl clor
F fluor
I. Aniones monoatómicos: aquellos que están formados por átomos iguales o
átomos del mismo elemento. Para nombrarlos decimos ion, la raíz del elemento
y le añadimos el sufijo –uro cuando no están relacionados a oxígeno e –ido
cuando se relacionan a éste.
H- ion hidruro
O2- ion oxido
N3- ion nitruro
S2- ion sulfuro
Cl- ion cloruro
Los aniones poli-atómicos son aquellos formados átomos diferentes o de elementos
diferentes
OH- ion hidróxido
CN- ion cianuro
O22- ion peroxido
II. Aniones poliatómicos que contienen oxígeno, sus nombres terminan en –ato –
ito. La terminación -ato es usada para el oxianión que tiene al elemento central
con número de oxidación más alto. La terminación –ito es usada para el
oxianión que tiene al elemento central con número de oxidación más bajo.
NO3-
nitrato aquí el nitrógeno (que es el elemento central) tiene número de
oxidación +5.
NO2
-
nitrito aquí el nitrógeno (que es el elemento central) tiene número de
oxidación +3.
SO42- sulfato aquí el azufre (que es el elemento central) tiene número de
oxidación +6.
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SO32- sulfito aquí el azufre (que es el elemento central) tiene número de
oxidación +4.
__________________________________________________________________
Ejercicio: ¿Cómo determinas el número de oxidación del azufre en el compuesto sulfato de sodio
Na2SO4?

Primero considera que la molécula es neutra, es decir no tiene carga ni positiva ni negativa.

Después considera los números de oxidación de aquellos elementos que sabes que son
fijos, por ejemplo el sodio que su número de oxidación siempre es +1, y el oxígeno que su
número de oxidación siempre es -2.

Ahora cuenta los átomos que tienes de cada uno de ellos. Si tienes dos átomos de sodio,
tendrás dos cargas positivas. Si tienes cuatro oxígenos tendrás [(4O X -2)= -8] -8 cargas
negativas, entonces -8 +2 (del sodio)= -6 necesitas 6 cargas positivas para que la molécula
sea neutra. Por lo que el azufre debe tener un número de oxidación de +6.
__________________________________________________________________
Cuando se tienen más de dos oxianiones con el mismo átomo central se le debe
añadir el prefijo per- al oxianion que tiene el mayor número de átomos y el prefijo
hipo- al que tiene el menor número de átomos.
ClO4- ion perclorato
ClO- ion hipoclorito
ClO3- ion clorato
(CrO4)2- ion cromato
ClO2- ion clorito
Cr2O72- ion dicromato en el caso del dicromato se unen dos iones cromato.
SCN- ion tiocianato es de los pocos iones que no tienen oxígeno y que su
terminación es -ato
b) Cationes:
I. Los cationes que se forman de los átomos metálicos tienen el mismo nombre que
el metal.
Na+ ion sodio
Zn2+ ion zinc Al3+ ion aluminio
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II. Si el metal puede formar cationes con diferentes cargas, la carga positiva se
escribe entre paréntesis y con números romanos.
Fe2+ ion hierro (II)
Cu+ ion cobre (I)
Fe3+ ion hierro (III)
Cu2+ ion cobre (II)
Esta es la nomenclatura moderna, pero también te puedes encontrar la
nomenclatura antigua en donde las terminaciones son –oso para el número de
oxidación más bajo e –ico para el número de oxidación más alto.
Fe2+ ion ferroso
Cu+ ion cuproso
Fe3+ ion férrico
Cu2+ ion cúprico
III. Cationes formados por átomos no metálicos cuyos nombres terminan en –io.
NH4+ ion amonio
H3O+ ion hidronio
Para escribir una fórmula química primero debes poner al catión (aunque sea
compuesto) y después al anión (aunque sea compuesto), ejemplos (la parte
subrayada es el catión): HCl; NaBr; (NH4)2SO4; K2Cr2O7.
Para nombrar a los compuestos químicos primero debemos nombrar al anión y
después al catión. Debemos tener cuidado con los subíndices. Así pues, utilizar la
notación latina: di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6), etc. cuando en subíndice
está más cerca del átomo y la notación griega (bis (2), tris (3), tetra (4), penta (5),
etc.)
La nomenclatura inorgánica es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para
nombrar los compuestos químicos inorgánicos. Actualmente la IUPAC (Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada) es la máxima autoridad en materia de
nomenclatura
química,
la
cual
se
encarga
de
establecer
las
reglas
correspondientes.
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Las funciones químicas inorgánicas están constituidas por el conjunto de
compuestos que tienen propiedades químicas muy semejantes, debido al que en
sus moléculas existen uno o más átomos iguales.
Un grupo funcional está constituido por una agrupación de átomos, comunes a todos
los compuestos de una misma función. En química inorgánica existen cinco
funciones principales: óxido, hidróxido, ácido, hidruro y sal.
3.3.1 Nomenclatura de los óxidos básicos
La tabla 4, muestra tres tipos de nomenclatura para formar y nombrar a los
compuestos químicos óxidos básicos.
Tabla 4. Tipos de nomenclatura para los óxidos básicos (Metal +Oxigeno)
Nomenclatura Tradicional
Nomenclatura de Stock
Nomenclatura Sistemática
 Se utiliza el nombre genérico  Consiste en indicar el E.O*,  Consiste en la utilización de
óxido seguido del nombre del
con números romanos y
prefijos griegos para indicar el
metal terminando en el sufijo
entre paréntesis, al final del
número de átomos de cada
oso para el menor E.O, o de lo
elemento.
elemento presente en la
contrario, el sufijo ico para el
formula.
mayor E.O.
 Si el metal posee in E.O,
 Cuando el metal tiene un E.O
entonces se omite el  Los prefijos que se utilizan son:
también se puede utilizar el
número romano.
mono (1), di (2), tri (3), tetra (4),
sufijo ico.
penta (5), etc.
E. O. Estado de oxidación
Ejemplo:
Fe 2 O 3
Óxido Férrico
Trióxido de difierro
Óxido de Fierro (III)
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3.3.2 Nomenclatura de los óxidos ácidos
NO METAL + OXÍGENO → ANHIDRIDO
Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman
al reaccionar un no metal con el oxígeno. Se denominan también anhídridos y
muchos de ellos son gaseosos. En la nomenclatura tradicional el nombre genérico
es Anhídrido y el sufijo -ico a la raíz del nombre del elemento si sólo presenta una
valencia. Si tiene dos valencias, los sufijos –oso e -ico. Y si tiene más de dos
valencias, se usan los afijos (sufijos y prefijos) de la tabla 5:
Tabla 5. Sufijos y prefijos de acuerdo al número de valencia de los elementos
E. O
+1 o +2
+3 o +4
+5 o +6
+7
PREFIJO
hipo
….
….
hiper o per
SUFIJO
Oso
Oso
Ico
Ico
Actividad 3. Completa la tabla 6, para la formación y nombres de los óxidos, poner
mucha atención en el tipo de nomenclatura.
Tabla 6. Formación y nombres de los óxidos
M+v O-2
Fórmula
Nombre
tradicional
Nombre stock
Nombre sistemática
(IUPAQ)
Cu+2 O-2
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Al2O3
Óxido de cromo (VI)
Óxido cobáltico
Monóxido de hierro
Na2O
Fe+3 O-2
3.3.3 Nomenclatura de Hidróxidos (Bases)
Es un compuesto ternario que posee el grupo funcional hidróxido (OH) -1. Se
caracteriza por tener sabor amargo, azulear el papel de tornasol, neutralizar a los
ácidos. Por lo general se obtiene combinando el óxido básico con el agua.
Obtención general: óxido básico + H2O ↔ Hidróxido
Ejemplos:
MgO + H2O ↔ Mg (OH)2 Hidróxido de Magnesio
Nomenclatura Tradicional: Hidróxido férrico
Fe3+ + (OH)1- ↔ Fe (OH)3
Nomenclatura Stock: Hidróxido de hierro (III)
Nomenclatura Sistemático: Trihidróxido de hierro
Actividad 4. Completa la tabla 7, formando al compuesto hidróxido correcto, guíate
con el ejemplo.
Tabla 7. Ejercicios de hidróxidos
Catión/Anión
Formula
Nomenclatura Stok
Fe3+
Fe(OH)3
Hidróxido de hierro (III)
Nombre Común
Hidróxido Férrico
Ca2+
Li+
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Fe2+
3.3.4 Nomenclatura de Hidruros Metálicos
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un elemento con el
hidrógeno. De acuerdo con el tipo de elemento con que se combine, los hidruros se
clasifican en hidruros metálicos e hidruros no metálicos.
Obtención: elemento + hidrógeno
↔ hidruro
Formulación Donde: Na2+ + H1+ ↔ NaH2
Las valencias de los elementos frente al hidrogeno se muestran en la tabla 8.
Tabla 8. Valencias de los elementos según su grupo en la tabla periódica
Grupo
IA
IIA
IIIA
IV A
VA
VI A
VIIA
VIII A
Valencia
1
2
3
4
Para nombrar los hidruros metálicos se
5
6
7
8
utiliza la nomenclatura de stock y la
nomenclatura sistemática como lo muestra la tabla 9.
Tabla 9. Hidruros metálicos
Fórmula
Nombre tradicional Fórmula
LiH
NaH
Hidruro de litio
Nombre tradicional
CaH2
Hidruro de calcio
AlH3
Hidruro de aluminio
MgH2
Actividad 5. Busca uso/aplicación de los hidruros metálicos en la vida cotidiana y
realiza un díptico “promocionando” el compuesto.
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3.3.5 Nomenclatura de Hidruros No Metálicos.
Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento no metálico
con el hidrógeno, se presentan en estado gaseoso.
Obtención: No metal + hidrógeno ↔ hidruro no metálico
A los hidruros no metálicos los clasificamos en dos grupos:
-
Hidruros especiales
-
Ácidos hidrácidos (anfigenuros y haluros de hidrógeno)
a) Hidruros especiales. Son los hidruros de los no metales de los grupos IIIA
(B), IVA (C, Si) y VA (N, P, As, Sb), poseen nombres especiales (comunes)
que son aceptados por la IUPAC. En general son sustancias gaseosas muy
tóxicas. En soluciones acuosas no poseen carácter ácido. Se muestran
algunos en la tabla 10.
Tabla 10. Hidruros especiales
Formula Nomenclatura Nombre
Formula
Convencional Sistemático
NH3
Amoniaco
Hidruro
de BH3
Nitrógeno (III)
AsH3
Arsina
Hidruro
de CH4
Arsénico
Nomenclatura
Convencional
Borano
Metano
Nombre
Sistemático
Hidruro
de
Boro
Hidruro
de
carbono
Actividad 6. Busca información sobre el uso del amoniaco, y realiza un “comic”
donde expliques la aplicación de éste compuesto.
b) Ácidos hidrácidos. Son los hidruros de los no metales del grupo VIIA y VIA,
cuyas soluciones acuosas poseen carácter o propiedades ácidas. Algunos
ejemplos se muestran en la tabla 11.
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Tabla 11. Ácidos hidrácidos
Formula Nomenclatura Convencional Nombre Sistemático
(Disolución acuosa)
HF
Ácido Fluorhídrico
Fluoruro de hidrógeno
HCl
Ácido clorhídrico
Cloruro de hidrógeno
H2S
Ácido sulfhídrico
Sulfuro de dihidrógeno
H2S
Ácido Selenhídrico
Seleniuro de dihidrógeno
Actividad 7. Del ácido clorhídrico infórmate qué impacto ambiental y económico
tiene en México, y realiza una nota técnica de esta información (formato libre).
3.3.6 Nomenclatura de sales (binarias)
Las sales haloideas mejor conocidas como haluros, son sales que se forman
generalmente de la combinación de un ácido binario (hidrácido) con una base. Al
dar nombre a los haluros, éstos siempre llevarán la terminación uro.
Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido
con una base, produciéndose así una reacción de neutralización. Existen dos tipos
de sales: binarias y ternarias. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido
binario (HF, HCl, HBr, HI), ésta puede ser binaria o ternaria.
Si la sal proviene de un ácido ternario (H2SO4, HNO3, H3PO4, HClO, etc.), ésta
puede ser ternaria o cuaternaria.
Ejemplo:
HCl
+
NaOH
↔
NaCl
+
H2O
Acido Clorhídrico + Hidróxido de sodio producen Cloruro de sodio y agua
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Actividad 8. De manera colaborativa asigna la formula química a cada una de las
SALES que se presentan en la tabla 12, y coloca el nombre correcto de las sales
que se presentan en la tabla 13. Puedes usar la tabla del anexo 2.
Actividad 9. Repasa lo aprendido en la siguiente página
http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatura/page
/0/1
Actividad 10. Realiza las actividades que se solicitan en el portal y entrega un
reporte de tus resultados.
Tabla 12. Asignación de las fórmulas de las sales
Nombre de la Sal
Fórmula
Nombre de la Sal
química
Fórmula
química
Cloruro de bario
Nitruro de potasio
Bromuro de plata
Fosfuro de berilio
Yoduro de mercurio (II)
Cloruro de hierro (II)
Fluoruro de hierro (III)
Bromuro de niquel (II)
Sulfuro de litio
Yoduro de cobre (II)
Selenuro de berilio
Fluoruro de oro (III)
Tabla 13. Asignación del nombre de las sales
Fórmula
química
Nombre de la Sal
Fórmula
Nombre de la Sal
química
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SrCl2
CuS
CaF2
PtBr4
Ag2Se
K2Te
Na3N
BaS
AlCl4
SnCl4
PbI2
PbBr4
UNIDAD 4. ESTEQUIOMETRIA
4.1 El Mol
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Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el
número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de
12C.
Se ha demostrado
que este número es: 6.0221367 x 1023. Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce
como número de Avogadro.
4.2 Peso atómico y molecular
Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. La
fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta
exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Todos los aspectos
cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos
estudiados.
Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos
constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua
contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno.
Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por
dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, en los 11.1 g de Hidrógeno hay
el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe
pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa
de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este
valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.
Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1.6735 x 10-24
gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10-23 gramos. Si
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ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma)
veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.
Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al
hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).
Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1.0080 uma, y la masa de
un átomo de oxígeno (16O) es de 15.995 uma. Una vez que se determinan las
masas de todos los átomos, se asigna un valor correcto a las uma, por ejemplo:
1 uma = 1.66054 x 10-24 gramos y viceversa: 1 gramo = 6.02214 x 1023 uma
Masa Molar
 Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.
 Un átomo de
24Mg
tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble
de la masa de un átomo de 12C.
 Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una
mol de átomos de 12C.
 Dado que por definición una mol de átomos de
12C
pesa 12 gramos, una mol
de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.
Nótese: Que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es
numéricamente equivalente a la masa de un mol de esos mismos átomos en
gramos (g).
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa
molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su
peso fórmula (en uma).
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Actividad 1. Completa la tabla 14, de masas atómicas, guíate con el ejemplo.
Tabla 14. Masas atómicas
Moles
Átomos
Gramos (Masa atómica)
1 mol de S
6.022 x 1023 átomos de S
32.06 g de S
1 mol de Cu
1 mol de N
1 mol de Hg
2 moles de K
0.5 moles de P
4.3 Peso molecular
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo
en su fórmula química. Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1.0079 uma)] + [1 x (15.9994 uma)] = 18.01528 uma
Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen
unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso
fórmula es el peso molecular.
 Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos
 Un par iónico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos
Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la
molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1.00794 uma)] + [6 x (15.9994 uma)] = 180.0 uma
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Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no
existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones
discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares.
El peso fórmula del NaCl es: 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma
Ejemplo: Calcula el peso molecular del siguiente compuesto Cu3(PO4)2 (sulfato de
cobre II)
Cu
3 x 63.55
= 190.65
P
2 x 30.97
=
O
8 x 16
= 128
61.94
380.59
Actividad 2. Completa la tabla 15, obtén el Peso Molecular (PM).
Tabla 15. Fórmula, nombre, peso molecular (PM)
Fórmula
Nombre
PM
Fórmula
Nombre
Ca3(PO4)2
fosfato de calcio
HNO3
ácido nítrico
C6 H12 O6
sacarosa
C2H4O2
ácido acético
oxido de calcio
óxido férrico
HCl
CaSO4
KOH
CuSO4
H2SO4
K2MnO4
cloruro de sodio
PM
permanganato de potasio
Fe(OH)3
4.4 Otros conceptos
 Estequiometría. Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos
cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.
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 Estequiometría de composición. Describe las relaciones cuantitativas (en
masa) entre los elementos de los compuestos.
 Elemento. Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los
átomos poseen el mismo número atómico Z.
 Isótopos. Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas
masas son diferentes.
 Ión. Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.
 Número atómico, Z. De un elemento es el número de protones que contiene el
núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que
rodean al núcleo en el átomo neutro.
 Número másico (número de nucleones). Es la suma del número de protones
y el número de neutrones de un átomo.
 Defecto de masa. Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las
masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).
 Fórmula. Combinación de símbolos que indica la composición química de una
sustancia.
 Unidad fórmula o fórmula unitaria. La menor unidad repetitiva de una
sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.
 Fórmula empírica (fórmula más simple). Es la fórmula más sencilla que
expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números
que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.
 Fórmula molecular. Indica el número de átomos de cada clase que están
contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo
entero de la fórmula empírica.
 Hidrato. Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua
enlazada a él.
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 Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).
Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros
siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.
 Unidad de masa atómica (uma). Duodécima parte de la masa de un átomo del
isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos
moleculares y atómicos, a la cual se le llama Dalton.
 Masa atómica. De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de
masa atómica.
 Peso atómico. El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes
de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
 Masa molecular. Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos
que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.
 Peso molecular. Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades
de masa atómica.
 Masa fórmula. Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que
intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.
 Peso fórmula. La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de
masa atómica.
 Composición porcentual. El tanto por ciento de masa de cada elemento en un
compuesto.
 Mol. Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por
ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0.012
kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.
 Constante de Avogadro. Es el número de entidades elementales (átomos,
moléculas, iones, etc.) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x
1023 mol-1.
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 Masa molar. Es la masa de un mol de una sustancia.
Actividad 3. Estudia, comenta y analiza los conceptos anteriores. En parejas,
elabora un memorama de 10 conceptos, donde coloques en una carta (en cualquier
tipo de material, sea cartón, fomi, madera, etc.,) el nombre del concepto y en la otra
carta el significado, para que así encuentres el par, juega con tus compañeros y el
que más pares encuentre ganará puntos, se evaluará la creatividad.
4.5 Reacción química y ecuaciones químicas
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)
desaparece para formar una o más sustancias nuevas.
Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar
agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:
2H2 + O2→ 2H2O

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de
partida denominados reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas
químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al
lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).
4.5.1 Método de balanceo por Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se
tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en:
a) H2SO4 hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos
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b) 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las fórmulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Observa el siguiente de balanceo de ecuaciones químicas por el método de tanteo.
Ver el video 1 para mejor comprensión.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:
H2O + N2O5  NHO3
a) Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para
ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5  2 NHO3
b) Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos
en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2
NHO3).
c) Para el Oxígeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5)
nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2NHO3)
Actividad 4. Realiza los ejercicios por balanceo por tanteo, propuestos en la tabla
16, intercámbialos con tus compañeros y revisa de acuerdo a la solución que se
publique en el pizarrón, deberán pasar a realizarlo de acuerdo al alumno que asigne
el profesor, éstos serán supervisados por él mismo:
Tabla 16. Balanceo de ecuaciones por tanteo
51
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HCl + Zn  ZnCl2 + H2
MnO2 + Al  Al2O3 + Mn
HCl + Zn → ZnCl + O2
Ca + O2  CaO
KClO3  KCl + O2
P4O10 + H2O  H3PO4
KClO3  KCl + O2
Ca + N2 Ca3N2
Na + H2O NaOH
CdCO3  CdO + CO2
Mg + N2  Mg3N2
C2H6 O + O2  CO2 + H2O
4.5.2 Balanceo por Método Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada
una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las
ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.
Este método nos permite detectar si una reacción química, está mal planteada, por
ejemplo, puede suceder que un compuesto no esté bien colocado. Ver el video 2
para mejor comprensión.
Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos:
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción
el signo de igual.
Ejemplo:
Fe + O2  Fe2O3
A
B
C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación
algebraica: Para el Fierro A = 2C y para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (un número arbitrario) a la letra que
aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C: Por lo
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tanto si C = 2. Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B=3C; 2B = 3(2); B = 6/2; B = 3. Los resultados obtenidos por este método
algebraico son: A = 4, B = 3 y C = 2. Estos valores los escribimos como
coeficientes en las fórmulas que les corresponden a cada literal de la ecuación
química, quedando balanceada la ecuación: 4Fe + 3O2  2 Fe2O3
Otro ejemplo:
HCl + KMnO4  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
A
B
C
D
E
F
Si B = 2; un “número arbitrario”
por lo tanto 4B = E, esto es: 4(2) = E;
Así que B = C;
A = 2E;
A=2E
Cl:
A=C + 2D + 2F
K:
B=C
Mn:
B=D
O:
4B=E
E = 8;
entonces: C = 2 y si B = D;
A = 2 (8);
H:
por lo tanto
D = 2;
A = 16;
Ahora sustituimos en A = C + 2D + 2F;
16 = 2 + 2(2) + 2F; despejamos F = 10/2;
F=5
Quedaría:
16 HCl + 2 KMnO4  2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
Actividad 5. Realiza los ejercicios por método de balanceo algebraico que se
presentan en la tabla 17.
Tabla 17. Balanceo de ecuaciones método algebraico
PCl5 +H2O  H3 PO4 + HCl
Fe + H Br  FeBr3 + H2
NaOH + CO2  KCl + NaCO2 +H2O
FeCl3 + NH4OH Fe(OH)3 + NH4Cl
C3H8 + O2  CO2 + H2O
Ba + H2SO4  BaSO4 + H2
CO2 + H2O  C6H12O6 + O6
Mg + HCl  MgCl2 + H2
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CaCO3 +HCl  CaCl2 + H2O +CO2 (g)
Al2(SO4)3 + NaOH → Al(OH)3 + Na2SO4
Actividad 6. De las reacciones anteriores, en equipo, buscar alguna de ellas y
explica en dónde se genera en la vida cotidiana. Con esta información elabora una
noticia (realizando un video, puede haber varios personajes, tales como el reportero,
y el locutor), notificando que se produjo este acontecimiento (anunciar lo que sucede
con determinada reacción, por ejemplo una explosión), por causa de la reacción
(nombrar adecuadamente los compuestos que intervienen en la reacción).
BIBLIOGRAFIA
Alcantara, B. Química Inorgánica Moderna. ECLALSA.
Burns R. A. (1996) Fundamentos de química. Editorial Pearson Educación. México.
Chang, Raymond. 2002 Química. Editorial Mc Graw Hill. Séptima Edición.
Disponible en: http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang
Choppin, G. (2005). Química. Reimpresión pública cultural.
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G. Devore y Muñoz, M. Química Orgánica G. Publicaciones Cultural.
Moeller, T. (1988). Química Inorgánica. Barcelona: Reverté.
Petrucci, R. y col. 2011. Química general. Décima edición. Pearson.
Otras ligas de interés:
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimicaTIC/index.htm
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/m
ateriales/tabla_period/tabla4.htm
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/
http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatura/page
/0/1
ANEXO 1
Lectura 1. La evolución de los modelos Atómicos
La historia del átomo es un ejemplo del MÉTODO CIENTÍFICO: se idean modelos de como
creemos que es la realidad de la materia, un evento o un fenómeno, que son válidos si
explican hechos conocidos y previenen otros desconocidos, y dejan de ser válidos cuando
nuevos resultados experimentales no concuerdan con el modelo. Esto es lo que ocurrió con
la idea de átomo (y posiblemente la historia continúe...).
UN MODELO ATÓMICO es una representación que describe las partes que tiene un átomo
y cómo están dispuestas para formar un todo. Veamos los distintos modelos que han ido
surgiendo:
1. Modelo atómico de Dalton
En el año de 1808, Dalton estableció su teoría de que la última división de la materia es el
átomo, que quiere decir a, privativa, tome división. La imagen del átomo expuesta por
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Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Química, es la de minúsculas
partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
Los aspectos principales del modelo y la teoría de Dalton que son todavía útiles son:
- Toda la materia esta formada por partículas extraordinariamente diminutas, llamadas
átomos.
- Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre si particularmente en
peso, pero diferentes de todos los demás elementos.
- Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre si.
- Los átomos permanecen indivisibles, incluso en la reacción química.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance
cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por
supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se
resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas. Además de
sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los
átomos compuestos, las moléculas. Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis
acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien
expusiera una teoría acerca de la misma.
Distintas experiencias demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.
Por lo tanto, la pregunta era: ¿LAS CARGAS ELÉCTRICAS FORMAN PARTE DE LOS
ÁTOMOS?
2. El modelo atómico de Thomson
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se
componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el
electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio
Nobel de Fisca en 1906. J.J. Thomson encontró que en los átomos existe una partícula
con carga eléctrica negativa, a la que llamó electrón. Pero como la materia solo muestra
sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones (la electrolisis, la adquisición de
carga eléctrica cuando frotamos los cuerpos …), debemos suponer que es neutra.
Así: “El átomo es una esfera maciza de carga positiva en la que se encuentran incrustados
los electrones”
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Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del
átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una
gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el
descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford
demostraron la inexactitud de tales ideas.
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones
dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a una sandía o a las
pasas en un pastel (modelo pudin de pasas). Una nube positiva que contenía las pequeñas
partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas
era el adecuado para neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba,
la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin
explicación la existencia de las otras radiaciones.
3. El modelo atómico de Perrin
Jean Perrin, físico francés, fue autor de varios trabajos sobre la constitución del átomo.
Premio nobel 1926. Perrin modifico el modelo de Thomson, sugiriendo que las cargas
negativas son externas al budín positivo.
4. El modelo atómico de Rutherford
El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de
Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El
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experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una
plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de
las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
Basado en los resultados de su trabajo, demostró la existencia del núcleo atómico.
Rutherford (19011) sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un
núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del
núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga
eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí,
provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones
suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo
órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. La más serias de las
objeciones encontradas a este modelo fue que casi todo el átomo estaría asociado con
electricidad positiva y el átomo debería de tener una gran masa atómica. Sin embargo, este
modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el
inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre
de la era nuclear.
Los aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford son:
- El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
- El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una
corona alrededor del núcleo.
- La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo,
es igualada por el número de electrones de la corona.
- Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva
(explica los diferentes rayos).
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- El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del
núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de
atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita.
- El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación
(de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la
cantidad de energía que llevan es mayor.
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos
con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido
contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.
El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva
y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo.
Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo.
Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón,
cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.
Rutherford postuló que:
El núcleo contiene protones en número igual al de electrones del átomo.
Los electrones giran a mucha velocidad en torno al núcleo y están separados de éste por
una gran distancia.
La suma de la masa de los protones y de los electrones no coincide con la masa total del
átomo, por lo que Rutherford supuso que en el núcleo tenía que existir otro tipo de
partículas. Posteriormente, James Chadwick en 1932 descubrió estas partículas sin carga,
y masa similar a la del protón, que recibieron el nombre de neutrones.
A partir de 1932 se han descubierto buen numero de partículas que desprenden los átomos
en determinadas circunstancias, pero el electrón, protón y neutrón, son consideradas
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como las tres partículas fundamentales, componentes permanentes de los átomos de todas
las sustancias.
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Partículas elementales del átomo
Símbolo
Masa(g)
Carga
e9.10939x10-28
-1.6022x10-19
p+
1.67262x10-24
+1.6022x10-19
-24
n
1.67493x10
0
Unidad de carga
-1
+1
0
5. Modelo atómico de Bohr
En 1913 Neils Borh consiguió explicar el espectro de hidrógeno. Su éxito se debió al aplicar
la teoría cuántica de Planck y al modelo de Rutherford. Bohr propuso que el átomo estaba
cuantizado, es decir que sólo podía tener unas cantidades de energía permitidas. Esto
implicaba que el electrón sólo podía girar en unas orbitas determinadas. Para salvar la
contradicción existente entre la teoría de electromagnética (leyes de Maxwell) y el modelo
planetario del átomo de Ruteherford, Bohr propuso tres postulados:
Primer postulado En su movimiento circular alrededor del núcleo, el electrón no emite
energía.
Segundo postulado En su giro alrededor del núcleo únicamente son posibles aquellas
órbitas para las cuales el momento angular L
Es decir, el radio
de la órbita del electrón está cuantizado.
Tercer postulado: Al pasar un electrón de una órbita a otra absorbe o emite energía en
forma de fotón cuya frecuencia se obtiene a partir de la ecuación de Planck.
La gran diferencia entre este y el anterior modelo es que en el de Rutherford los electrones
giran describiendo órbitas que pueden estar a una distancia cualquiera del núcleo, mientras
que en el modelo de Bohr sólo se pueden encontrar girando en determinados niveles.
Bohr propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba
el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados de este
modelo:
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- El átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón.
- El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares, solo puede recorrer una
órbita fija a la que llamo orbita estacionaria y al hacerlo, no pierde energía. Sin
embargo un electrón puede “saltar o brincar” de un nivel de energía a otro. Cuando un
electrón desciende o cae a un nivel de energía, se emite la diferencia de energía como
un cuanto de energía. Si el salto es un nivel a otro de más alta energía, debe ser
absorbida la energía entre los dos niveles.
- El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve.
- El electrón sólo puede encontrarse en ciertas órbitas circulares permitidas. Estas
órbitas se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan
dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con la letra
n con un valor de n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. La letra n representa los radios
de las orbitas y posteriormente se llamaron numero cuántico principal y ahora
parámetro cuántico energético fundamental.
Correspondencia entre el modelo atómico de Bohr y el espectro atómico del hidrógeno.
Series de líneas espectrales: encontradas por diversos autores al excitar el átomo de
hidrogeno, cada línea del diagrama indica las transiciones electrónicas de los estados
excitados, según la mayor o menor energía que tenga el electrón
Las leyes de la física clásica no podían explicar porque los átomos tienen niveles definidos
de energía, Bohr se vio obligado a declarar que las leyes físicas clásicas no tienen
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aplicación a cosas tan pequeñas como los átomos y sugirió, en cambio una teoría cuántica
de la estructura atómica.
El éxito de la Teoría de Bohr para explicar los hechos experimentales del espectro del
hidrogeno no se repitió con ningún otro elemento. Una de las razones que explican esta
falla de la teoría de Bohr a sistemas mas complicados a los del hidrogeno, es que esta
teoría no puede extenderse a las interacciones electrón -electrón en átomos de muchos
electrones.
6. El modelo actual: llamado mecánico-cuántico
Aquí se sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas de energía por
la de orbital: zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
A continuación se presenta una breve reseña los de
principales sucesos históricos y
autores que contribuyeron al desarrollo del modelo atómico actual. En 1916, Sommerfeld
modificó el modelo de Bohr con al ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein,
considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que
también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros
para caracterizar al electrón. La elipse viene definida por dos parámetros, que son los
valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales,
la elipse se convierte en una circunferencia.
Los cálculos de Sommerfeld llevaron a la introducción de un segundo número cuántico que
describe la forma de la órbita que describe el electrón. El número cuántico secundario se
representa por la letra l y puede tomar los siguientes valores: l = 0 hasta n-1. Aunque mejoro
notablemente el modelo de Bohr, no explico los fenómenos electrónicos que en aquella
época parecían indescifrables (efecto Zeeman normal, efecto Stark, efecto Fraday, efecto
Kerry).
En 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Plank y Luis Broglie (naturaleza ondulatorio
de la materia) y las matematicas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo
matemático en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m, donde m esta relacionado con
el impulso magnético del electrón.
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Ecuación de onda de Schrödinger
La función de onda Ψ normalmente se obtiene introduciendo tres factores Ρ,Ө,Ф, los
cuales a su vez son funciones de tres coordenadas, ρ, θ, Ф, que están caracterizados por
los tres parámetros n, l, m y que se denominan parámetros cuánticos.
Con las ecuaciones de Schrödinger, el concepto de orbita o de trayectoria definida se
desvanece, pero Born interpreta el significado físico de la función de onda de Schrödinger,y
hace una comparación con la interpretación de Maxwell, para el campo eléctrico. Born
establece que el cuadro del módulo de la función de onda de Schrödinger, indica solamente
la manifestación probabilística electrónica, corpuscular u ondulatoria, según las
circunstancias experimentales.
Heisenberg, al mismo tiempo que Schrödinger, con base en las ideas de Planck y de De
Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las aplicadas por. Schrödinger,
Algebra de matrices- establece el principio de incertidumbre que nos explica por qué no
se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región espacio-energética y por
qué de la región solo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de
la región espacio energética de manifestación probabilística electrónica (abreviado
reempe), nombre actual de lo que desventuradamente se denominó orbital, arrastrando
los conceptos de Bohr-Sommerfeld.
Las ecuaciones de Schrödinger y las ecuaciones de Heisenberg son indeterminadas, y para
resolverlas, es necesario apegarse a las restricciones de Diofanto de Alejandra para este
tipo de ecuaciones, donde aparecen números enteros y positivos en su solución. Al aplicar
esas ecuaciones se deben tener en cuenta las restricciones de Pauli establecidas en la
época de Bohr, que nos indican que cada uno de los electrones, en la vecindad del núcleo,
debe esta necesariamente caracterizado por la combinación particular y exclusiva de
cuatro parámetros cuánticos y para el caso del electrón diferencial, esta combinación “
minimiza” su estado espacio-energético, lo que permite que cada región espacio energética
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de manifestación probabilística electrónica (reempe) pueda ser ocupada por dos electrones
como máximo.
Pauli proporciono el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por
Bohr, Schrödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con los hechos innegables
expresados en las clasificaciones periódicas de los elementos de Mendeleev y Moseley.
En el fondo, los trabajos de Schrödinger y Heisenberg coinciden, y de ellos nace la
mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica.
Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos, incorporando de la teoría
general de la relatividad, de Einstein, a la mecánica ondulatoria, y precisamente en sus
ecuaciones es donde aparece el cuarto parámetro con características cuánticas
denominado s, además de los ya conocidos n, l, m.
Actualmente la ecuación de Dirac y Jordan es la que describe con mayor exactitud la
distribución electrónica en la vecindad del núcleo aprovechando el concepto de regiones
espacio-energéticas de manifestación probabilística electrónica (reempe) y al hacerlo,
exige el concepto spin. Que con anterioridad a Drac y Jordan, ya habían postulado
Uhlenbeck y Goudismit atribuyéndolo al sentido de rotación del electrón sobre su propio
eje, para satisfacer el principio de Pauli.
No es para causar sorpresa que Bohr,Sommerfeld, Planck, De Broglie, Schrödinger, Dirac
y Jordan, hayan tenido que usar el concepto impulso para establecer sus teorías y
ecuaciones, ya que el concepto impuso es el que relaciona los conceptos tiempo, espacioenergía y materia.
Heisenberg establecio el principio de incertidumbre al estudiar las interacciones materiaenergía Eistein estableció la teoría general de la relatividad al estudiar las interacciones
espacio-tiempo.
El razonamiento de Dirac y Jordan, al modificar los estudios de Schrödinger , que tratan las
interacciones entre materia, energía, tiempo y espacio y naturalmente, Dirac acepta la
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cuantización establecida previamente por Plack, además de fenómeno onda asociada de
De Broglie.
7. Significado de los números cuánticos
Los números cuánticos nos proporcionan información sobre: La energía del electrón en un
orbital y la distribución de la densidad electrónica en el espacio que rodea al núcleo.
Número cuántico principal:
Se representa por la letra n, puede tomar valores enteros positivos desde n =1, 2, 3, etc.
Su valor está asociado a la energía del orbital y al tamaño. El conjunto de orbitales que
tienen el mismo valor de n se les denomina CAPA o NIVEL Cuánto más grande sea el
valor de n , mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y en
consecuencia el orbital el orbital es más grande (volumen).
Numero cuántico del momento angular ( l ): Expresa la “forma” de los orbitales. Los
valores de l depende del valor del número cuántico principal. Para n = 1 l = 0 Para n = 2
hay dos valores l = 0 l = 1. Para n = 3 hay tres valores posibles l = 0 l = 1, l = 2. El valor de
l se designa con las letras s, p, d,.. de la siguiente forma:
l
Nombre
del orbital
0
s
1
p
2
d
3
e
4
g
5
h
Por lo tanto, si l =0, tenemos un orbital s, si l =1, tenemos un orbital p, y así sucesivamente.
La secuencia de letras (s p, d) tienen su origen histórico. Los físicos que estudiaron la
emisión atómica intentaban relacionar las líneas espectrales detectadas con los estados
de energía asociados a las transiciones. Observaron que algunas líneas eran finas (sharp
en ingles), otras mas bien eran difusas, y algunas eran muy intensas y se referían como
principales. Por esta razón, asignaron las letras iníciales del adjetivo que calificaba a cada
línea con dichos estados de energía. Sin embargo, después de la letra d, el orbital se
designa siguiendo un orden alfabético.
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como nivel
o capa. Los orbitales que tienen el mismo valor de n y l, se conocen como subnivel o capa.
Numero cuántico de magnético (ml)
El Número cuántico de magnético (ml) describe la orientación del orbital en el espacio.
Dentro de un subnivel, el valor de ml depende del valor que tenga el número cuántico del
momento angular l, Para cierto valor de l existen (2l+, 1) valores de ml como sigue:
- l, (-l + 1)….0…(+l - 1), + l
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Si l = 0, entonces ml = 0, si l = 1, entonces existen [(2x1)+1] tres valores de m1 es decir -1,
0 y 1. Si si l = 2, entonces existen [(2x2)+1] cinco valores de m2, es decir, -2, -1, 0. +1, +2.
El numero de valores que ml indica el numero de orbitales presentes en un subnivel con
cierto valor de l.
Para resumir el análisis de los tres números cuánticos, suponga el caso donde n= 2 y l =
1. Los valores de n y l indican que tiene un subnivel 2p y en este tienen tres orbitales 2p
(puesto que hay tres valores de ml: -1, 0, +1.
Numero cuántico de espín del electrón (ms)
Representa los dos posibles giros del electrón, uno en el sentido de las manecillas del reloj
y el otro en sentido contrario. Toma los valores de + ½ y - ½.
8. Número atómico, numero de masa e isotopos
Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que
contienen. El número atómico (Z) es el número de los protones en el núcleo de átomo de
un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones,
de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en
un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico.
Por ejemplo, el número atómico del flúor es de 9. Esto significa que cada átomo de flúor
tiene 9 protones y 9 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que
contenga 9 protones se llamara de manera correcta “flúor”.
El número de masa (A) es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo
de un átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común de hidrogeno, que
tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones
como neutrones. En general, el número de masa está dado por
Numero de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
El número de neutrones en átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el
número atómico (A – Z). Por ejemplo, el número de masa de flúor es de 19 y su número
atómico es 9. Así, el número de neutrones y el número de masa deben ser enteros positivos.
No todos los átomos de un elemento determinando tienen la misma masa. La mayoría de
los elementos tiene dos o más isotopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero
diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isotopos de hidrogeno. Uno de ellos
que se conoce como hidrogeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isotopo llamado
deuterio contiene un protón y neutrón, y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma
aceptada para detonar el número atómico y el número de masa de un elemento (X) es como
sigue:
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número de masa
A
X
Z
número atómico
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Anexo 2. TABLA DE ANIONES –
Procede
Ión
Nombre
H2SeO3
SeO32–
Selenito
Procede
Ión
Nombre
HF
F–
Fluoruro
H2SeO4
SeO42–
seleniato
H2C2O4
C2O42–
Oxalato
H2 F 2
HF2–
hidrogenodifl
uoruro
HNO3
NO3–
Nitrato
H2C2O4
HC2O4–
Bioxalato
HClO4
ClO4–
perclorato
HNO2
NO2–
Nitrito
C2H2
C22–
Acetiluro
HClO3
ClO3–
Clorato
NH4 +
NH22–
Amiduro
H2CO3
HCO3–
Hidrogenocarbon
ato
HClO2
ClO2–
Clorito
NH3
N3–
Nitruro
H2CO3
CO32–
Carbonato
HClO
ClO–
hipoclorito
NH3
NH2–
Amuro
CO22–
Carbonito
HCl
Cl–
Cloruro
NOO2H
NOO2
HBr
Br–
bromuro
HNO4
HBrO3
BrO3–
Bromato
HIO3
IO3–
HI
–
COO–
Peroxonitrito
CH3COOH
CH3
NO4–
peroxonitrato
H2SiO3
SiO32–
Silicato
H2PHO3
PHO32–
fosfonato (fosfito) H4SiO4
SiO44–
silicato (orto)
Yodato
HPH2O2
PH2O2–
fosfinato
(hipofosfito)
H2CrO4
HCrO4–
Hidrogenocromat
o
I–
Yoduro
H4P2O7
P2O74–
difosfato
H2CrO4
CrO42–
Cromato
SO32–
Sulfito
H4P2O8
P2O84–
peroxodifosfato
H2Cr2O7
Cr2O72–
Dicromato
H2SO4
SO42–
Sulfato
PH3
P3–
Fosfuro
HMnO4
MnO4–
permanganato
H2SO4
HSO4–
Hidrogeno
sulfato
H3PO4
HPO42–
hidrogenofosfato
H3BO3
BO33–
Borato
H2SO3
HSO3–
Hidrogeno
sulfito
H3PO4
H2PO4–
dihidrogenofosfato
H2B4O7
B4O72–
Tetraborato
H2S2O5
S2O52–
Disulfito
HPO3
PO3–
metafosfato
HCN
CN–
Cianuro
H2S2O7
S2O72–
disulfato
H3PO5
PO53–
peroxometafosfato
SCNH
SCN–
Tiocianato
H2SO5
SO52–
peroxomonosul
fato
H3PO3
PO3 3–
Fosfito
CNOH
CNO–
Cianato
H2S2O8
S2O82–
peroxodisulfato
H3PO4
PO43–
fosfato (orto)
CN2H2
CN22–
Cianamide
H2 S
HS–
hidrogenosulfuro
Fe(CN)64–
ferrocianuro
C4H4O6H2
C4H4O62–
Tartrato
H2S2
S22–
disulfuro
3–
ferricianuro
C2H3O2H
C2H3O2–
Acetato
H2S2O3
S2O32–
tiosulfato
SiF62–
hexafluorosilicato O
O2–
Óxido
H2S3O6
S3O62–
tritionato
BiO3 -
bismutito
O2
O22–
Peróxido
H2S2O6
S2O62–
ditionato
Bi2O5-
Bismutato
O2
O2–
Hiperóxido
H2Se
HSe–
Hidrogenoselenuro
CNS–
sulfocianuro
O3
O3–
Ozónido
H2O2
HO2–
Hidrogenoperóxido
H–
Hidruro
H2O
OH–
Hidróxido
Fe(CN)6
H
Acetato
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