REPASO PARA EL TERCER PARCIAL DE QUÍMICA GENTE:

REPASO PARA EL TERCER PARCIAL DE QUÍMICA
GENTE:
• Moseley: basándose en sus estudios de R−X asignó el número atómico a elementos y acomodó en orden
creciente del número atómico en la tabla periódica. Modificó la ley periódica: las propiedades físicas y
químicas de los elementos son función periódica de un número atómico. Y finalmente corrigió los
problemas de clasificación que existían para algunos elementos como el Ar y el K.
SIGNIFICADOS:
• Tabla periódica actual: los elementos están situados de acuerdo con su número atómico y el tipo de
subnivel en el que se encuentre el electrón.
• Z: número de protones: número atómico de un elemento
• A: número de protones más neutrones: masa atómica de un elemento
• Rayos alfa: Se generan a partir de un núcleo de helio. Estas las emiten con un número mayor al 83. El helio
tiene una carga de 2 neutrones y su masa atómica es 4. Tienen un bajo poder de penetración, no atraviesa ni
la ropa ni la piel.
• Rayos beta: es un electrón de alta energía con una carga de 1− y una masa 0.
• Rayos gama: no tienen masa ni número atómico
• Isótopos: todos los isótopos átomos del mismo elemento pero con diferente numero de neutrones. Ej. 11H
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21H
31H
• Iones: es la carga positiva o negativa de un elemento
• Cationes: es la carga positiva de un elemento
• Aniones: es la carga negativa de un elemento
• Cátodo: tiene carga negativa por que atrae a los cationes que son positivos
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• Ánodo: tiene carga positiva que atrae a los aniones que son negativos
• Spin: dice hacia donde gira el electrón en el orbital: +1/2 −1/2
• Periodo: son los agrupamientos horizontales de la tabla periódica que se ordenan según el nivel de energía
del elemento.
• Grupo: son los agrupamientos verticales de la tabla periódica que poseen una configuración electrónica
similar en su último nivel y que tienen propiedades similares; los elementos de un mismo grupo tienen:
mismo número de electrones de valencia; misma configuración electrónica para el último nivel de energía
• Electrones de valencia: son los electrones de un último nivel de energía; son los que pueden compartir o
recibir en un enlace químico.
• Valencia: es la capacidad de combinación de un átomo
• Número de oxidación: número entero, positivo o negativo que se utiliza para describir la capacidad de
combinación de un elemento compuesto
• Características de los metales y no metales:
metales
No metales
♦ buenos conductores de calor y
• en general no son buenos conductores de
electricidad
calor y electricidad
♦ poseen brillo
• no poseen brillo
♦ poseen alta densidad
• poseen baja densidad
♦ son dúctiles y maleables
• son quebradizos
♦ tienden a perder electrones y forman
• tienden a ganar electrones y forman iones
iones positivos cuando se combinan
negativos cuando reaccionan con metales
con no metales
• reaccionan con el oxígeno formando ácidos
♦ reaccionan con el oxígeno formando
anhídricos
óxidos básicos
• se localizan en la superior derecha de la tabla
♦ se localizan en la parte izquierda y
periódica
central de la tabla periódica
• metaloides(semimetales): poseen propiedades tanto de metales como de no metales son:
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• carga nuclear efectiva: es la carga nuclear reducida por el efecto de los electrones de los niveles interiores
que contrarrestan (efecto pantalla) o protegen parte de la carga nuclear o protegen parte de la carga del
núcleo.
• Radio atómico: se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos unidos entre si;
aumenta de arriba hacia abajo y disminuye de izquierda a derecha:
• Potencial de ionización: es la energía necesaria para separar un electrón externo de un átomo neutro,
adquiriendo el átomo carga positiva; disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha.
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• Afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso neutro gana un electrón. En
éste proceso el átomo queda con carga negativa; disminuye de arriba abajo y aumenta de izquierda a
derecha.
• Electronegatividad: es una medida de la tendencia de un átomo a atraer los electrones de enlace hacia si
mismos; disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha.
• Enlaces químicos: implican un cambio en la distribución electrónica; cuando dos átomos de enlazan, sus
orbitales atómicos se superponen; un enlace químico es: la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos
y hace que funcionen como una unidad. Al combinarse los átomos tienden a ganar, perder o compartir
electrones hasta lograr una configuración electrónica estable, es decir hasta lograr tener ocho electrones en
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su nivel de valencia.
• Estructuras de Lewis: también se llama el punto electrón; es la forma de representar compuestos o
elementos por medio de puntos que corresponden a los electrones de valencia. Consiste en escribir el
símbolo del elemento alrededor del cuál se colocan puntos que representan los electrones de valencia (los
electrones de valencia dependen de la familia en la que se encuentren.
ESTRUCTURA DE LEWIS
NO ESTRUCTURA DE LEWIS
• Regla del octeto: es son el número de electrones que hay en la capa exterior de un átomo y que para
alcanzar una estabilidad necesitan ocho electrones en esa última capa.
K+: Ion potasio; Cl−: Ion cloruro
• Tipos de enlaces:
• enlaces interatómicos: son enlaces químicos que se forman entre átomos. Ej. enlace: iónico, covalente, etc.
• Enlaces intermoleculares: son enlaces que se forman entre moléculas. Ej. Enlace puente de hidrógeno,
puente de disulfuro, etc.
• Cuando las moléculas se separan: se dice que se disocian
• enlace iónico: es la atracción entre iones que tienen cargas opuestas: los dos átomos hacen este y cada uno
queda con diferente carga uno positivo y otro negativo; las características de un enlace iónico son:
• se forman entre metal y no metal
• la diferencia de electronegatividad es alta (mayor o iguala 1.7)
• normalmente son sólidos con formas cristalinas definidas
• son solubles en agua
• poseen altos puntos de fusión y ebullición
• conducen la electricidad en estado líquido
• su unidad más pequeña se llama fórmula unitaria o fórmula mínima
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¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no
ocurre lo mismo con un trozo de metal que se deforma antes de romperse? Por la comparación entre el
comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza
• fuerzas electroestáticas: consiste en una atracción de una carga negativa y una carga positiva.
• enlace covalente: es cuando pierde electrones compartidos por dos átomos
• enlace covalente no polar:
• se crea de una unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por medio de un par de
electrones que se comparten por igual
• la diferencia de electronegatividad es cero o muy cercana a cero
• se puede presentar en un estado sólido, líquido o gas
• no son conductores de la electricidad
• se da entre no metales
• los electrones de enlace quedan en medio de los átomos
• enlace covalente polar:
♦ se da cuando los electrones que se comparten son dos no metales distintos
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♦ existe una diferencia de electronegatividad aunque es menor que en los compuestos iónicos
♦ tienen puntos de fusión y ebullición bajos
♦ en general son conductores pobres de la electricidad
♦ se da entre no metales
♦ pueden ser presentados en los tres estados de la materia
♦ generalmente son poco solubles en agua
la delta indica el extremo parcialmente positivo y el extremo parcialmente negativo (el
extremo que es parcialmente negativo es el que jala más cerca de los electrones del enlace).
♦ enlace covalente coordinado:
◊ Ej. CH4
◊ Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de
electrones de enlace que se comparte
◊ Son compuestos poco solubles en agua
◊ Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
◊ En general son conductores pobres de la electricidad
◊ Se da entre no metales
◊ Pueden presentarse en los tres estados de la materia
◊ tipos de enlaces covalentes: el enlace más difícil de separar es el covalente triple.
⋅ enlace covalente:
⋅ enlace covalente doble:
◊ enlace covalente triple:
◊ electricidad: es un flujo de electrones
◊ enlace metálico:
◊ se forma entre elementos metálicos y consiste en
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una nube electrónica de carga negativa (mar móvil
de electrones) que rodea y mantiene unidad a los
iones positivos
◊ presentan brillos metálicos
◊ son maleables
◊ son dúctiles
◊ son buenos conductores del calor y la electricidad
◊ no son solubles en agua
◊ enlace por puentes de hidrógeno:
◊ se establece entre aquellas moléculas en las que se
encuentran átomos de hidrógeno unidos a elementos
muy electronegativos (F,O,N)
◊ es un enlace intermolecular, es decir, no forman
nuevos compuestos, sino que une las moléculas ya
existentes
◊ las moléculas que lo presentan tienen puntos de
fusión y ebullición más altos de lo normal
◊ cuando una sustancia es capaz de formar puentes de
hidrógeno se disuelve en agua
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Tipo de
elementos
que
participan
Tipo de enlace
Definición
Iónico
La atracción entre Metales
iones que tienen
reactivos y
cargas opuestas
no metales
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Carac
de los
compu
con es
de enl
Covalente
Covalente polar
Es un par de
electrones
Dos
compartido por
moléculas
dos átomos en una
molécula
Es un enlace
covalente en el que
los electrones se
comparten de
manera desigual
gracias a unas
diferencias de
electronegatividad
en los átomos
unidos por el
enlace.
Covalente no polar Es un enlace
químico en el que
uno o más pares de
electrones se
comparten
equitativamente
Dos
moléculas
no metales
distintos
Dos
moléculas
no metálicos
idénticos
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entre dos átomos
del mismo
elemento
Covalente
coordinado
Metálico
Es un enlace
químico que se
forma cuando un
átomo dona dos
electrones que se
comparten en un
enlace covalente.
Moléculas
combinadas
Es el enlace entre Metales con
átomos metálicos no metales
en los sólidos, en
los que los iones
metálicos positivos
están en una
formación en
tercera dimensión
regular (fija), y
donde los
electrones de
valencia, unidos
con debilidad,
pueden moverse
libremente por
todo el cristal.
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Partíc
átomo
Todos
sólido
ej Hg
El pun
fusión
amplia
28°C
Si con
electri
como s
cuand
fundid
no en
Es inso
disolve
polare
alguno
reacci
con ác
alguno
en agu
NOMENCLATURA
Funciones químicas de los compuestos
◊ compuestos binarios
◊ contienen oxígeno: óxidos, anhídridos y peróxidos
◊ contienen hidrógeno: hidruros y hidrácidos
◊ no contienen oxígeno ni hidrógeno: sales binarias y
haluros no metálicos
◊ compuestos ternarios
◊ hidróxidos
◊ ácidos ternarios
◊ sales ternarias
◊ compuestos poli atómicos
◊ sales ácidas
◊ sales dobles
NUMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN
◊ el número o estado de oxidación de un elemento
libre o en estado no combinado es siempre cero
◊ la suma algebraica de los números de oxidación de
todos los átomos en la fórmula es igual a cero
◊ el número de oxidación de un Ion es igual a la carga
de un Ion
◊ la suma de los números de oxidación de los átomos
en un Ion poli−atómico debe ser siempre igual a la
carga del Ion.
Algunos números de oxidación:
Grupo Familia
1A
2A
3A
4A
5A
6A
Valencias
1 (El H también
Alcalinos
−1)
Alcalinotérreos 2
Térreos
3
2, 4 (El C
Carbonoideos
también −4)
Nitrogenoideos −3 1,3,5
Anfígenos
−2 2,4,6
El O sólo −2,
−1(peróxidos) y
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7A
Halógenos
0
2 (con el F)
−1 1,3,5,7
El F sólo −1
0
Gases nobles
CN− (cianuro)
−1
Iones NH4+
1
(amonio)
Esquema de formulación.
Este esquema es sólo nemotécnico, y no indica la
forma real de obtención de cada compuesto.
Tradicional.
Los óxidos se denominan con el término óxido y el
nombre del metal acabado en oso si es que tiene una
valencia menor o ico si es que tiene una valencia
mayor.
Los anhídridos se nombran con el término anhídrido
y el nombre del no metal, acabado en:
a/ oso o ico (en el caso de dos valencias)
b/ hipo−no metal−oso, oso, ico (tres valencias)
c/ hipo−no metal−oso, oso, ico, per−no metal−ico (si
tienecuatro valencias).
Stock.
Se nombran con el término óxido de, seguido del
nombre del metal o no metal, y a continuación, entre
paréntesis, el número de oxidación de éste.
UIQPA
Se escribe el prefijo indicativo del número de
átomos de oxígeno, le sigue del término óxido de, y
a continuación el prefijo correspondiente al número
de átomos del metal o no metal, y su nombre.
Ejemplos:
Enlace Tradicional
Óxido
Fe2O3
férrico
Óxido
CaO
cálcico
Anhídrido
Cl2O3
cloroso
Stock
Óxido de
hierro (III)
Óxido de
calcio
Óxido de
cloro (III)
UIQPA
Trióxido de
dihierro
Óxido de
calcio
Trióxido de
dicloro
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Tradicional Stock
Sufijos
UIQPA
Oso: que indica
que el elemento
se encuentra
con un número
Se indica la
de oxidación
carga positiva menor
de un mismo
elemento entre Ico: que indica
paréntesis
que el elemento
se encuentra
con un número
de oxidación
mayor
Fe2+ + O2−
Fe −é −−−−
Fe2+ −−− Ion −−− FeO −
Oxido ferroso
hierro (II)
ejemplos
Cu − é −−−
Cu+ −−− Ion
cobre (I)
Fe3+ + O2−
−−− Fe2O3 −
Oxido férreo
REGLAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS:
◊ en la fórmula se escribe primero el constituyente
positivo (catión) y después el negativo (anión). Se el
compuesto contiene mas de un elemento
electropositivo o mas de un elemento electronegativo
en cada caso se deberán escribir los símbolos en
orden alfabético
◊ escribe el símbolo del catón con su número de
oxidación, colocando el del catión como subíndice
del anión y viceversa
=
=
◊ se simplifica la fórmula enumerando signos,
números iguales, se simplifican los números que
quedan como sub−niveles y tienen el mismo común
divisor.
ANIONES POLIATÓMICOS
OXIANIONES: son aniones poliatómicos que
contienen oxígeno
Cuando un elemento forma solo dos aniones: el
nombre del que contiene menos oxígeno termina en
ito:
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NO2−
Ion nitrito
NO3−
Ion nitrato
SO32−
Ion sulfito
SO42−
Ion Sulfato
Cuando la serie de aniones de un elemento dado se
amplia a tres o cuatro miembros como los oxianiones
de los halógenos, también se emplean prefijos
⋅ el prefijo hipo (abajo en griego) indica
menos oxígeno
⋅ el prefijo por indica más oxígeno
−oxigeno
Ion hipoclorito (un
ClO− Ion menos que el
clorito)
Ion clorito (un Ion
ClO2−
de oxígeno menos
que el clorito)
ClO3−
Ion clorato
Ion perclorato (un
ClO4−
Ion más que el
clorato)
Prefijo ITO
El prefijo ito indica la presencia del azufre (S) en
vez del oxígeno:
SO42−
CON−
S2O32−
SCN−
Ion Sulfato
Ion Cianito
Ion trisulfato
COMPUESTOS BINARIOS
Oxígeno +
Metal
Oxígeno +
ANHÍDRIDOS
No Metal
CaO Oxido de
Calcio
SO2 Anhídrido
Sulfoso
Na2O2 Peróxido
PEROXIDOS O2
de sodio
Hidrógeno + NaH Hidruro de
HIDRUROS
Metal
Sodio
Hidrógeno + HCl Ácido
HIDRÁCIDOS
No Metal
Clorhídrico
Metal + No CaBr2 Bromuro de
SAL BINARIA
Metal
Calcio
OXIDOS
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HALUROS NO No Metal +
METALES
No Metal
PCl3 Cloruro de
fósforo (III)
oxidos: oxido básico o metálico: oxígeno + metal
anhídridos: los que no tienen hidrógeno: oxido ácido
o anhídrido: oxígeno + no metal
ejemplos:
tradicional
Oxido de
CaO
Calcio
Oxido
FeO2
Ferroso
stock
Oxido de
Calcio
Oxido de
Fierro (II)
Oxido de
Fe2O3 Oxido Férrico
Fierro (III)
Anhídrido
Oxido de
SO2
Sulfoso
Azufre (II)
Anhídrido
Oxido de
SO3
Sulfúrico
Azufre (III)
UQPA
Oxido de
Calcio
Oxido de
Fierro (II)
Trióxido de
Fierro
Dióxido de
Azufre
Trióxido de
Azufre
Elementos con 3
valencias
Elementos con 4
valencias
............. −ico
Per−........−ico
............. −oso
............. −ico
Hipo− .... −oso
............. −oso
Hipo− .... −oso
Elementos con 2
valencias
Elementos con 1
valencia
..........−ico
.............−ico
...........−oso
CO−2 −−− Oxido Carbonoso
Oxido de Carbón
CO2 −−− anhídrido carbonoso
Óxido de carbón (II)
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Peróxidos
⋅ son los óxidos más ricos en Oxígeno
⋅ se nombran cuando la primera palabra
genérica de peróxido y a continuación el
nombre del metal
ej.
Na2O2 Peróxido de sodio
CaO2 Peróxido de Calcio
BaO2 Peróxido de Bario
Hidruros:
⋅ es la unión del hidrógeno con un metal
⋅ en ellos el hidrógeno presenta el número de
oxidación −1
HIDRURO = HIDRÓGENO + METAL
Ejemplos:
NaH
Hidruro de sodio
CaH2
Hidruro de Calcio
Hidrácidos:
Hidrácidos = Hidrógeno + No Metal
Ej.
Cl− Ión Cloruro HCl Ácido Clorhídrico
Sal Binaria:
Sal binaria o haloidea = Metal + No Metal
Ej:
KF Floruro de Potasio
NaCl Cloruro de Sodio
MgI2 Yoduro de Magnesio
CaBr2 Bromuro de Calcio
Al2S3 Sulfuro de Aluminio
FeCl2 Cloruro de Fierro (II) o Cloruro Ferroso
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FeCl3 cloruro de fierro (III) o Cloruro Férrico
Haluros no metales
Combinación entre dos no metales:
No metal + No metal
Ej.
PCl3 Cloruro de fósforo (III) /Tricloruro de Fósforo
PCl5 Cloruro de fósforo (V) / Pentacloruro de
fósforo
CS2 sulfuro de carbono / Disulfuro de carbono
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