MANUAL DE QUÍMICA I Y II M.A.C.R.

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TEMAS Y CONCEPTOS REUNIDOS EN UN MANUAL DE QUÍMICA PARA CONSULTA INMEDIATA...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango

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MANUAL DE QUÍMICA I Y II M.A.C.R.

  1. 1. QUIMICA La química es la ciencia que estudia las propiedades de la materia, su estructura, su composición, las transformaciones que experimenta y los fenómenos energéticos que pueden producirse en esos cambios. El extenso y apasionante tema de la química se estudia desde la perspectiva de enfoques especiales que van desde la química nuclear hasta la bioquímica. Para hacer mas fácil su estudio se hace distinción entre dos grandes áreas de la química: La Química Inorgánica: que estudia todos los elementos y compuestos distintos del carbono y sus derivados. y la Química Orgánica: que se encarga del estudio del carbono y de los compuestos que forma con otros elementos. La química inorgánica estudia parte de los fenómenos naturales y hechos relacionados con la vida diaria como: la extracción de metales (oro, hierro, plata, níquel, platino, aluminio, etc), identificación de elementos constituyentes de la luna y de todos los astros, análisis de productos naturales, análisis y purificación de aguas, investigaciones en radioquímica con el fin de encontrar su aplicación en medicina y como fuente de energía, en esta parte se incluyen todos los estudios relacionados con la emisión de radiactividad derivadas tanto de la fusión como de la fisión nuclear. Para empezar el estudio tanto de la química inorgánica como de la inorgánica es imprescindible conocer mas a fondo la parte fundamental de la materia y de la misma química EL ÁTOMO, para ello se vera a continuación las representaciones mentales en cuanto a la composición y estructura de el átomo de algunos hombres (modelos atómicos) que a lo largo de la historia fueron cambiando la forma de ver el mundo y que estructuraron la misma química TEORÍA ATÓMICA Los inicios de la teoría atómica se remontan a el Siglo V A.C. Dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la
  2. 2. materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomos significa “ indivisible” ). Después de que en Grecia se estableció que quot;Los átomos son partículas muy pequeń a s, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos filósofos, físicos, químicos y demás científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo, estos son algunos de ellos: • JOHN DALTON (1808). Su teoría puede resumirse en cinco ideas básicas : OTRAS LEYES QUE CONCORDABAN LEYES CON LO EXPUESTO POR DALTON • La materia está formada (Ley de la por partículas indivisibles conservación de la llamadas átomos. Los materia propuesta cuales no se crean ni se por Antoine destruyen Lavoisier). • Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamań o y propiedades químicas. • Los átomos de elementos diferentes también son diferentes. • Los átomos de diferentes elementos se combinan (Ley de las entre sí, en relaciones proporciones numéricas enteras y definidas de Proust) sencillas para formar compuestos • Los átomos de diferentes (Ley de las elementos pueden proporciones
  3. 3. combinarse en distintas proporciones numéricas múltiples) para formar más de un compuesto • J.J. THOMPSON (1897) J.J Thompson realiza una serie de experimentos con gases, descubre unas partículas cargadas negativamente a las que llama electrones. Según él la materia es eléctricamente neutra. Su modelo considera al átomo como una masa con carga positiva, donde se insertan los electrones en número y posiciones tales que el campo eléctrico resultante es nulo. “El modelo del pastel de pasas”. • ERNEST RUTHERFORD (1911) Su experimento consiste en bombardear una delgada lámina de oro con un haz de partículas alfa. Se observa que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin ser desviadas en su trayectoria; un pequeń o número es desviado por alguna causa, y solo unas cuantas partículas rebotan. De acuerdo a esto RUTHERFORD propone el siguiente modelo atómico: • Existe un núcleo cargado
  4. 4. positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas protones y por partículas neutras llamadas neutrones • Existe un número de electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo. • La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado. • Los átomos son en su mayor parte espacio vacío. • BECQUEREL Y LOS ESPOSOS CURIE (1896) Es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. La radiactividad es el proceso de ruptura de los átomos durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por:
  5. 5. Composición Carga RAYOS ALFA 2 protones y 2 neutrones (llamados también núcleos de Helio) 2+ RAYOS BETA Electrones de alta energía 1- RAYOS GAMMA Radiación Electromagnética de Longitud de onda muy corta (Alta Energía) 0 • MODELO DE BOHR (1913)
  6. 6. Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los cuantos; Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente. Teoría de los cuantos: Propuesta por Plank (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto. (ver mas adelante) El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados: • Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. • Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas. • Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. • Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía .
  7. 7. • RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA La difracción de la luz por una ranura muy angosta hace posible el cálculo de una propiedad de la luz denominada longitud de onda, representada por λ (lambda) y que corresponde a la distancia entre dos crestas de una onda de luz. La frecuencia de la luz V, o el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo, relaciona la longitud de onda con la velocidad de la luz, c, por la expresión: c = vλ , donde: Longitud de onda: Distancia entre dos λ= crestas en una onda (Longitud de un ciclo) c= Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg) Número de ondas que pasan por un v= punto en un segundo. • MAX PLANK ( 1900 ) En 1900 Max Plank propone la teoría cuántica para la energía radiante: “ La Energía Radiante sólo puede ser emitida o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos” . Plank desarrolló una ecuación que define la energía de un cuanto de Energía Radiante: E= hv E= Energía Radiante Constante de Plank (6.6262 x 10 -34 h= Joule- seg) v= Frecuencia (seg -1 ) En 1905 Albert Einstein propuso que los cuantos son paquetes discontinuos llamados “ fotones ” . • EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud
  8. 8. de Onda. El Espectro Electromagnético representa el Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación Electromagnética. • ESPECTRO ATÓMICO Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es Único. En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación: donde n = 3, 4, 5, ... La serie de líneas que se obtiene se conoce como “ Serie de Balmer” . EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Los átomos no son partículas individuales como lo había pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos de partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente • PARTÍCULAS SUBATÓMICAS El Electrón El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa, su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los
  9. 9. electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo. Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético. e/m = -1.75 x 10 8 c oulomb /gramo En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser: e = -1.602 x 10 -19 Coulomb Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser: me = 9.1096 x 10 -28 g El Protón El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos “ Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser: e/m = +9.5791 x 10 4 Coulomb/g A los protones se les asignó el símbolo H + y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+). eH+ = +1.602 x 10 -19 Coulomb Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:
  10. 10. mH+ = 1.6726 x 10 -24 g El Neutrón En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de: mn = 1.6750 x 10- 24 g n = neutrón El núcleo Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la masa • NÚMERO ATÓMICO (Z) Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento . EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12 • NÚMERO DE MASA (A) Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo. A =Z +N EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones. • ISÓTOPOS
  11. 11. Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones. • MASA ATÓMICA: Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de carbono- 12 (12 C). • NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos determinan la región del espacio- energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann Descripción de los Números Cuánticos: Número Cuántico Principal: Proporciona el Nivel y la n= distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,.... Número Cuántico Azimutal: Proporciona el subnivel. cada l = orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1. Número Cuántico Magnético: m= Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l Número Cuántico de Spin: s = Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.
  12. 12. Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “ Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón” Principio de Exclusión de Pauli: “ Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones” . El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínim a. La siguiente figura muestra el orden de llenado de los orbítales. ELECTRONES NIVE ORBITAL MÁXIMOS L ES POR NIVEL EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es 1s 2 2s.
  13. 13. El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s 2 2s 2 . La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será: NOTACIÓN DIAGRAMA ORBITAL CONVENCIONAL 1 1 1H 1s 2 2 2 He 1s 2 1s 2s 3 3 Li 1 2 1s 2s 4 4 Be 2 1s 2 5 5B 2s 2 2p 1 Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s 2 ; (K, L) significa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Por ejemplo , para el átomo
  14. 14. de sodio : 11 Na configuración total : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; configuración parcial : ( K,L) 3s 1 Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria : configuraci 11 Na [Ne] 3s 1 ón parcial configuraci 20 Ca [Ar] 4s 2 ón parcial • REGLA DE HUND Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el fósforo: y [Ne 15 [Ne n P ] ] o Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .
  15. 15. PERIODICIDAD QUÍMICA ż Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica • CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica: Hace su clasificación en grupos de Johann W. tres elementos con propiedades Dobeneiner: químicas similares, llamados triadas. Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra John que cada octavo elemento existía Newlands: repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos. Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Dimitri Estos se distribuyen en ocho grupos, Mendeleiev y de tal manera que aquellos de Lothar Meyer: propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo. • TABLA PERIÓDICA ACTUAL
  16. 16. En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos. quot; Las propiedades químicas de los Ley periódica: → elementos son función periódica de sus números atómicos quot; lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente. • ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida. La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides. Son buenos conductores del calor y la electricidad, son Metales: maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
  17. 17. Pobres conductores del calor y la electricidad, No no poseen brillo, no son Metales: maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido. poseen propiedades Metaloides intermedias entre : Metales y No Metales. • LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo. Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en Elementos s-p o p-s. El número del grupo representativos resulta de sumar los electrones : que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35 La distribución 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 electrónica 4s 2 3d 10 4p 5 correspondiente es: la cual en forma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ascendente es ; 3d 10 4s 2 4p 5 El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A. Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres: Grup Alcalinos
  18. 18. o IA: Grup Alcalinotérr o IIA eos Grup o Halógenos VIIA: Grup o Gases VIIIA nobles : Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al Elementos de penúltimo nivel de energía y el transición: subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente. EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47 La distribución 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 electrónica 3d 10 4p 5 4p 6 5s 2 4d 4 correspondiente es: la cual en forma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ascendente es ; 3d 10 4s 2 4p 6 4d 4 5s 2 El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.
  19. 19. Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada Elementos termina en f-s. Es de notar que la de tierras serie lantánida pertenece al raras: periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica. LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA • COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA: Radio atómico: Es una medida del tamań o del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos
  20. 20. átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda). El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período. Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
  21. 21. VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
  22. 22. MATERIA Y ENERGÍA La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, • PROPIEDADES DE LA MATERIA Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama
  23. 23. materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria. Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares. • Propiedades generales Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos: Es la cantidad de materia Masa = que posee un cuerpo. Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce Peso = la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro. Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un Extensión = lugar determinado en el espacio. Es la propiedad que dice que Impenetrabilida dos cuerpos no ocupan el d= mismo tiempo o el mismo espacio. Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de Inercia= reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o movimiento. Porosidad = Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas
  24. 24. entre ellas hay un espacio que se llama poro. Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el Elasticidad = cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. quot;limite de influenza quot; Esta propiedad demuestra Divisibilidad = que toda la materia se puede dividir. • Propiedades Especificas Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc. El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores. El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso. La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente . • CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
  25. 25. Es una mezcla de EJEMPLO Materia sustancias en más de una : mezcla heterogéne fase o que son físicamente de agua y o distinguibles. aceite. Material Constituido por una sola EJEMPLO homogéneo sustancia o por varias que : mezcla : se encuentran en una sola de sal y fase agua. Solución: Es un material homogéneo EJEMPLO constituido por más de una : las sustancia. Son gaseosas. transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los
  26. 26. mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos EJEMPLO Es un material homogéneo Sustancia : alcohol cuya composición química pura: (etanol) es invariable. EJEMPLO : Sustancia conformada por nitrógeno Elemento: una sola clase de átomos gaseoso (N2 ), la plata (Ag) EJEMPLO : dióxido Compuesto Sustancia conformada por de : varias clases de átomos carbono (CO2 ) • CAMBIOS DE LA MATERIA EJEMPLO : en la fusión del hielo, el agua pasa de estado Cambio que sufre la sólido a Cambio materia en su estado, líquido, físico: volumen o forma sin alterar pero su su composición. composici ón permanec e inalterada .
  27. 27. EJEMPLO: en la combustió n de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y Cambio en la naturaleza de Cambio H2O a la materia, variación en su químico: partir de composición celulosa, cambiand o la composici ón de la sustancia inicial. El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones Sólido, de presión y temperatura, Cambios liquido, modificando una de éstas de estado: gaseoso o variables o ambas, se plasma puede pasar la materia de un estado a otro.
  28. 28. CAMBIOS DE ESTADO CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES COMPRESIBILID No se pueden No se pueden Sí pueden AD comprimir comprimir comprimirse No se adaptan Se adaptan al Se adaptan al VOLUMEN al volumen del volumen del volumen del recipiente recipiente recipiente Vibración, GRADOS DE Vibración, Vibración rotación, LIBERTAD rotación traslación EXPANSIBILIDA No se No se Sí se expanden D expanden expanden • REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS
  29. 29. Símbolo : es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO: Al (aluminio) Molécula : se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto. Fórmula: Fórmula Fórmula de Fórmula Fórmula Fórmula empírica Lewis o química molecular estructural : o mínima electrónica: Es la Informa Expresa la Muestra el Representa representa sobre el composició ordenamie la molécula ción de un tipo de n real de nto incluyendo compuesto átomos un geométric todos los e indica la que compuesto oo electrones clase y la forman , indicando posición de valencia cantidad la el número que ocupa de los de átomos molécul de átomos cada átomos que a y la de cada átomo constituyen forman relación especie dentro de tes, estén o una mínima que forma la no molécula. en la la molécula. comprometi cual molécula. dos en Está estos se La fórmula enlaces. constituido combin molecular por el an. es un símbolo de múltiplo cada de la elemento empírica. presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de
  30. 30. átomos. EJEMP LO: EJEMPLO: La EJEMPLO: EJEMPLO: EJEMPLO: fórmula mínima Fe2 O3 del etano (C2 H 6 ) es CH3 • UNIDADES QUÍMICAS: Es el número de partículas igual al Mol: número de Avogadro Nùmero de 6.023 x 10 23 partículas Avogadro Peso Atómico: Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 10 23 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g 1MOL = 6.023 x 10 23 = peso atómico del elemento
  31. 31. Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12 C. Su tamań o extremadamente pequeń o es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10 -24 g 0 1.008 uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que: El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente, en consecuencia:
  32. 32. Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 10 23 moléculas = peso molecular (peso fórmula) Peso EJEMPLO: En un mol de H 2 SO 4 Molecular: (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 10 23 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así:: hidrógeno 2 x 1 = 2 azufre 1 x 32 = 32 oxígeno 4 x 16 = 64 Relación entre mol, peso molecular y número de partículas: • • DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES EJEMPLO: Determine la Fórmula Empírica y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un peso molecular de 180.2 g/mol . PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA:
  33. 33. Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son: C = 12.0, O = 16.0 y H = 1.0 El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento. # moles de C = 40/12.0 = 3.33 # moles de O = 53.3/16.0 = 3.33 # moles de H = 6.67/1.0 = 6.67 El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeń o . C = 3.33/3.33 = 1 O = 3.33/3.33 = 1 H = 6.67/3.33 = 2 Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeń o s y la fórmula empírica será : C1 H 2 O1 o bien, CH2 O. PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR: Para obtener la Fórmula Molecular, calculemos el peso de la Fórmula empírica: C = (12.0)x(1) = 12.0 H = (1.0)x(2) = 2.0 O = (16.0)x(1) = 16.0 Suma = 30.0 Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica 180/30 = 6
  34. 34. La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica: C6 H 12 O6 En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5 habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2 O5 EJEMPLO: • Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario). Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son: Peso Atómico = 137.3 g/mol (P. A.) del Bario Peso Atómico = 35.5 g/mol (P. A.) del Cloro Peso Fórmula (1) x (P. A. del Bario) + = del BaCl 2 (2) x (P. A. del Cloro) (1) x (137.3) + (2) x Peso Fórmula = (35.5) = 137.3 + 71 = del BaCl 2 208.3 EJEMPLO: • Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio? Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento: 27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio 125 gramos de Al ----- ? Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión;
  35. 35. EJEMPLO: • Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica. La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue : Peso del C= 85.63 g peso del H = 14.37 g La formula empírica es CH2 . La formula molecular puede ser CH2 , C2 H 4 , C3 H 6 , etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH2 . EJEMPLO: • Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1) La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los numero relativos de moles de átomos. Por tanto el calculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:
  36. 36. La formula empírica del sulfuro es FeS EJEMPLO: • Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 10 23 átomos de carbono, 2.888 x 10 24 átomos de hidrogeno y 4.816 x 10 23 átomos de oxígeno. La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 1023 Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C2 H 6 O • ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURAL EJEMPLO: • Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li
  37. 37. Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos: Dos electrones s, puesto que su configuración a) electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia. Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con b) su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia. Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración c) electrónica 1s2 2s2 2p4) d) Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1). EJEMPLO: • De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 , c) H 2 S. Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos. ( fórmula ( fórmula electrónica estructural) o de Lewis) a) b) c) ENERGÍA La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química. • EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA
  38. 38. 4.184 1 caloría = = 4.184 J joules 1 1000 kilocalor = = 1kcal calorías ía 1 1 joule = x 1 metro newton (unidad (unidad de de longitud) fuerza) 1 1 (1 1 =kilogra x metr xsegund newton mo o o) -2 1 1 (1 1 joule =kilogra x metr xsegund mo o2 o) -2 1 J = 1 kg m 2 s -2 Es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1º Caloría = C un gramo de agua. Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que Calor = los dos alcanzan igual temperatura. Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en Calor un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ específico = g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro. Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Temperatur Guardan la siguiente relación a= °C = 5/9 (°F – 32 ) °K = °C + 273 °F = 9/5 °C + 32
  39. 39. comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit Punto de 37 ebullición 3 del agua 100° K C 100° 212° Punto de F 27 = congelació 0°C 3 180° 32°F n del agua K -273 F Cero °C -460 0 absoluto °F K de Temperatu ra Celsius Kelvin Fahrenhei (centígrado (escala t ) absoluta) • LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA
  40. 40. En una reacción química ordinaria la PRIMERA (Ley de masa de todos los : Lavoisier) productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes (ley de la La energía no se crea ni SEGUND Termodinámi se destruye , solo se A: ca ) transforma. La materia y al energía pueden transformarse TERCERA ( Ley de mutuamente , pero la : Einstein ) suma total de la materia y la energía del universo es constante. NOMENCLATURA INORGÁNICA La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran numero de nombres que los identifican . En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto, a lo largo de los ań o s los químicos han diseń a do un sistema aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente . La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido y sal.
  41. 41. Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura inorgánica: ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha . Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica . Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del nú mero de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran nú mero de compuestos. REGLAS: 1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero. 2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1) 3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5. 4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1) 5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2) CATIONES Y ANIONES CATIONES ( iones positivos ) Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.
  42. 42. Ejemplos: Na + ion sodio Ca +2 , ion calcio Al+3 , ion aluminio Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo: +1 +2 Cu es cobre (I) y Cu es cobre ( II) EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así; a Cu +1 s e le denomina ion cupr oso y a Cu +2 ion cúpr ico ( II) ANIONES (iones negativos) Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue; Terminación del Terminación del ácido anión hídrico uro ico ato ito oso
  43. 43. FUNCIONES QUÍMICAS ÓXIDOS Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2 = siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno . ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos) Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional
  44. 44. para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal EJEMPLO: Li2 O = óxido CaO = óxido de litio de calcio Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación) EJEMPLO: CoO = óxido Co2 O3 = óxido cobaltoso cobaltico Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en espań o l: EJEMPLO: Co2 O = óxido de Co2 O3 = óxido de cobalto ( II) cobalto ( III) ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) Las combinacio nes del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos EJEMPLO: dióxido de SiO 2 = silicio dióxido de SeO 2 = selenio Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
  45. 45. EJEMPLO: ácido CO2 + H2O → H 2 CO3 carbónico oxido oxácid ácido o Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula EJEMPLOS: TeO2 = dióxido TeO3 = trióxido de telurio de telurio As2 O5 = As2 O3 = trióxido pentaóxido de de diarsenico diarsenico = monóxido 2Cl 2 + O2 → Cl2 O de dicloro oxido ácido Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia: EJEMPLO: TeO2 = oxido TeO3 = oxido teluroso telúrico Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre
  46. 46. paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico. EJEMPLO: = óxido de 2N 2 + 3O 2 → 2N 2 O3 nitrógeno (III) oxido ácido = óxido 2Cl 2 + O2 → hipocloro 2Cl 2 O so oxido ácido 2Cl = óxido + 7O 2 → 2 2Cl 2 O7 perclórico oxido ácido VER TABLA DE OXIDOS Y BASES BASES O HIDRÓXIDOS Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua EJEMPLO: = Na 2 + H2 O → hidróxido O 2NaOH de sodio = Al2 O 2Al(OH) hidróxido + 3H 2 O → 3 3 de aluminio
  47. 47. Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se ań a de al metal que lo forma, tantos iones OH - como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal. Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia EJEMPLO: Ni(OH)2 = hidróxido Ni (OH)3 = niquel oso hidróxido niquel ico VER TABLA DE OXIDOS Y BASES ÁCIDOS Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua : Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones, (H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos; (a) HIDRÁCIDOS Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII. EJEMPLOS: ácido H2S sulfhídrico ácido HI yodhídrico
  48. 48. ácido HBr bromhídrico ácido HF fluorhídrico ácido HCl clorhídrico RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H +, su solución acuosa se llama ácido EJEMPLO: HCl(g) + → HCL(ac) H 2 O(l) Cloruro de ácido hidroge clorhídrico no (b) OXÁCIDOS Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno , oxigeno y un no metal. EJEMPLO: = ácido PO3 + H2 O → H 3 PO3 fosforoso = ácido PO4 + H2 O → H 3 PO4 fosfórico Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen . La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es: ( HO)m XOn donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X VER TABLA DE ACIDOS
  49. 49. SALES Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como : BASE + SAL + → ÁCIDO AGUA EJEMPLO; OH C Na+ H → H2 O l NaCl + Se observa que el ácido dona un H + a cada OH- de la base para formar H 2 O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na +, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na +, se escribe primero y luego el no metálico, Cl- . También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H +) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas . • SALES NEUTRAS Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H +) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ; NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL ____ _ _ _ _ _ _ _hídric _______ o ____ _ _ _ _ _ _ _uro _______
  50. 50. hipo_____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _it hipo_____ _ _ _ _ _oso _____ o ____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ oso ____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ito ____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _at ____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ico o per_____ _ _ _ _ _ ______ per_____ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ico ato se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo FeCl2 = FeCl3 = cloruro ferroso cloruro férrico Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así; Ejemplo: FeCl2 = cloruro FeCl3 = cloruro de de hierro ( II) hierro (III) Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo; Ejemplo: LiI = Yoduro de Litio • SALES HALOIDEAS O HALUROS Se forman por la combinación de un hidrácido con u na base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del
  51. 51. ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal. EJEMPLO; Cu(OH) → CuCl + H2 O + HCl ácido cloruro clorhídrico cupr oso 2Fe(OH)3 Fe2 S + → + H2S 3 6H 2 O ácido sulfuro sulfhídrico férrico Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa : seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo; PS3 = PS5 = trisulfuro de pentasulfuro de fósforo fósforo VER TABLA SALES HALOIDEAS • OXISALES Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido por ito e ico por ato Ejemplo;
  52. 52. KOH + → KClO + H2O HClO hipoclori ácido to de hipocloroso sodio Al(OH)3 Al(NO3 )3 → + H2 O + HNO3 nitrato ácido de nítrico aluminio VER TABLA DE OXISALES • SALES ÁCIDAS Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical. EJEMPLO: NaOH → NaHCO3 + H2O + H 2 CO3 carbon ato ácido de ácido sodio carbón ico ( Bicarbo nato de sodio) • SALES BÁSICAS Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
  53. 53. EJEMPLO: CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II) Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal EJEMPLO: Cu(OH)2 + → CuOHNO3 + HNO3 H2O nitrato básico de ácido nitrico cobre (II) • SALES DOBLES Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos. EJEMPLO: Al(OH)3 + KOH KAl(SO4) + → + H 2 SO 4 H2O sulfato de aluminio y ácido potasio sulfur ico ( alumbre) PERÓXIDOS En el agua ordinaria, H 2 O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H 2 O2 , el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2 = se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
  54. 54. EJEMPLO: Na 2 O2 = Ba 2 O2 = peróxido peróxido de sodio de bario VER TABLA PEROXIDOS HIDRUROS La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1). Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas; 1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes. 2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8- 5 = 3 En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales EJEMPLO: hidruro NaH = de sodio NH3 = amoniaco hidruro CoH 3 = de cobalto PH3 = fosfina
  55. 55. ENLACE QUÍMICO Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula. • REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad. IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica. Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca +2 ion calcio, NH4 + ion amonio Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br - ion bromuro, ClO2- ion clorito EJEMPLOS: El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s Na 0 → Na + + 1e - 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 6 1 → 6 + 1e - 2p 3s 2p átomo de ion de sodio sodio
  56. 56. La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. este ion es una especie muy estable. Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo: Cl0 → 1e - + Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 → + 3s 2 3p 5 3s 2 3p 6 átomo de ion cloruro cloro • TIPOS DE ENLACES ENLAC Este enlace se E origina cuando se IÓNIC transfiere uno o EJEMPLO: O: varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los
  57. 57. elementos de los grupos VI y VII A.
  58. 58. Se presenta cuando se comparten uno o más pares de EJEMPLO: electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeń a . Se establece entre átomos con igual EJEMPLO: Enlace electronega covalen tividad. te Átomos del apolar: mismo elemento presentan este tipo de enlace. ENLAC Se E establece COVAL entre EJEMPLO: ENTE Enlace átomos con covalen electronega te tividades polar: próximas pero no iguales Se establece por compartició n de electrones EJEMPLO: Enlace entre dos covalen átomos te pero un coordin
  59. 59. ENLAC Los electrones que participan en él se mueven E libremente, a causa de la poca fuerza de atracción METÁL del núcleo sobre los electrones de su periferia. ICO Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará: Si la diferencia de se formará un electronegatividades es = enlace iónico mayor que 2. Si la diferencia de electronegatividades es el enlace formado = mayor que 0.5 y menor a será covalente polar 2.0 . Si la diferencia de el enlace será electronegatividades es =covalente puro (o no menor a 0.5 polar). EJEMPLOS: • Qué tipo de enlace se formará entre H y O? Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3.44 - 2.2 = 1.24 1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5. Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar. • Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3 .
  60. 60. Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia. (a) Los electrones de y con Cl la estructura de lewis valencia asociados con Be (3s2 3p5) será: (2s2) son: son: El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto. y con Cl la estructura (b) Los electrones de valencia (3s2 3p5) electrónica o de Lewis asociados con B (2s2 2p1) son: son: será El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto • Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl. Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia: El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble SOLUCIONES Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta
  61. 61. presente generalmente en pequeń a cantidad en pequeń a cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes. La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente. Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan : 1. Su composición química es variable. Las propiedades químicas de los componentes 2. de una solución no se alteran. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto 3. de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. • PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES SOLUCIÓ DISOLVEN SOLUT EJEMPL N TE O OS Gaseosa Gas Gas Aire Alcohol Liquida Liquido Liquido en agua O2 en Liquida Liquido Gas H2 O NaCl en Liquida Liquido Sólido H2 O • SOLUBILIDAD
  62. 62. La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. Factores que afectan la solubilidad: Los factores que afectan la solubilidad son: a) Superficie de contacto: La interacción soluto- solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto). b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose. d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional • MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes: a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
  63. 63. b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución. Xsto + Xste = 1 e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución. EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?
  64. 64. Previamente sabemos que: El peso masa de y molecular de 170 g =1 mol qu AgNO3 es: AgNO3 e 100 de H 2 0 equival 100 ml. 3 a cm en H2 0 Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H 2 O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m) EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m? Previamente sabemos que: El peso 170 g =masa de y molecular de 1 mol qu
  65. 65. AgNO3 es: AgNO3 e 100 de H 2 0 equival 100 gr. a cm 3 en H2 0 Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H 2 O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N? Previamente sabemos que: El peso masa de y molecular de 170 g =1 mol qu AgNO3 es: AgNO3 e 100 de H 2 0 equival a 100 gr.
  66. 66. cm 3 en H2 0 Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H 2 O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa. h) F ormalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos. • SOLUCIONES DE ELECTROLITOS Electrolitos: Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles. Electrolisis:
  67. 67. Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos. Al pasar la corriente eléctrica, las sale s , los ácidos y las bases se ionizan. EJEMPLOS: NaCl → Na + + Cl- CaSO → Ca +2 + SO 4 -2 4 HCl → H+ + Cl- AgNO → Ag+ + NO3 - 3 NaO → Na + + OH- H Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo. • PRODUCTO IÓNICO DEL H2O El H 2 O es un electrolito débil. Se disocia así: H2 O H+ + OH- La constante de equilibrio para la disociación del H 2 O es : El símbolo [ ] indica la concentración molar Keq = [H + ] + [OH- ]. [H 2 O] La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante. • Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro). En el agua pura el número de iones H + y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua
  68. 68. contiene una diez millonésima del numero H + e igual de OH-; esto se expresa como 10 -7 por tanto, la concentración molar de H + se expresa asi [H + ]= 10 -7 moles /litro y [OH- ] = 10- 7; entonces ; [H 2 O] = 10 -7 moles / litro [H 2 O] = 10 -14 moles/litro. Si se conoce la concentración de uno de los iones del H 2 O se puede calcular la del otro. EJEMPLO: • Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H + sea de 1 x 10 4 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H 2 O: [H + [OH-] 10 -14 de [H 2 O] = ] = donde Si se ań a de una base (NaOH) al H 2 O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10 -5 ); se puede calcular la concentración de iones H +. [H + [OH-] 10 -14 de [H 2 O] = ] = donde; -14 10 ; [H + ]10 -5 = entonces; • POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H + expresado en moles por litro Escala de pH;
  69. 69. El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura lo Log Log g 0 + 1.0 x + = 1.0 10 7 = 7 10 7 7 el pH del agua es 7 EJEMPLO: • Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl? Log 5 + log 10 2 = 0.7 + 2 = 2.7 Respuesta: el pH de la solución es de 2.7 • INDICADORES Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO Fenoftaleina incoloro rojo Tornasol rojo azul Rojo congo azul rojo Alizarina amarillo rojo naranja
  70. 70. COLOIDES los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamań o mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 A º se llaman micelas). Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio. Clase de coloides según el estado físico FASE MEDIO NOMBRE EJEMPLOS DISPER DISPERSAN SA TE Aerosol Polvo en el aire Sólido Gas sólido Gelatinas, tinta, Geles Sólido Liquido clara de huevo Aerosol Niebla Liquido Gas liquido Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido Emulsión Pinturas, queso Liquido Sólido sólida Nubes, Espuma Gas Liquido esquemas Espuma Piedra pómez Gas Sólido sólida • PROPIEDADES DE LOS COLOIDES Las propiedades de los coloides son : • Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio. • Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan
  71. 71. a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias. • Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamań o pequeń o de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía. • Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis. REACCIONES QUÍMICAS La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio. • REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras . EJEMPLO: El H 2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H 2 O. las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos. • LA ECUACIÓN QUÍMICA En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. HC + NaO →Na +
  72. 72. H l reactiv H Cl product 2 O os os características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) ) 2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO: → 6CO 6H 2 C6 H 12 O 6O + 2 O luz 6 + 2 solar 3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen EJEMPLO: 2H 2 O 136 2H (g) + O2(g) → (l) + kcal 5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción; EJEMPLO: KCl KC O + O3 l 2 • TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos
  73. 73. y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: EXPLICACI NOMBRE EJEMPLO ÓN Es aquella 2CaO ( donde dos o s) más + H 2 O(l) Composición o sustancias síntesis se unen → para formar Ca(O un solo H)2(ac) producto 2HgO Ocurre (s) cuando un → Descomposició átomo 2Hg (l) n o análisis sustituye a + otro en una O2(g) molécula : H2S O4 (ac) + En ella un 2Na ácido OH(ac reacciona ) con una Neutralización base para → formar una sal y Na 2 S desprender O4(ac) agua. + 2H 2 O(l)
  74. 74. CuSO 4 + Fe Un átomo sustituye a → Desplazamiento otro en una FeSO molécula 4 + Cu K2 S + Se realiza por MgS intercambio O4 Intercambio o de átomos doble → entre las desplazamiento sustancias K2 SO que se 4 relacionan + MgS Sin Se presenta Reacciones de doble desplazamiento transferencia solamente de electrones una redistribuci ón de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de
  75. 75. electrones. Hay cambio en el número de oxidación Con de algunos transferencia átomos en Reacciones de síntesis, de electrones los descomposición, desplazamiento (REDOX) reactivos con respecto a los productos. 2Na H Es aquella que necesita el suministro 2Na( Reacción s) de calor endotérmica para + llevarse a cabo. H 2 (g)

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