quimicaguias

EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA

MODELOS Y CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO

1.- Parte más pequeña que conserva las propiedades del elemento que representa

a) Átomob) Protónc) Neutrónd) Electróne) Molécula

2.- Mencionó que los átomos son pequeñas esferas sólidas

a) Daltonb) Rutherfordc) Borod) Tompsone) Boyle

3.- Descubrió la carga eléctrica positiva del átomo

a) Daltonb) Rutherfordc) Borod) Tompsone) Boyle

4.- El número de cargas positivas de un átomo representa

a) Número de masab) Isótoposc) Valenciad) Número atómicoe) Electropositividad

5.- Carga eléctrica negativa del átomo

a) Protónb) Neutrónc) Electrón d) Porsitróne) Neutrino

6.- Carga eléctrica positiva del átomo

a) Protónb) Neutrónc) Electrónd) Neutino

e) Nucleones

7.- La masa atómica se obtiene mediante

a) El número de electronesb) El número de protonesc) El número de nucleonesd) Los electrones de valenciae) La suma de protones y electrones

8.- Máximo número de órbitas que tienen los átomos más grandes

a) 6b) 5c) 8d) 7e) 4

9.- El oxígeno pertenece a la familia de los

a) Alcalinosb) Alcalino-térreosc) Electronegatividadd) Calcógenose) Anfóteros

10.- Es una medida relativa del poder de atracción entre los electrones para formar un compuesto

a) Afinidad electrónicab) Valenciac) Electronegatividadd) Isótopoe) Oxidación

11.- Elemento que presenta alotropía

a) Flúorb) Hidrógenoc) Fósforod) Cloroe) Nitrógeno

12.- Un alótropo del carbón es:

a) Grafitob) Monocíclicoc) Cuarzod) Pedernale) Ozono

13.- Los elementos del grupo l –A se caracterizan por:

a) Tener una órbitab) Tener un electrón en la última órbitac) Tener un protónd) Tener un nivel de energíae) Tener valencia-1

14.- Los elementos están ordenados en la tabla periódica en base a sus:

a) Número de atómicosb) Propiedadesc) Masas atómicasd) Valenciae) Electrones de la última órbita

15.- El grupo de los alcalino-térreos esta representado por el grupo

a) I-Ab) II-Ac) IV-Ad) VII-Ae) III-B

16.- La serie de los latánidos ocupa el periodo:

a) 3b) 2c) 9d) 5e) 6

17.- EL calcio es un:

a) Metalb) No metalc) Gas inerted) Metalidee) Halógeno

18.- El símbolo de la plata, mercurio y estroncio está representado en:

a) Hg, Sb, Agb) Ag, Sr, Mrc) Hg, Sr, Agd) Ag, Er, Hbe) Au, K, Cl

19.- Un metal combinado con el oxígeno forma un:

a) Óxidob) Anhídridoc) Ácidod) Oxiácidoe) Oxisal

20.- La siguiente formula Ca(OH)2 representa un:

a) Óxidob) Ácidoc) Iónd) Hidróxidoe) Anhídrido

21.- Formula de Bicarbonato de sodio

a) Na (CO)3

b) NaCO3

c) NaCO3

d) Hidrógenoe) NaHCO3

22.- Las oxisales se caracterizan por tener:

a) Oxígenob) Metalc) No metald) Hidrógenoe) Hidróxido

23.- La reacción entre un ácido y un hidróxido produce:

a) Sal + aguab) Sal + anhídridoc) Anhídrido + oxígenod) Sale) Base

24.- Formula del anhídrido carbónico

a) H2CO4b) CO2

c) HCO2

d) HCO3

e) CO

25.- Ejemplo de un indicador:

a) Mercurio

b) Fenolftaleinac) Hidróxidod) Ácidoe) Hidrocarburo

26.- Fuerzas que mantienen unidos a los átomos de un compuesto

a) Valenciab) Electropositividadc) Afinidadd) Enlacee) Ion

27.- Los enlaces iónicos son también llamados

a) Mixtob) No polarc) Coordinadod) Metálicoe) Electrovalente

28.- En la fórmula H + +Cl-,el H es:

a) Aniónb) Catiónc) Radicald) Triviale) Electronegativo

29.- El siguiente esquema representa:

a) Enlace iónicob) Enlace covalentec) Regla de octetod) Oxidacióne) Reducción

30.- Representación matemática de una reacción química

a) Fórmula químicab) Velocidad de reacciónc) Moléculad) Ecuación químicae) Ionización

31.- Es una reacción exotérmica

a) Se requiere calorb) Velocidad de reacción

N F HN F H

c) Moléculad) Ecuación químicae) Ionización

32.- El coeficiente del H2 en la siguiente reacción P2 +H2 PH3 es:

a) 1b) 5c) 2d) 3e) Ninguno

33.- En la siguiente fórmula qué representa el número 2: 2AI (OH)3

a) 2 átomosb) 2 moléculasc) 2 partículasd) 2 sustanciase) 2 equivalentes

34.- “Volúmenes iguales de gases diferentes en CNPT contienen el mismo número de moléculas” corresponde a:

a) Ley de Boyleb) Ley general del estado gaseosoc) Ley de Avogadrod) Ley Periódicae) Mol

35.- El numero de Avogadro es:

a) 6.023x1023b) 6.67x10-11c) 9x109d) 22.4e) 0.082

36.- Masa molecular expresada en gramos:

a) Moléculab) Masa atómicac) Número atómicod) Mole) Molalidad

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

QUÍMICA: Ciencia que estudia la composición y estructura de la materia, es decir, las transformaciones de la materia y la energía. El estudio de la Química se divide en:

CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO

La química sienta sus bases en el conocimiento de átomo, por lo que es necesario establecer los conceptos básicos sobre la estructura química.

QUÍMICA

QUÍMICA GENERAL QUÍMICA DESCRIPTIVA

FÍSICO-QUÍMICA

BIOQUÍMICAGEOQUÍMICA

QUÍMICA NUCLEARRADIOQUÍMICA

QUÍMICA CUÁNTICA

METALES NO METALES

INORGANICA ORGANICA

CÍCLICA ACÍCLICA

QUÍMICA

QUÍMICA GENERAL QUÍMICA DESCRIPTIVA

FÍSICO-QUÍMICA

BIOQUÍMICAGEOQUÍMICA

QUÍMICA NUCLEARRADIOQUÍMICA

QUÍMICA CUÁNTICA

METALES NO METALES

INORGANICA ORGANICA

CÍCLICA ACÍCLICA

Nucleones

Protón (p+)

Neutron (p+)

+

+

-

Electrón (e-)

Núcleo

Orbita

Nucleones

Protón (p+)

Neutron (p+)

+

+

-

Electrón (e-)

Núcleo

Orbita

El átomo es la partícula más pequeña en que se divide un elemento conservando sus propiedades y características físicas y químicas. Está formado por tres partículas fundamentales: Protón, neutrón y electrón.

El núcleo es la parte central del átomo donde se encuentra el mayor porcentaje de masa, allí podemos localizar a los protones y neutrones.

El protón es la unidad de carga eléctrica positiva (p +), con una masa aproximada de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), es 1840 veces más pesado que el electrón.Los protones fueron descubiertos por Rutherford su masa equivale a 1.7 x 10-24g.

El neutrón es una partícula neutra (n 0), no tiene carga porque está formado por un protón y un electrón (carga negativa). Su masa es ligeramente mayor a la del protón, ésta es 1x10-24g.

El neutrón es una partícula positiva (p +), con una masa aproximada de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), es 1840 veces más pesado que el electrón.Los protones fueron descubiertos por Rutherford su masa es ligeramente mayor a la del protón, ésta es 1x10-24g.

El electrón es la unidad de carga eléctrica negativa (e -) que neutraliza a la del protón aunque éste posea una masa 1840 veces mayor. La masa electrón es de 91x10-28g. Los electrones se localizan girando alrededor del núcleo en zonas llamadas orbítales. Giran a cierta distancia, formando sitios vacíos y con energía determinada; dentro de una serie de regiones espacio energéticas de manifestación pirobalística energética conocida como (REEMPLE). LA REEMPLE fue descubierta en 1906 por Robert Millikan, aunque se argumenta que Thompson realizó este descubrimiento en 1879.

Los átomos son eléctricamente neutros puesto que la cantidad de cargas positivas (protones) negativas (electrones) son iguales.

Número atómico: Es el número de protones (p +) que tienen un átomo, se simboliza con la letra Z. El número atómico identifica a cada elemento porque cada uno tiene diferente número de protones.

Número de masa: Es la suma de protones y neutrones de un átomo, también podemos decir que es el número de nucleones de átomo.

Masa atómica = Protones + Neutrones

Isótopos: Son átomos de un mismo elemento pero que tiene diferente número de masa. Por ejemplo, el Hidrógeno, presenta dos variedades naturales del él mismo, las cuales son el Deuterio y el Tritio. Los 3 átomos tienen número atómico 1, es decir, un protón, pero su número de masa es 1, 2 y 3 respectivamente.

1 +1 +1 +

1 +2 +

HIDRÓGEN0 DEUTERIO TRITIO

1 +1 +1 +1 +

1 +2 +

HIDRÓGEN0 DEUTERIO TRITIO

Masa atómica: Es la suma promedio de los isótopos que existen en la naturaleza comparada con el C12 (carbón 12) que se toma como unidad por ser el elemento más estable. Por ejemplo, el cloro tiene 17 protones, por lo que su número de masas es 34 pero su masa atómica es 35.453 por la suma promedio de sus isótopos naturales.La masa atómica es el número que aparece en la tabla periódica como patrón internacional para definir las masas atómicas, moleculares y el mol. El isótopo C6

12 del carbono que tiene una vida media de 5 a 6 millones de años, sirvió para dar un número más aproximado a la unidad en las masas atómicas.

En ocasiones el número de masa se considera igual a la masa atómica aunque sean deferentes.

MODELOS ATÓMICOS

Modelo Atómico de Dalton

Dalton propuso que los átomos eran pequeñas esferitas sólidas que se unían por medio de una fuerza de atracción. Su aportación más importante son los Postulados de la Teoría Atómica:

a) Los elementos están constituidos por partículas mínimas, indivisibles e indestructibles llamados átomos.

b) Los átomos de cualquier elemento tienen las mismas propiedades y la misma masa.c) Los átomos de elementos distintos tienen propiedades y masas distintas.d) Al combinarse para formar compuestos, los átomos de elementos diferentes lo

hacen en relaciones de números pequeños enteros.

El la actualidad sabemos que estos postulados no son totalmente ciertos, puesto que los átomos si son divisibles y destructibles por estar formados por numerosos partículas subatómicas.

Modelos Atómicos de Rutherford

Rutherford sostuvo que los átomos tenían un núcleo con carga eléctrica positiva que concentraba la mayor parte de toda la masa. Esto lo concluyó al experimentar la dispersión de las partículas alfa haciéndolas chocar contra una lámina de oro muy delgada, observando que algunas partículas rebotaban como si chocaran con algo.

Modelo atómico de Böhr

Niels Böhr explicó que el átomo tenía una distribución parecida al sistema solar, esto es, el núcleo actúa como centro del átomo y los electrones giraban alrededor de él, siguiendo el mismo camino (orbitales).Los orbitales son los niveles de energía y los numeró de dentro hacia fuera representándolos con letras mayúsculas.

Orbitales

n=1-Kn=2-Ln=3-Mn=4-Nn=5-On=6-Pn=7-Q

De acuerdo a Böhr, los electrones podían absorber o emitir un cuanto de energía produciendo un espectro visible si se trataba de un elemento ligero o en forma de rayos X si era un elemento pesado; mientras no absorbieran o emitieran energía, los electrones seguían girando en la misma órbita.

Böhr dedujo que un electrón absorbía energía saltando a un nivel superior, por ejemplo, del nivel 1 podía pasar al nivel. Y que al desprender energía, lo hacía en forma de luz fotón de energía y baja a otro nivel.

Este modelo ha perdurado porque proporciona los conceptos mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los átomos y moléculas. El modelo y la teoría de Böhr se sustentan en tres fundamentos:

a) Conceptos de estados estacionarios de energía del electrón (Böhr) Normalmente los electrones se encuentran en nivel de mínima energía o estado basal pero pueden absorber energía, pasando a un nivel superior o estado excitado, éste último lugar es inestable y al regresar a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.

b) Naturaleza dual de la masa (De Broglie). La masa y la luz tienen características de partícula y onda.

c) Principio de incertidumbre (Heisenberg) Este principio surgió como consecuencia de la dualidad de la naturaleza del electrón. Heisenberg mencionó que era imposible en un momento determinado establecer la posición y velocidad del electrón en un nivel energético.

La teoría atómica de Böhr y las modificaciones que se le hicieron posteriormente se basan el la teoría de Plank y en los espectros ópticos que para él suponían la confirmación de la estructura del átomo.

Espectroscopia. Estudia los métodos para determinar la excitación energética que ocurre al someter una sustancia a una intensidad luminosa.Los materiales excitados emiten luz de longitud de onda definida llamada espectro. Mediante la espectroscopia se ha llegado a las siguientes conclusiones:

a) Las líneas oscuras son espectros de absorciónb) Las líneas brillantes son espectros de emisiónc) Cada elemento químico tiene un espectro de emisión y de absorción bien definido y

distintivo.

d) Cada elemento produce su patrón de líneas, llamado espectro de líneas.e) La energía emitida por un gas incandescente produce líneas de color con un

espectro de emisión.f) El mismo gas, cuando absorbe energía produce un espectro de absorción.

La teoría de Böhr tiene limitantes porque el espectro de absorción o emisión lo hizo con hidrógeno y no podía explicar lo que sucedía con los otros elementos por el desconocimiento de los subniveles de energía.Rydberg dedujo que cada uno de los niveles de energía puede tener un número máximo de electrones que se obtienen con la ecuación 2n2, en donde “n” equivale al número de nivel.

Nivel No. Máx. e- 2n2

K-1 2 2 (1)2=2L-2 8 2 (2)2=8M-3 18 2 (3)2=18N-4 32 2 (4)2=32O-5 32 2 (5)2=32P-6 18 2 (6)2=18Q-7 8 2 (7)2=8

A partir del nivel 5, el número de electrones se repite por tener la misma estructura.

Sommerfiel

Introduce los conceptos de orbitales elípticos y los subniveles de energía, apoyándose en los trabajos Dr Broglie al señalar la dualidad onda-partícula de la materia.

Schrödinger

Con ayuda de la idea de los niveles de energía de Böhr, el comportamiento ondulatorio del electrón de De Broglie y la inexactitud de la posición del electrón de Heisenberg, consideró que sólo podía comprobarlas si el electrón se encontraba en una determinada región del espacio. Por ello propuso un modelo en el cual el electrón es considerado una onda que viaja en determinados niveles energéticos en forma probabilística (REEMPE).

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

DiracDe la ecuación de Shrödinger se derivan los cuatro parámetros cuánticos: n, l, m, y s formándose un modelo más, el de Dirac, que consta de un núcleo y los electrones que giran alrededor de él en una atmósfera electrónica.Los electrones circulan por niveles y subniveles de energía, estos subniveles se representan con las letras s, p, d y f.

Los números cuánticos expresan periocidad química mediante el concepto de impulso que relaciona a la materia, la energía, el espacio y el tiempo.Este modelo proporcionó un acomodo de los electrones en orden creciente de los números atómicos (z).

Números Cuánticos: Son el resultado de la ecuación de Shrödinger y la tabulación de ellos nos indica la zona atómica donde es probable encontrar un electrón.

Número Cuántico Principal: (n) Se refiere al nivel energético principal donde se localiza el electrón. También indica la energía de los niveles dentro del átomo. N = (1, 2, 3, 4, 5, 6, ó 7).Número Cuántico Secundarios: ( ) Determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo e indica el tiempo de subnivel donde se localiza el electrón y nos da la forma de la nube electrónica.

= 0 si el nivel es s= 1 si el subnivel es p= 2 si el subnivel es d= 3 si en subnivel es f

Número Cuántico Magnético: (m) . Representa la orientación especial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos cuando están sometidos en un campo magnético. Los subniveles energéticos están formados por orbitales (REEMPE), es decir, la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.

El número de electrones por subnivel depende del valor de éste y se determina por la relación: (2 +1) que puede ser desde - hasta + , pasando por cero.

En el subnivel s ( =0), hay un solo orbital al que m da el valor de 0

En el subnivel p ( =1), hay tres orbitales a los que m da los valores de: -1, 0 y +1, respectivamente.

En el subnivel d ( =2), hay cinco orbitales a los que m da valores de: -2, -1, 0. +1 y +2, respectivamente.

En el subnivel f ( =3), hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2, y +3, respectivamente.

s0s0

p-1

p0

p+1

p-1

p0

p+1

d-2

d-1

d0

d+1

d+2

d-2

d-1

d0

d+1

d+2

f-3

f2

f-1

f0

f+1

f+2

f+3

f-3

f2

f-1

f0

f+1

f+2

f+3

Número Cuántico Spin (s). Indica el campo eléctrico generado por el electrón al rotar, que sólo puede tener dos direcciones identificadas como +1/2 ó -1/2, En cada orbital puede haber como máximo dos electrones, uno con giro positivo y otro con giro negativo.

“n”(nivel)

1 2 3 4

“ ”(Subnivel)

0s

0s

1p

0s

1p

2p

os 1p

2d

3f

“m”(orbita)

0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2-1 0 +1 +2 0 -1 0 +1 -2-1 0 +1 +2 -3-2-1 0 +1+2+3

“ms”(spin)-1/2=-1/2=

2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

2 8 18 32

Gracias a los siguientes principios es posible conocer la configuración electrónica de un átomo en estado basal, en la cual se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel energético.

A) Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo nunca pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales”, es decir, en un orbital puede hacer hasta dos electrones pero con spin opuesto.

Electrón Diferencial: es el electrón que hace posible identificar un elemento químico de otro próximo, por lo que la actividad química de un elemento será determinada por los electrones que existan en la configuración electrónica externa.

B) Principio de Identificación Progresiva o Regla de Auf-bau: “Cada electrón añadido a un átomo ocupará el orbital disponible de menor energía”.Los orbitales se estructuran comenzando por el de menor energía; llenado este subnivel, empieza a llenarse el siguiente, con energía mayor.

1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p Energía

Valores totalesde n, , m y s

Los esquemas muestran el orden en que se van llevando los subniveles en las configuraciones eléctricas.

1s

2s

3s

2p

4s

3p

5s

4p

6s

5p

7s

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

1s

2s

3s

2p

4s

3p

5s

4p

6s

5p

7s

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

6d 5f

6p 5d 4f

4d5p

3d

3p

4p

2p

7s

6s

5s

4s

3s

2s

1s

6d 5f

6p 5d 4f

4d5p

3d

3p

4p

2p

6d 5f

6p 5d 4f

4d5p

3d

3p

4p

2p

7s

6s

5s

4s

3s

2s

1s

Los electrones de la configuración electrónica externa (último nivel) son los de mayor importancia para efectuar los cambios químicos, como la formación de iones, enlaces y reactividad.

C) Principio de Máxima Sencillez o multiplicidad o Regla de Hund: “Dentro de un subnivel los primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen spines paralelos”. Esto es, los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contiene la misma energía, cuando se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el mismo orden. El apareamiento de electrones sólo ocurre debido a la ausencia de un orbital vacío en el mismo subnivel.

Configuración electrónica de los elementos

1 2 3 4 5 6 7Z Elemento s s p s p d s p d f s p d f s p d s1234567891011121314151617181920212223242526272829303132333435363738394041424344454647484950515253

HHeLiBeBCNOF

NeNaMgAlSiPSClArK

CaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeL

12222222222222222222222222222222222222222222222222222

122 12 22 32 42 52 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 6

122 12 22 32 42 52 62 62 62 6 12 6 22 6 32 6 42 6 52 6 62 6 72 6 82 6 102 6 102 6 10 2 6 102 6 10 2 6 10 2 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 10 2 6 10

12222122 12 22 32 42 52 62 62 62 6 12 6 22 6 32 6 42 6 52 6 72 6 82 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 10

122211211

122 12 22 32 42 5

1 2 3 4 5 6 7Z Elemento s s p s p d s p d f s p d f s p d s54555657585960616263646566676869707172737475767778798081828384858687888990919293949596979899100101102103104105

XeCsBaLaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLuHfTaWReOsIrPtAuHgTiPbBiPoAtRnFrRaAcThPaU

NpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLrKuHn

2222222222222222222222222222222222222222222222222222

2 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 62 6

2 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 10

2 6 102 6 102 6 102 6 10 2 6 10 12 6 10 22 6 10 32 6 10 42 6 10 52 6 10 62 6 10 72 6 10 72 6 10 92 6 10 102 6 10 112 6 10 122 6 10 132 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 142 6 10 14

2 62 62 62 6 12 6 12 62 62 62 62 62 6 12 62 62 62 62 62 62 6 12 6 22 6 32 6 42 6 52 6 62 6 72 6 92 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 102 6 10 22 6 10 32 6 10 42 6 10 62 6 10 72 6 10 72 6 10 82 6 10 92 6 10 102 6 10 112 6 10 122 6 10 132 6 10 142 6 10 142 6 10 14

122222222222222222222222222 12 22 32 42 52 62 62 62 6 12 6 22 6 1 2 6 12 6 12 62 62 6 12 6 12 6 12 6 12 6 12 6 12 6 12 6 12 6 22 6 3

1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 22? 2?2?2?2?2?2?2?

EJERCICIO

I. Anota en el paréntesis la letra que completa correctamente el enunciado.

( ) 1.- El mayor porcentaje de masa se concentra en…. a) Protón( ) 2.- Partícula más pequeña en la que se divide un elemento… b) Química( ) 3.- Unidad de carga positiva… c) Nucleones( ) 4.- Descubrió los protones d) Dalton( ) 5.- Ciencia que estudia la composición y estructura de la materia e) Rutherford ( ) 6.- Partícula con carga eléctrica negativa… f) Bioquímica( ) 7.- Los protones y neutrones se conocen es… g) Núcleo( ) 8.- La suma de los protones y neutrones es… h) Número atómico( ) 9.- Con la letra Z se representa al…. I) Átomo( ) 10.- Propuso los postulados de la teoría atómica, además de j) Bohr expresar que los átomos eran esferas sólidas pequeñas K) Número de masa L) Electrón

II.- Completa el siguiente cuadro

NIVEL SUBNIVELES NO. MÁX. E--1-2-3-4

0 -5 32-6 s p d-7

III.- Completa los siguientes enunciados.

1.- Bohr explicó que el átomo parecía un pequeño _____________________________en miniatura, además, concluyó que el electrón desprendía luz llamada ________________cuando pasaba de un nivel superior a un inferior.

2.- El principio de ____________________ propuesto por Heisenberg dice que es imposible establecer la posición y velocidad de un ______________________en un momento determinado.

3.- La __________________________estudia métodos para determinar la excitación energética en los electrones de un átomo.

IV.- Contesta las siguientes preguntas.

1.- ¿Cuál fue la aportación de Sommerfield a la química?___________________________________________________________________________________________________

2.- ¿Quién propuso los parámetros cuánticos?___________________________________________________________________________________________________________3.- ¿Cuáles son los parámetros cuánticos? ?___________________________________________________________________________________________________________

4.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede estar en cada subnivel de energía? ?_______________________________________________________________________________________________________________________________________

5.- ¿Qué determina cada uno de los parámetros cuánticos?

n: ______________________________________________________________________: _____________________________________________________________________

m: _____________________________________________________________________s:______________________________________________________________________

6.- ¿Qué es el electrón diferencial?____________________________________________________________________________________________________________________

V. Anota falso (F) o verdadero (v) según corresponda:

-La regla de Auf-Bau dice “Cada electrón añadido ocupará el orbital disponible de menor energía”………………………………………………………………………………………( )

-El Principio de máxima Sencillez explica que “Dentro de un subnivel, los electrones van ocupando los orbitales en forma separada”……………………………………………..( )

-La configuración electrónica del cloro es: 1s2, 2s2, 2p6, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 ……… .( )

-Los números cuánticos de oro son: n= 5, =2, m=+1, s= -1/2……………………….( )

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Tabla Periódica

El ruso Dimitri Mendeleev y el alemán Julio Lotear Meyer trabajando por separado, llegaron a ordenar los elementos químicos, basándose en sus propiedades físicas y químicas de . Sostenían que: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos”. Mendeleev ordenó los 63 elementos conocidos en su época y predijo las propiedades de otros 10 elementos confirmados posteriormente con su descubrimiento.

La tabla periódica larga fue propuesta por Alfred Warner y Henry Moseley fue quien propuso que para la orden de los elementos fuera el número atómico y no el peso atómico; enunciando la Ley Periódica: “las propiedades de los elementos y de sus compuestos son funciones periódicas de número atómico de los elementos”.

La clasificación más reciente es la cuántica, que resulta de la repetición periódica de la misma configuración electrónica externa.

La tabla periódica larga de Warner clasifica a los 109 elementos en dos grupos, uno A y otro B. Los del grupo A se llaman representativos y los grupo B de tracción. Los grupos A y B están a su vez, subdivididos en 8 grupos o familias, identificados con un número romano, estos grupos se leen verticalmente.

En los grupos A, el número de grupo identifica el número de electrones que tienen esos elementos en su última órbita. Por ejemplo, el oxígeno pertenece al grupo VI-A por tener seis electrones en la última órbita; esto so sucede con los del grupo B.

Grupo I-A Metales Alcalinos (excepto H)Grupo II-A Metales Alcalino térreosGrupo III-A Familia de Boro o AnfóterosGrupo IV-A Familia del carbonoGrupo V-A Familia del NitrógenoGrupo VI-A Familia del Oxígeno o CalcógenosGrupo VII-A Familia de los Halógenos (Formadores de sales)Grupo VIII-A Gases Nobles, Raros o Inertes (sin actividad)

Grupos

A Familias I al VI I I

B Familias I al VI I I

Grupos

A Familias I al VI I I

B Familias I al VI I I

La valencia es la capacidad de combinación que tiene el átomo de cada elemento y cosiste en el número de electrones que puede aceptar o donar en su último nivel de energía.

Algunos elementos presentan dos o más valencias debido a que su capacidad de combinación les permite perder o ganar electrones en diferente cantidad o dependiendo del elemento con el que El número de grupo de la valencia.

Grupo I II III IV V VI VII VIIIValencia* +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0

Símbolo Estado de Oxidación




H +1 -1 Ti +4 +3 Zr +4 Hf +4

Li +1 V +5 +4 +3 +2 Nb +5 +3 Ta +5

Be +2 Cr +6 +3 +2 Mo +6 +5 +4 +3 +2 W +6 +5 +4 +3

B +3 Mn +7 +6 +4 +2 +3 Tc +7 Re +7 +6 +4 +2 -1

C +4 -4 +2 Fe +2 +3 Ru +2 +3 +4 +6 Os +2 +3 +4 +6

N -3 +3 +5 +4 +2 +1 Co +2 +3 Rñ +2 +3 +4 Ir +2 +3 +4 +6

O -2 +2 -1 Ni +2 +3 Pd +2 +4 Pt +2 +4

F -1 Cu +1 +2 Ag +1 Au +1 +3

Na +1 Zn +2 Cd +2 Hg +1 +2

Mg +2 Ga +3 In +3 TI +3 +1

Al +3 Ge +4 Sn +4 +2 Pb +4 +2

Si +4 As -3 +3 +5 Sb -3 +3 +5 Bi +3 +5

P -3 +3 +5 Se -2 +4 +6 Te -2 +4 +6 Po +2 +4

S -2 +2 +4 +6 Br -1 +1 +5 I -1 +5 +7 +1 At -1 +1 +3 +5

Cl -1 +1 +3 +5 +7 Rb +1 Cs +1 Fr +1

K +1 Sr +2 Ba +2 Ra +2

Ca +2 Y +3 La +3 Ac +3

Sc +3

Afinidad electrónica.- Se presenta cuando un elemento es estado gaseoso capta en electrón y hay variación de energía, la afinidad electrónica es mayor para los no metales.

Electronegatividad. Es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo cuando forma parte de un enlace químico, siendo el flúor el más electronegativo (4.0), y el francio el más electropositivo (0.7)

Los elementos también están ordenados en renglones llamados periodos los cuales nos indican el número de órbitas que tienen el átomo del elemento, siendo en total siete.

La periodicidad mostrada en la colocación de los elementos dentro de la tabla coincide con su estructura electrónica, dando lugar a la identificación de las características físicas y químicas.

Otra organización en la tabla periódica es la de Metales y no Metales.

Propiedad de los metales

Poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones. Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que

son líquidos Presentan aspecto y brillo metálicos Son buenos conductores del calor y la electricidad Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos Se oxidan por pérdida de electrones Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse con el

oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el agua forman hidróxidos Los elementos alcalinos son los más activos

Propiedades generales de los no-metales

Tienen tendencia a ganar electrones Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones Se presentan en los tres estados físico de agregación No posee aspecto ni brillo metálico Son malos conductores de calor y la electricidad No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces Se reducen por ganancia de electrones

TIIr

Ge

IA IIA

Metales Ligeros

IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB

VIIB

IIIA IVA VA VIA VIIAMetales de transición

No metales

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Sc

Y

Lu

Lr

Ti

Zr

Hf

Ku Hn

Ta

Nb

V Cr

Mo

W

Mn

Tc

Re

Fe

Ru

Os

Co

Rh

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn

Cd

Hg

B

Al

Ga

In

Si

C

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Serie de los lantánidosSerie de los actínidos

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa u Np Pu Am Cm Bk Cf Fm Md No No

TIIr

Ge

IA IIA

Metales Ligeros


VIIB


No metales

TIIr

Ge

IA IIA

Metales Ligeros


VIIB


No metales

H

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Sc

Y

Lu

Lr

Ti

Zr

Hf

Ku Hn

Ta

Nb

V Cr

Mo

W

Mn

Tc

Re

Fe

Ru

Os

Co

Rh

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn

Cd

Hg

B

Al

Ga

In

Si

C

Sn

Pb

N

P

As

Sb

Bi

O

S

Se

Te

Po

F

Cl

Br

I

At

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn







Su molécula está formada por dos o más átomos Al unirse con el oxígeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el agua,

forman oxiácidos Los halógenos y el oxígeno son los más activos Varios no-metales presentan alotropía

Alotropía se presenta cuando un elemento existe en dos o más formas bajo el mismo estado físicos de agregación, esto sólo se presenta en los no-metales.

Ejemplos:

ELEMENTO ABREVIATURA ALÓTROPOSCarbón C Diamante(cristal duro) y gráfico (sólido amorfo)Azufre S Monoclínico, róbico, triclínico, plástico (toso sólido)Fósforo P Blanco (venenoso y brillante), rojo (no venenoso y

opaco), ambos son sólidos.Oxígeno O Diatómico (02) y ozono (03) ambos son gasesSelenio Se Metálico gris y monoclínico rojo (sólido)Silicio Si Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo, (sólido)

Breve descripción de las propiedades y aplicaciones de algunos elementos de la Tabla Periódica.Los gases nobles, grupo modelo y clave del sistema periódico.

Todos estos elementos se caracterizan por tener una envoltura externa de electrones dotada de la máxima estabilidad, de helio con dos y los más con ocho electrones. No tienen tendencia por tanto, ni a perder ni a ganar electrones. De aquí que su valencia sea cero o que reciban el nombre de inertes, aunque a tal afirmación se tiene hoy una reserva que ya se han podido sintetizar compuestos de neón, xerón o kriptón con el oxígeno, el fluor y el agua.

El helio se encuentra en el aire; el neón y el kriptón se utilizan en la iluminación por sus brillantes colores que emiten al ser excitados, el radón es radioactivo.

Grupo I, metales alcalinos

Con excepción del hidrógeno, son todos blancos, brillantes, muy activos, y se les encuentra combinados en forma de compuestos. Se les debe guardar en la atmósfera inerte o bajo aceite.

Los de mayor importancia son el sodio y el potasio, sus sales son empleadas industrialmente en gran escala.

Grupo II, metales alcalinotérreos

Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo I. Son buenos conductores del calor y la electricidad, son blancos y brillantes. Sus compuestos son generalmente insolubles como 109 sulfatos, los carbonatos. 109 silicatos y los fosfatos.El radio es un elemento radiactivo.

Grupo III, familia del boro

El boro es menos metálico que los demás. El aluminio es anfótero. El galio, el indio y el talio son raros y existen en cantidades mínimas. El boro tiene una amplia química de estudio.

Grupo IV, Familia del carbono

El estudio de los compuestos del carbono corresponde a la Química Orgánica. El carbono elemental existe como diamante y grafito.El silicio comienza a ser estudiado ampliamente por su parecido con el carbono. Los elementos restantes tienen más propiedades metálicas.

Grupo V, familia del nitrógeno

Se considera a este grupo como el más heterogéneo de la tabla periódica. El nitrógeno está presente en compuestos tales como las proteínas, los fertilizantes, los explosivos y es constituyente del aire. Como se puede ver, se trata de un elemento tanto benéfico como perjudicial. El fósforo tiene ya una química especial de estudio, sus compuestos son generalmente tóxicos. El arsénico es un metaloide venenoso. El antimonio tiene gran parecido con el aluminio, sus aplicaciones son más de un metal.

Grupo VI, Colágenos

Los cinco primeros elementos son no-metálicos, el último, polonio, es radioactivo. El oxígeno es un gas incoloro constituyente del aire. El agua y la tierra. El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos por lo general son tóxicos o corrosivos. La química del teluro y selenio es compleja.

Grupo VII, halógenos

Los formadores de sal se encuentran combinados en la naturaleza por su gran actividad. Las sales de estos elementos con los de los grupos I y II están en los mares. Las propiedades de los halógenos son muy semejantes. La mayoría se sus compuestos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio.El astatinio o ástato difiere un poco del resto del grupo.

Elementos de transición

Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales y por tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores

del calor y la electricidad. Poseen orbitales semilleros, y debido a esto es su variabilidad en el estado de oxidación.Debido al estado de oxidación, los compuestos son coloridos.

Elementos Estado de Oxidación al formar compuestos(símbolo) +2 +3 +4 +5 +6 +7Sc incoloroTi violeta incoloroV violeta verde azulCr azul verde amarilloMn rosa verde violetaFe verdeCo rosa azul

También presentan fenómenos de ferromagnetismo, diamagnetismo y paramagnetismo. Ejemplos:

Elementos ferromagnéticos: Fe, Co, Ni(Fuertemente atraídos por un imán)

Elementos Paramagnéticos: Sc, T, Cr(Debidamente atraídos por un imán)

Elementos diamagnéticos: Cu, Zn, Ag, Au(No son atraídos por campos magnéticos)

Esto se debe a los diferentes momentos del saín de los electrones d dispares.Una propiedad importante de estos elementos es la de ser caracterizadores, ya se como elementos o en sus compuestos.Un catalizador acelera una reacción química sin que ésta sufra cambios.

Ejemplos:

En reacciones de alquinación se usa Fe Cl3 En reacciones de hidrogenación Pt, Pd, Ni, Rh En halogenaciones orgánicas Fe En la descomposición del clorato de potasio Mn O2

Producción de SO3 para el ácido sulfúrico V2 O5

Los lantánidos y actínidos (llamados tierras raras) tienen propiedades semejantes; se emplean también como catalizadores, en el aspecto metálico sus compuestos son coloridos, como el sulfato de cerio que es amarillo.

ALGUNOS ELEMENTOS QUE CAUSAN CONTAMINACIÓN

En la naturaleza existen algunos elementos que debido a su estructura o en combinación con otros en forma de compuestos, son perjudiciales al hombre, ya que son agentes

contaminadores del medio ambiente; en especial del aire, agua y suelo, o bien, porque ocasionan daños irreversibles al ser humano, como la muerte.Algunos de estos elementos son:

Antimonio (Sb) y textiles.- Se emplea en aleaciones, metal de imprenta, baterías, cerámica. El principal daño que provoca es el envenenamiento por ingestión o inhalación de vapores, principalmente por un gas llamado estibina SbH3.

Arsénico (As) medicamentos y vidrio. Se emplea en venenos para hormigas, insecticidas, pinturas, Es uno de los elementos más venenosos que hay, así como todos los compuestos.

Azufre (S) Principalmente son óxidos SO2 y SO3 contaminan el aire y con agua producen la lluvia ácida. Sustancias tales como derivados clorados de azufre, sulfatos y ácidos son corrosivos. El gas H2S es sumamente tóxico y contamina el aire. El azufre es empleado en algunos medicamentos para la piel.

Bromo (Br) Sus vapores contaminan el aire, además sus compuestos derivados son lacrimógenos y venenosos.

Cadmio (Cd) Metal tóxico que se origina en la refinación del zinc; también proviene de operaciones de electrodeposición y por tanto contamina el aire y el agua. Contenido en algunos fertilizantes contamina el suelo.

Cloro (Cl) Sus valores contaminan el aire y son corrosivos. Se le emplea en forma de cloratos para blanquear la ropa, para lavados bucales y fabricación de cerillos. Los cloratos son solubles en agua y la contaminan, además de formar mezclas explosivas con compuestos orgánicos.Los valores de compuestos orgánicos clorados como insecticidas, anestésicos y solventes dañan el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan el sistema nervioso.

Cromo (Cr) El cromo y sus compuestos son perjudiciales al organismo, pues destruyen todas las células. Se le emplea en síntesis orgánicas y en la industria del acero. Cualquier cromato solubles contamina el agua.

Magnesio (Mn) Se emplea en la manufactura de acero y de pilas secas. La inhalación de polvos y humos conteniendo magnesio causa envenenamiento. También contamina el agua y atrofia el cerebro.

Mercurio (Hg) Metales de gran utilidad por ser líquidos; se utiliza en termómetros y por ser buen conductos eléctrico se emplea en aparatos de este tipo, así como en iluminación, pinturas fungicidas, catalizadores, amalgamas dentales, plaguicidas, etc. pero contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos o semillas lo retienen y finalmente el hombre los come.

Plomo (Pb) El plomo se acumula en el cuerpo conforme se inhala del aire o se ingiere con los alimentos y el agua. La mayor parte del plomo que contamina el aire proviene de las gasolinas para automóviles, pues se le agrega para proporcionarle propiedades antidetonantes. También se le emplea en pinturas, como metal de imprenta, soldaduras y

acumuladores. Por su uso el organismo se afecta de saturnismo. Sus sales, como el acetato, son venenosas.

Existen otros elementos que de alguna forma contaminan el agua, el aire y el suelo tales como: talio, zinc, selenio, oxígeno de nitrógeno, berilio, cobalto y sobre todo gran cantidad de compuestos que tienen carbono. (Orgánicos).

Aluminio (Al): Metal ligero, resistente a la corrosión y al impacto, se puede laminar e hilar, por lo que se le emplea en construcción, en partes de vehículos, de aviones y en artículos domésticos. Se le extrae de la bauxita pero en Veracruz hay una planta que produce lingotes de aluminio.

Azufre (S): No metal, sólido de color amarillo, se encuentra en yacimientos volcánicos y aguas sulfuradas. Se emplea en la elaboración de fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productos químicos y petroquímicos.Se recupera de los gases amargos en campos petrolíferos como Cd. PEMEX, Tabasco.

Cobalto (Co): Metal color blanco que se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramientas mecánicas de alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo se emplea como pigmento azul para el vidrio. Es catalizador. Su isótopo radiactivo se emplea como pigmento azul para el vidrio. Es catalizador. Su isótopo radiactivo se emplea en el I.N.I.N. México, porque produce radiaciones gamma.

Cobre (Cu): Metal de color rojo que se carbonata al aire húmedo y se pone verde, conocido desde la antigüedad. Se emplea principalmente como conductor eléctrico, también para hacer monedas y en aleaciones como el latón y el bronce. Entre los estados mineros productores están: Sonora, Zacatecas y Chihuahua.

Hierro (Fe): Metal dúctil, maleable de color gris negruzco, se oxida al ocntacto con el aire húmedo. Se extrae de minerales como la hematina, limonita, pirita, magnetita y siderita. Se le emplea en la industria arte y medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales no ferrosos nuestra sangre lo contiene en la hemoglobina.En nuestro país se encuentra en 250 depósitos ubicados en Baja California, Colima, Jalisco, Chihuahua, Durango, Guerrero y Michoacán.

Flúor (F): Este no metal esta contenido en la fluorita CaF2 en forma de vetas encajonadas en calizas. La florita se emplea como fundente en hornos metalúrgicos. Para obtener HF, NHF4 y grabar el vidrio; también en la industria química, cerámica y potabilización del agua. Los depósitos mexicanos de fluorita están en Coahuila, San Luis Potosí, Durango y Chihuahua.

Fósforo (P): Elemento no metálico que se encuentra en la roca fosfórica que contiene P2

O5 en la fosforita Ca3 (PO4)2. Los huesos y dientes contienen este elemento.Tiene aplicaciones para la elaboración de detergentes, plásticos, lacas, pinturas, alimentos para ganado y aves.Los yacimientos mexicanos de roca fosfatada se encuentran en Coahuila, Zacatecas, Nuevo León y Baja California.

Mercurio (Hg): Metal líquido a temperatura ambiente, de calor blanco brillante, resistente a la corrosión y buen conductor eléctrico. Se le emplea en la fabricación de instrumentos de precisión, baterías, termómetros, barómetros, amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos, insecticidas y funguicidas y bactericidas.Se le obtiene principalmente del cinabrio que contiene HgS.Los yacimientos de mercurio en la República se encuentran en más de 15 estados destacando Querétaro, Zacatecas, Durango, San Luis Potosí, Guerrero.

Plata (Ag): Metal de color blanco, su uso principal ha sido el la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas. Se emplea en fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones, soldaduras. Entre los estados productores están: Guanajuato, San Luis Potosí, Zacatecas e Hidalgo. La producción de plata en México se obtiene como subproducto del beneficio de sulfuros de plomo cobre y zinc que le contienen. Recientemente se ha sustituido su uso en monedas por la aleación de cobre-níquel.

Plomo (Pb): Metal blando de bajo punto de fusión, bajo límite elástico, resistente a la corrosión, se le obtiene del sulfuro llamado galena Pbs. Se usa en baterías o acumuladores, pigmentos de pinturas, linotipos. Soldaduras e investigaciones atómicas. Otros productos que se pueden recuperar de los minerales que lo contiene son: cadmio, cobre, oro, plata, bismuto, arsénico, telurio y antimonio.La producción se localiza en 17 estados entre ellos Chihuahua y Zacatecas.

Oro (Au): Metal de color amarillo, inalterable, dúctil, brillante, por sus propiedades y su rareza le hace ser excepcional y de gran valor. Es el patrón monetario internacional. En la naturaleza se encuentra asociado al platino, a la plata y teluro en unos casos. Sus aleaciones se emplean en joyería y ornamentos, piezas dentales, equipos científicos de laboratorio. Recientemente se ha sustituido sus usos en joyería por el iridio y el rutenio, en piezas dentales por platino y paladio.Los yacimientos en el país son escasos pero los hay en Chiapas, Chihuahua, Durango, Guanajuato, Guerrero, Hidalgo, Oaxaca, Michoacán, San Luis Potosí y Zacatecas.

Uranio (U): Utilizado como combustible nuclear, es un elemento raro en la naturaleza y nunca se presenta en estado libre. Existen 150 minerales que lo contienen. El torio se encuentra asociado al uranio.En México, este mineral está protegido por la ley promulgada en 1949, que declara como reservas minerales los yacimientos de uanio y torio y demás sustancias de las cuales se obtengan isótopos que puedan producir energía nuclear. Trabajos con este tipo de materiales se realizan en el I.N.I.N., Estado de México.

Ejercicios:

¿Quién propuso la tabla periódica larga?___________________________

¿En base a qué ordenó Mendelaev los elementos conocidos en su época?____________________________________________________________________________________

¿Qué dice la Ley Periódica?__________________________________________________________________________________________________________________________

¿Cuáles son las formas en que se organiza la tabla periódica?

a) _____________________________b) _____________________________c) _____________________________d) _____________________________

II. Anota en el paréntesis la letra que corresponda

( ) Indica el número de electrones en ña última órbita 1. I-A( ) Familia de los halógenos 2. +8( ) Indica en número de órbitas del átomo 3. Periodo( ) Familia de los alcalinos 4. Metal( ) El color es un 5. -2( ) El calcio es un 6. Valencia( ) La valencia más común del grupo II-A es 7. VIII-A( ) La valencia más común del grupo IV-A es 8. No metal( ) Gases nobles o inertes 9. Cero( ) Valencia más común del grupo VIII-A es 10. VII-A 11. +5 12. +2

III. Completa los siguientes enunciados.

La ______________________es la capacidad de combustión de un elementoLa ______________________es la capacidad de aceptar o ordenar electrones por un elemento más_________________________ es el Flúor y el más _____________es el Francio.

IV. Anota 5 características de los metales:

a) ______________________________________________________________________b) ______________________________________________________________________c) ______________________________________________________________________d) ______________________________________________________________________e) ______________________________________________________________________ Escribe 5 propiedades de los no metales:

a) ______________________________________________________________________b) ______________________________________________________________________c) ______________________________________________________________________d) ______________________________________________________________________e) ______________________________________________________________________

Anota los alótropos del:

a) Oxígeno: _________________y_________________________b) Fósforo__________________y _________________________c) Carbono_________________y _________________________

NOMENCLATURA

En el cuadro anterior podemos notar que existen 5 tipos de compuestos, la de los óxidos, anhídridos, ácidos y sales.La representación de estos compuestos se hace mediante una fórmula química.Para darle nombre a tantas fórmulas químicas se ha desarrollado un lenguaje por medio de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Existen algunos compuestos que tienen nombres triviales, es decir, no siguen los lineamientos de la IUPAC, algunos se ellos son:

H2O AguaNH3 AmoníacoKOH PotasaCaO Cal

Para determinar el nombre de una fórmula química es necesario tener presente el concepto de número de oxidación (valencia), recordemos que:

a) El número de oxidación de un elemento no combinado es cerob) Es un compuesto, los elementos más electronegativos tienen número de oxidación

negativo, los menos electronegativos poseen número de oxidación positivo.c) Los compuestos son eléctricamente neutros, por lo que la fórmula química debe

tener la misma cantidad de cargas positivas y negativas.

SAL

METAL + OXÍGENO OXIDO

NO METAL + OXÍGENO ANHÍDRIDO

OXIDO NOMETALICO

+ AGUA HIDROXIDO

SAL + AGUA

+ AGUA ACIDO

SAL

METAL + OXÍGENO OXIDO

NO METAL + OXÍGENO ANHÍDRIDO

OXIDO NOMETALICO

+ AGUA HIDROXIDO

SAL + AGUA

+ AGUA ACIDO

SAL

HALOIDEA

OXISAL

ACIDO

HIDRACIDO

OXIÁCIDO

SAL

HALOIDEA

OXISAL

ACIDO

HIDRACIDO

OXIÁCIDO

EJEMPLOS

Elemento Valencia Núm. de Total de cargas átomos eléctricas H2O H +1 2 +2 O -2 1 -2Cl2O2 Cl 7 2 +14 O -2 7 -14Na2 SO4 Na +1 2 +2 S +6 1 +6 O -2 4 -8

El sodio (Na) tiene número de oxidación +1 por ser del grupo I-A, al ser dos átomos, aporta un total de dos cargas positivas, el oxígeno normalmente es -2 como son 4 átomos, en total aportan 8 cargas negativas del sodio y ocho negativas del oxígeno, las 6 positivas que faltan, las aporta el azufre, como sólo hay un átomo de azufre en la fórmula, el tiene que dar 6 cargas, por lo tanto la valencia del azufre es +6.

GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIANúmero

de oxidación

+1 +2 +3 +4+2-2

-4

+5+3+1

-3

+6+4+2

-2

+7+5+3+1-1

TABLA DE IONES POSITIVOS (CATIONES)Monovalentes Divalentes Trivalentes Tetravalentes

Na+1

K+1

Rb+1

Cs+1

Li+1

Cu+1 (oso)

Hg+1 (oso)Ag+1

Au+1 (oso)NH4

+1

(amonio)H+1 (ácido)H3O+1

(hidronio)

Ca+2

Sr+2

Ba+2

Mg+2

Ra+2

Zn+2

Cd+2

Hg+2(ico)Cr+2(oso)Fe+2(oso)

Cu+2(ico)Mn+2(oso)Co+2(oso)Ni+2(oso)Be+2

Sn+2(oso)Pb+2(oso)

Al+3

Fe+3(ico)Cr+3(ico)Au+3(ico)Mn+3(ico)Ni+3(ico)Co+3(ico)B+3Bi +3

Pb+4(ico)Sn+4(ico)

Clasificación de acuerdo a su

función química

Clasificación de acuerdo al número de elementos distintos en su molécula.

COMPUESTOS BINARIOS

Óxidos básicos Compuestos formados por un metal y oxígeno que al reaccionar con el agua, forman hidróxidos o bases; ejemplos: K2O, AI2O3, FeO, Fe2O3, CuO, ZnO.

Óxido ácidos Compuestos formados por un metal y oxígeno que, al reaccionar con el agua, forman ácidos llamados oxiácidos; ejemplos: Co2,SO2, Cl2O3, N2O5, As2O3.

Hidruros Combinación de un metal con el hidrógeno; ejemplos: CaH2, LiH; MgH2

Hirácidos Compuestos formados por hidrógeno y no metal. Son ácidos que no contienen oxígeno; ejemplos: Hcl, HF, H2S.

Sales sencillas Sales formadas por un metal y un no metal; ejemplos: MgCl2, FeCl3, SnCl4.

COMPUESTOS TERNARIOS

Oxácidos Estos compuestos se forman con tres elementos: hidrógeno, uno no metal y oxígeno. Ejemplos: H2CO3, HClO3, HNO3, H3PO4, H2SO3, H2SO4.

Hidróxidos Compuestos formados por un metal, oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno unidos forman el radical oxhidrilo o hidroxilo OH-, y los compuestos formados son bases o hidróxidos.

Oxisales Sale formadas por un metal, un no metal y oxígeno, ejemplos: AgNO3, KNO3, CaSO4, Al2(SO4)3

COMPUESTOS CUATERNARIOS

Sales ácidas Se forman con los ácidos que tienen dos o más hidrógenos sustituibles por sustitución parcial de ellos, es decir, contienen iones hidrógeno en su molécula. Ejemplos: NaHCO3, Mg(HSO4)2, Ca(HPO4), KHSO3.

Sales básicas Se forman con las oxisales, teniendo además el radical OH-, ejemplos: Ca(OH)Cl, Al(OH)2NO3.

Oxido: Son los compuestos formados por cualquier elemento con oxígeno. Pueden ser óxidos básicos o metálicos y óxidos ácidos, no metálicos o anhídridos.

Los óxidos básicos se pueden nombrar de varias maneras.

a) Clásica: La palabra óxido más el nombre del metal con la terminación oso o ico, según el número de oxidación, si actúa con la valencia menor será oso, si es la mayor será ico.

b) Stock: La palabra óxido más el nombre del metal con un número romano que indique la valencia del metal con la que está formado el compuesto si es que tiene varias.

Li2O Óxido de sodio Óxido se sodioFeO Óxido ferroso Óxido ferroso ll

Fe2O3 Óxido férrico Óxido de fierro lllAl2O3 Óxido de aluminio Óxido se aluminioCuO Óxido cúprico Óxido de cobre llCu2O Óxido cuproso Óxido de cobre l

Peróxido. Se presenta cuando algunos óxidos tienen un átomo de oxígeno más que la fórmula normal para nombrarlos se agrega el prefijo per. La valencia del oxígeno es estos compuestos es -1.

H2O2 Peróxido de hidrógeno (Agua Oxigenada)K2O2 Peróxido de potasio

Los óxidos no metálicos, anhídridos u óxidos ácidos se pueden nombrar de dos maneras:

a) La palabra anhídrido más el nombre del no metal con la terminación oso o ico según el número de valencia con que actúa el no metal.

N2 O3 Anhídrido nitroso N2 O5 Anhídrido nítrico

b) Un prefijo que indique el número de oxígenos presentes en la fórmula después la palabra óxido y por último el no metal con un prefijo que indique la cantidad de átomos que hay, si solo es uno, no se utiliza algún prefijo.

CO monóxido de carbono

ÓXIDOS

Básico o metálico (metal + oxígeno)

Ácido, no metálico o anhídrido (No metal oxígeno)

ÓXIDOS

Básico o metálico (metal + oxígeno)

Ácido, no metálico o anhídrido (No metal oxígeno)

N2O3 trióxido de dinitrógenoP2O5 pentóxido de difósforoCO2 dióxido de carbonoSO3 trióxido de azufre

BASE O HIDRÓXIDO. Se caracteriza porque en solución acuosa producen el radical hidrófilo u oxhidrilo (OH-1).

Para darles nombre se usa la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal o radical electropositivo con la terminación oso o ico de acuerdo a lo revisado en los óxidos.

Los radicales son aquellos grupos de átomos que actúan como una unidad durante los cambios químicos; presentan una carga determinada.

Lista de radicales comunes e importantes:

Del grupo III: BO2-1 Borato

AlO2 -1 Aluminato

Del grupo IV: CO3-2 Carbonato

HCO3-1 Bicarbonato o carbonato ácido

SiO3-2 Silicato

C-4 CarburoCN-1 Cianuro

Del grupo V: N-3 NitruroNO2

-1 NitritoNO3

-1 Nitrato P-3 Fosfuro

PO3-3 Fosfito

PO4-3 Fosfato

HPO4-2 Fosfato monohidrógeno

H2PO4-1 Fosfato dihidrógeno

AsO3 ArsenitoDel grupo VI: O-2 Óxido

O2-2 Peróxido

OH-1 Hidróxido S-2 Sulfuro HS-1 Sulfuro ácido o bisulfuro SO3

-2 Sulfito SO4

-2 Sulfato HSO3

-1 Sulfatito ácidoHSO4

-1 Sulfato ácido S203

-2 Tiosulfato SCN-1 Sulfocianuro o TiocianatoDel grupo VII: F-1 Fluoruro Cl-1 Cloruro Br-1 Bromuro l-1 Yoduro ClO-1 Hipoclorito

ClO2-1 Clorito

ClO3-1 Clorato

ClO4-1 Perclorato

El bromo y el yodo dan radicales similares a los del cloro

Con metales de transición CrO4-2 Cromato

CrO7-2 Dicromato

MnO4-2 Manganato

MnO4-3 Permagnato

Fe(CN)6-3 Ferricianuro

Fe(CN)6-4 Ferrocianuro

ZnO-2 Zicato MoO-2 Molibdato TiO4 -4 Titanato

Radicales positivos H3O+oH+ Hidronio NH4

+ Amonio

Teorías Ácido-baseÁcido base

Arrhenius Sustancia que en solución acuosa produce iones hidrógeno (H+)

Sustancia que en solución acuosa produce iones hidrófilo (OH-)

Brönsted-Lowry

Sustancia que dona protones (H+)

Sustancia que acepta protones (H+)

Lewis Sustancia que acepta pares de electrones

Sustancia que aporta pares de electrones

ÁCIDO. Son compuestos que en solución acuosa producen iones de hidrógeno positivo (H+1). Se dividen en dos grupos: hidrácidos y oxiácidos.

Los hidrácidos son ácidos que tienen oxígeno, son compuesto binarios, para darles nombre empleamos la palabra ácido, seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico.

HF Ácido fluorhídricoHCl Ácido clorhídricoHBr Ácido bromhídricoHl Ácido yodhídricoH2S Ácido sulfhídrico

Propiedades de ácidos y bases

Ácidos Bases

Sabor agrio Sabor amargo Reaccionan con las bases Reaccionan con los ácidos Ceden protones Ganan protones de los ácidos Dejan libres iones hidrógeno (H+) Cambian el papel tornasol

de rojo a azul Cambian el papel tornasol de azul a rojo Tienen alto pH (8-14) Tienen pH bajo (1 -6) Neutralizan los ácidos formando

sal y agua Neutralizan las bases formando sal y agua Intervienen en el

metabolismo de proteínas Intervienen en el metabolismo de proteínas

Potencial del hidrógeno (pH)

En una sustancia se puede investigar la concentración de iones H+ empleando la escala de Sorensen, quien asignó el término pH a la concentración de iones H+ en el agua pura. El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+. pH=-log(H3O+) o pH=-log(H*).

El agua tiene una concentración de iones H+=7, la escala es H2O=pH=7

Escala ph

Los indicadores son sustancias o bases débiles que cambian de color ante la presencia de un alto o bajo pH de una sustancia generalmente en solución.Un indicador muy común es el papel tornasol, si cambia al azul indica que el pH es mayor a 7; si cambia al rojo, el pH es menor a 7.

Ejemplos de indicadores

Indicador Intervalo de pH Ácido Neutro BaseVioleta de

metilo0 – 2 Amarillo Verde azulado Violeta

Anaranjado de metilo

3.1 – 4.4 Rojo Naranja Amarillo

Verde de 3.8 – 5.4 Amarillo Verde Verde azulado

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácidos Neutro Alcalino

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 141 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácidos Neutro Alcalino

bromocresolRojo de metilo 4.2 -6.3 Rojo Naranja Amarillo

Tornasol 4.5 – 8.3 Rojo Púrpura AzulFenolftaleína 8.3 10 Incoloro Rosado RojoAmarillo de

alizarina10.1 -12 amarillo naranja Lila

Los oxiácidos son ácidos que tienen oxígeno, es decir, tienen el elemento genérico (hidrógeno) y un radical electronegativo. Para darles nombre se emplea la palabra ácido y el nombre de no metal con la terminación oso o ico.

H2 SO4 Ácido sulfúricoH2SO3 Ácido sulfurosoHNO3 Ácido nítricoHNO2 Ácido nitroso

Elementos como el cloro, bromo, yodo y nitrógeno puede formar hasta cuatro oxiácidos por lo que es necesario emplear el prefijo per y el sufijo hipo.

HClO Ácido hipoclorosoHClO2 Ácido clorosoHClO3 Ácido clóricoHClO4 Ácido preclórico

El prefijo per se emplea para el compuesto donde el no metal tiene la mayor valencia y el sufijo hipo para el de menor valencia.

HNO4 Ácido pernítrocoHNO3 Ácido nítricoHNO2 Ácido nitrosoHNO Ácido hiponitroso

Sal. Las sales se obtienen por la sustitución de hidrógeno total o parcialmente por un metal. Existen dos tipos de sales: haloideas y oxisales.

Las sales haloideas o de los hidrácidos se nombran en base al anión o radicar electronegativo con la terminación uro y después el nombre del metal (electropositivo), se puede agregar la terminación ico y oso al metal si tiene 2 valencias.

NaF Fluoruro de sodioNaCl Cloruro de litioLiBr Bromuro de litioFeCl2 Cloruro ferroso cloruro de fierro IIFeCl3 Cloruro férrico cloruro de fierro IIIAlCN Cianuro de aluminio

Las oxisales se nombran en base al radical electronegativo con la terminación ato o ito de acuerdo a la valencia con que esté actuando el no metal seguido del nombre del metal con la terminación oso o ico según corresponda.

Na2SO4 Sulfato de sodioNa2SO3 Sulfito de sodioFeSO4 Sulfato ferroso Sulfato de fierro IIFe2(SO4)3 Sulfato de férrico Sulfato de fierro III

Las oxisales en donde intervienen el Cl, Br y Y y Nitrógeno pueden emplear el prefijo per e hipo de acuerdo al número de oxidación con el que forman el compuesto.

LiNO4 Pernitrato de litioLiNO3 Nitrato de litioLiNO2 Nitrito de litioLiNO Hiponitrito de litio

Las sales ácidos son las que conservan hidrógeno en su estructura como las siguientes.

KHSO4 Sulfato ácido de potasio o bisulfato de potasioKHSO3 Sulfato ácido de potasio o bisulfito de potasio

EJERCICIOS

I.- Completa el siguiente esquema

+

+

+

+

+

Metal

Oxígeno

Agua

No metal

Oxígeno

Agua

Agua+

+

+

+

+

Metal

Oxígeno

Agua

No metal

Oxígeno

Agua

Agua

II. Completa los siguientes enunciados

Las ______________________son las sales que no tienen oxígeno

El HCI es un _________________porque no tiene oxígeno

La forma de identificar a los ___________es por medio del radical______________(OH-1).

Todas las sales están formadas por _________________y_________________.

Los______________se identifican por el ión, hidrógeno y (__________________).

Los anhídridos también se conocen como_______________________

Los _______________________o base son lo mismo.

III. Contesta las siguientes preguntas:

¿Cuándo se utilizan las terminaciones ico y oso en los compuestos? ________________________________________________________________________________________________________________________________________________

¿Qué es un radical?________________________________________________________________________________________________________________________________

¿Qué significa que un compuesto sea eléctricamente neutro? _______________________________________________________________________________________________

Identifique el número de oxidación de los siguientes compuestos.

Compuesto Elemento Valencia Átomos Cargas Eléctricas

H2 SO4 HOS

+1–––– -2

H2 SO3 HOS

+1––––––––

HNO3 HOS

+1––––-2

HNO H –––

OS

––– -2

Escribe el nombre de los siguientes compuestos

H2SO4 ________________________________________________H3PO4_________________________________________________HCI____________________________________________________HBr____________________________________________________Na2SO4________________________________________________NaCI___________________________________________________NaCIo2_________________________________________________NaOH__________________________________________________AgNO3_________________________________________________H2O2___________________________________________________FeCL2__________________________________________________LiCIO3___________________________________________________LiCIO2___________________________________________________CaCr2O7_________________________________________________CuO_____________________________________________________Fe2O3___________________________________________________FeO_____________________________________________________Cu2O____________________________________________________CO2_____________________________________________________NH3_____________________________________________________H2O_____________________________________________________LiOH_____________________________________________________Fe(OH)3__________________________________________________AICN_____________________________________________________HNO4____________________________________________________LiCIO____________________________________________________LiCIO4___________________________________________________Fe2(Cr2O7)3______________________________________________

Escribe el nombre de los siguientes compuestos

H2SO4_________________________________________________H3PO4_________________________________________________HCI _________________________________________________HBr _________________________________________________Na2SO4________________________________________________NaCI__________________________________________________NaCI02________________________________________________NaOH_________________________________________________AgNO3________________________________________________H2O2__________________________________________________

FeCL2_________________________________________________LiCIO3_________________________________________________LiCIO2_________________________________________________CaCr2O7_______________________________________________CuO__________________________________________________Fe2O3_________________________________________________Fe0___________________________________________________Cu2O__________________________________________________CO2___________________________________________________NH3___________________________________________________H2O___________________________________________________LiOH__________________________________________________Fe(OH)3________________________________________________AICN__________________________________________________HNO4_________________________________________________LiCIO_________________________________________________LiCIO4_________________________________________________Fe2(Cr2O7)3_____________________________________________

RESPONDE

¿Qué es un ácido de acuerdo a la teoría de Arrhenius?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Anota tres propiedades de los…

ÁCIDOS

a) _____________________________b) _____________________________c) _____________________________

BASES

a) ___________________________b) ___________________________c) ___________________________

¿Qué es pH y que significa?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Si una sustancia nos revela con papel indicador que en la escala numérica le corresponde el 12, se trata de un:

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

A las sustancias neutras les corresponde el pH de número:________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Anota tres ejemplos de indicadores:

a) _____________________________b) _____________________________c) _____________________________

Si una sustancia nos revela con papel indicador que en la escala numérica le corresponde el 12, se trata de un ________________________________________________________

ENLACES

Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar compuestos moleculares o cristales.

Enlaces Iónicos electrovalentes o polares Enlaces covalentes o no polar Enlace mixto

a) Enlaces Iónicos, llamado también electrovalente o polar se forma por ganancia o pérdida de electrones entre los átomos, por lo que se forman iones, uno positivo (catión) quien pierde electrones y otro negativo (anión) quien gana los electrones.

Los electrones que se ganan o pierden en la última órbita deben cumplir con la llamada regla del octeto.

Regla del octeto. Kossel explicó que cuando los átomos efectuaban reacciones químicas tratan de tomar la configuración electrónica de los gases raros, que tienen ocho electrones en su capa externa, excepto el helio que tienen dos pero está saturada.

Lewis y lagmyur emplearon la regla del octeto para formar compuestos iónicos y no iónicos, incluyendo que importa que no haya transferencia de electrones para cumplir con esta regla.

Lewis explicó que al combinarse dos átomos, la regla del octeto se puede cumplir por transferencia de electrones sino también por parejas de electrones.

Lewis empleó puntitos o círculos para representar los electrones de valencia.

I II III IV V VI VII VIII

H. He:

.B::C:

.:N:

..:O:

..:F:

.

..:Ne:

..

Na. Mg:

.Ga::G:

.:As:

..:Se:

..:Br:

.

..:kr:

..

K. Ca:

.In::Sn:

.:Sb:

..:Te:

..:I:

.

..:Xe:

..

Rb. Sr:

.Ti::Pb:

.:Bl:

..:Po:

..:At:

.

..:Rn:

..

Cs. Ba:

Fr. Ra:

El compuesto LiF (Fluoruro de litio) se puede representar con ayuda de la regla de octeto y la simbología de Lewis de la siguiente manera:

..Li ..F: Antes del enlace .. Li :F: Después del enlace

..El litio pierde el electrón (cation) y el flóur lo gana (anión)El litio se oxida y el flúor se reduceEl litio adquiere la estructura de helio y el flúor la del neónLos compuestos resultantes de la reacción se llama electrovalentes y su valencia es el número electrones grados o perdidos.

Las moléculas resultantes están formadas por iones, si están en estado gaseoso o líquido, conduce bien la electricidad, son solubles en agua, de forma cristalina, tiene alto punto de fusión la fuerza del enlace aumenta con las electronegatividades.

b) Enlaces Covalentes: Se forma al compartirse uno o más pares de electrones. Por lo general se presenta en átomos no metálicos de electronegatividad semejantes.

Mediante este enlace se puede formar moléculas del mismo elemento (O2, F2, CI2) o de diferentes elementos HCL o H2O.

Electrones compartidos

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación.Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Los enlaces iónicos y covalentes pueden ser polares.

El enlace covalente polar puede ser llamado enlace mixto, se caracteriza por tener enlace iónico y covalente o cuando existe atracción eléctrica entre los diapolos resultantes de un enlace covalente, ejemplo:

Esta molécula no comparte el par de electrones de manera uniforme, tiene carácter polar, es decir, se puede separar en su parte positiva (cation H+) y en su parte negativa (anión CI-). Otro.

El enlace polar es aquel en el cual un par eléctrico compartido es más atraído por uno de los átomos.

CI CICI CI CI CI

ICI CI

I

HCI H+CI+ -

H CI

+ -HCI H+CI

+ -HCI H+CI

+ -H CI

+ -H CICI

+ -

El enlace puente de hidrógeno se forma con la unión de dos átomos electronegativos por medio de un hidrógeno que sirve de puente entre dos moléculas. Esto se presenta cuando el hidrógeno se cambia con elementos muy electronegativos (Flúor, oxígeno, nitrógeno, etc).

El enlace metálico se forma por iones positivos (del metal) inmensos en una nube de electrones móviles.

Tipo de enlace Valor de electronegatividadesCovalente Alta electronegatividad con alta electronegatividadIónico Baja electronegatividad con alta electronegatividadMetálico Baja electronegatividad con baja electronegatividad

A la capacidad que tiene un elemento de perder electrones durante un cambio químico se le llama poder reductor.

El poder oxidante es la capacidad que tiene un átomo de ganar electrones durante un cambio químico.

La molécula de una sustancia la podemos representar por medio de la fórmula química, en ella se anotan los símbolos químicos de elementos presentes y el número de átomos que la constituyen (número de subíndices).

Las fórmulas químicas pueden ser:

a) Empíricas: Indican el número y la clase de átomos de una moléculab) Estructural: Indica el número, la disposición y la forma como están unidos los

átomos de las moléculas.

EJEMPLO:

¿Qué cantidad de cloro se requiere para obtener 160g de cloruro férrico de acuerdo a la siguiente reacción?

Fe CI2 Fe CI3

Balanceamos la ecuación química

2FCI2 + 2Fe CI3

Calculamos la masa molecular de las sustancias que intervienen en el problema (cloro y cloruro férrico)

2FE CI2 +CI2 Fe CI3

MASA ATÓMICA

Fe = 55.8 Fe = 55.8 x 2 = 111.6CI = 35.5 CI = 35.5 X 2 = 71.0 CI = 35.5 x 3 = 106.5 218.1

Establecemos la relación entre las sustancias CI2 2 FeCI3CI2 2 FeCI3

71.0 --- 2188.1x --- 160

Despejamos la incógnita

X= 71 X 160 218.1

Resultado x = 52.086Necesitamos 52.086g de cloro para producir 160g de 2Fe CI3

EJERCICIOS

I. Completa los siguientes enunciados

Los ________________________son las fuerzas que unen a dos o más átomos para formar compuestos.

El _____________ ______________ se caracteriza porque un elemento____________ electrones y se oxida mientras otro elemento ______ electrones y se _________________

II. Responde

¿Qué dice la reglas de octeto y quién la propuso?_______________________________________________________________________________________________________

¿Cuáles son los covalentes? _________________________________________________________________________________________________________________________

¿Cuándo se forma un enlace covalente polar? ___________________________________

________________________________________________________________________

¿Qué es el poder reductor y oxidante? _________________________________________________________________________________________________________________

REACCIONES QUÍMICAS

La ecuación química es la representación matemática de un cambio químico y consiste en relacionar cualitativa y cuantitativamente la combinación de las fórmulas para efectuar un cambio químico de acuerdo a la ley de la conservación de la materia.

La ecuación consta de los reactivos reactantes que son los elementos o compuestos que van a reaccionar; los productos, que son los elementos o compuestos resultado de la reacción.

La ecuación química debe estar balanceada, es decir, debe tener la misma cantidad de átomos antes y después de la reacción (Ley de conservación de la materia).

El balanceo de ecuaciones se rige en base a las leyes ponderales, para que al mismo tiempo se cumpla la ley de Lavosier: “La suma de las masas de los productos”.

HCI + NaOH NaCI + H2O36.5 + 40 58.8 +1876.5 76.5

Un método sencillo para balancear ecuaciones es tanteo, en el que se busca un coeficiente (Número de moléculas) que multiplicado por el subíndice iguale el número de átomos en ambos miembros de la ecuación.

Ejemplo: Fe + =O2 Fe2O3

Primer paso

Fe =1 átomo Fe = 2 átomosO = 2 átomos O = 3 átomos

Segundo paso

Buscamos el coeficiente que al multiplicarlo por el subíndice nos iguale la cantidad de átomos en ambos lados, igualamos el oxígeno por que los números nones hay que convertirlos en número par.

__Fe + 3 O2 2 Fe2 O2

Fe = 1 átomos Fe = 4 átomos

O= 6 átomos O = 6 átomos

Tercer paso

Igualamos los átomos de fierro.

4 Fe + 3 O2 2 Fe2 O3

Fe = 4 átomos Fe = 4 átomosO = 6 átomos O = 6 átomosEl método de oxidación reducción (redox) lleva los siguientes pasos:

1. Escribir la ecuación correctamente2. Asignar a cada elemento su número de oxidación3. Observar si hay radicales en ambos miembros de la ecuación, de ser así,

tomar el número de la oxidación de éstos como grupo, ya que no cambiará el número de oxidación de los elementos que los forman.

4. Determinar en qué elementos hubo cambio de número de oxidación.5. De acuerdo a la regla anterior señalar los elementos que sufren oxidación

y reducción, indicando cuántos electrones perdieron y cuántos ganaron, mediante la ecuación electrónica; es necesario considerar el número de átomos que cambiaron de un número de oxidación.

6. Encontrar un número común múltiplo de los electrones ganados o perdidos.

7. El mínimo común múltiplo se divide entre los electrones perdidos, y el valor restante es el coeficiente para el elemento que los perdió; asimismo, se divide el mínimo común múltiplo entre el número de electrones ganados y el resultado es el coeficiente del elemento que los ganó.

8. Por último, se balancea la ecuación tomando como base los coeficientes de oxidación y de reducción obtenidos con los valores de la regla anterior y haciendo los ajustes necesarios por el método del tanteo.

EJEMPLO:

1. Escribe la ecuación correspondiente:

Cu + HNO3 Fe Cu(NO3)2 + NO +H2O

2. Asigna a cada elemento su número de oxidación:

CU +HNO3 Cu NO3 +NO + H2O

3. Señala qué elementos sufre oxidación y cuáles reducción, indicando cuántos electrones ganaron o perdieron, mediante las ecuaciones electrónicas; es necesario considerar el número de átomos que sufrieron cambio en su número de oxidación.

O -2e- 2

Cu oxidación CuCada átomo se oxidó en 2e-.5+ +3e- 2+N reducción NCada átomo se redujo en 3e-.

4. Encuentra el mínimo común múltiplo se divide entre los electrones perdidos, y el valor restante es el coeficiente para el elemento que los perdió; asimismo, el mínimo común múltiplo se divide entre el número de electrones ganados en el resultado es el coeficiente del elemento oxidado se coloca al reducido y reducción al oxidado).

CU + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2OCoeficiente de oxidación Coeficiente de reducción

Por último se balancea por el método del tanteo.

3Cu + (HNO3 3Cu(NO3)2 + 4H2O Ecuación balanceada

TIPOS DE REACCIONES

a) Síntesis (juntar). Reacciones en que se unen químicamente dos o más elementos o compuestos para formar compuestos más complejos.

2H2 + =2 2 H2O2Na + CI2 2HCIH2 + CI2 2HCI2KCI + 3O2 2KCIO3

b) Descomposición (separar) Reacciones en que un compuesto complejo da lugar a formación de dos elementos o compuestos simples.

2H2O 2H2 + O22NaCI 2Na + CI22HCI H2 +CI22KCIO3 2KCI +3O2

c) Sustitución simple. Se forma por intercambio de iones entre dos compuestos

Cu + Ag NO3 Cu NO3 + AgEl cobre sustituye la plata

d) Doble sustitución, Se forma por intercambio de iones o radicales entre dos compuestos

Intercambian sus lugaresBa O2 + H2 SO4 Ba SO4 + H2O2

Las reacciones pueden ser exotérmicas cuando produce calor al efectuarse, endotérmica cuando absorben calor al efectuarse; además puede ser reversible si los productos también relacionan entre sí volviendo a formar los reactivos, se presentan con dos flechas (Fe CI3 3 KSCN Fe (SCN)3 + 3KCL); irreversible o completas si los productos ya no reaccionan en si. Ag NO3 + NaCI Na NO3 + AGCI

Ejercicios

I. Anota el nombre de las partes de una molécula

a) _______________________b) _______________________c) _______________________d) _______________________e) _______________________

II. Anota en la línea el tipo de reacción que se presenta.

1) 2H2 + =O2 2H2O __________________2) 2Na + CI2 2NaCI __________________3) H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O _______________________4) L1OH + HNO3 LiNO3 + H2O __________________________5) HBrO2 HBr 9 O2 _______________________

III. Completa las siguientes reacciones

a

b

3 H3 PO4-2 dc

a

b

3 H3 PO4-2 dc

a) Síntesis CI2O + ____________________ HCIO b) Descomposición NH4NO3 ___________________+_______________c) Desplazamiento AI + Cr2O3 ___________________+_______________d) Doble sustitución AI(OH)3 + HNO3 __________________+_____________

IV. Balancea las siguientes ecuaciones

1) HNO HNO3 + NO + H2O2) Al + CuSO4 Cu + AI2 (SO4)3

3) C + H2SO4 SO2 + CO2 + H2O

Elemento que se redujo ______________________Elemento que se oxidó ______________________Agente oxidante ______________________Agente reductor ______________________Número de electrones cedidos ______________________Número de electrones ganados ______________________Ecuación balanceada _______________________

CALCULOS QUÍMICOS

Ley de Avogadro, “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas”.

Tomando como base la ley anterior, se establecieron los siguientes puntos:

El átomo como unidad de los cambios químicos La molécula como la unidad más pequeña que puede existir en estado libre La atomicidad de las moléculas: el número de átomos que la forman (biatómicas,

triatómicas, teatrómicas, etc.)

Qué volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión.Que el volumen ocupados por un mol de cualquier gas a 0°C y 1 atm de presión es de 22.4

, conocido como volumen molecular gramo.El mol que es la masa molecular expresada en gramos, es el peso en gramos de la molécula de cualquier sustancia. Ejemplo:

1 mol de NaOH en igual a 40g (NaOH=40g/mol)porque Na = 23 O = 16 H = 1 40

La suma de las masas atómicas de Na, O e h es de 40.

El número de Avogadro: los chmidt es el número de moléculas que existen en 22.4 litros en condiciones normales de presión y temperatura en una mol de sustancias, equivalentes a 6.023X1023.

Mediante el número de Avogadro se puede establecer las reacciones de combinación de masa-masa, volumen, masa-volumen, en los llamados cálculos estequiométricos.

Leyes pondérales o de Estequiometría.

Son las leyes que rigen la producción en la masa y en volumen para formar compuestosLa Estequiometría trata de la composición de las sustancias en masa y en volumen, es decir, de las relaciones de combinación química.Las leyes son:La ley de la conservación de la materiaLey de las proporciones constantes, llamada también ley de las proporciones definidas o ley de Proust.Ley de las proporciones múltiples o de DaltonLey de las proporciones equivalentes o ley de Richter Wencel.

La primera Ley de la conservación de la materia establecida por Lavoisier, explica que: en la reacción química, la masa total pertenece constante antes y después de la reacción, es decir, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

HCI + NaOH NaCI + H2OLa suma de las masas de los reactivos es igual a la suma se las masas de los productos.

Segunda ley. Ley de las proporciones constantes o de Proust. Todo compuesto químico contiene siempre la misma proporción de cada uno de sus constituyentes, es decir cuando un elemento une a otro para formar un compuesto, lo hace siempre en una proporción fija o constante

2H2 + O2 2H2O 4g 32g 36g

La relación en masa es gramos de oxígeno =32/4=8:1 gramos de hidrógeno

La proporción entre átomos es de 2:1 (2 átomos de hidrógeno por 1 átomo de oxígeno)

2H2 + O2 H2O2 mol de H2 + 1 mol de O2 mol de H2O2 moléculas de H2 + 1 molécula de O2 2 moléculas de H2O4 g H2 + 32g O2 36 g H2O

Tercera Ley, Ley de las proporciones múltiples o de Dalton. Si dos o más elementos se combinan para formar diferentes compuestos, la masa de uno de ellos que se une a una masa fija de otro se encuentra en relación sencilla con respectó a la de otro, en proporciones múltiples simples y en números enteros.

NÚMERO DE FÓRMULA MASA EN GRAMOS DE MASA DEL OTRO RELACIÓN

COMPUESTO UNO DE LOS ÁTOMOS EN PROPORCIÓN

CONSTANTE

ELEMENTO QUE VARÍA

Óxido nitroso N2O 28.00 16= (1 x16) 2:1Óxido nítrico N2O2 ó NO 28.00 32= (2 x16) 2:2Trióxido de nitrógeno

N2O3 28.00 48 = (3 x 16) 2:3

Tetróxido de nitrógeno

N2O4 ó NO2 28.00 64= (4 x16) 2:4

Pentróxido de nitrógeno

N2O5 28.00 80 = (5 x16) 2:5

Dióxido de azufre SO2 32.00 32 = (2 x16) 1:2Trióxido de azufre SO3 32.00 48 = 3 x16) 1:3

Cuarta ley. Ley de las proporciones recíprocas o de Richter Wencel. Cuando dos elementos se cambian separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de ellos son los mismos que se cambian entre si.

EJEMPLO:

¼ C + ½ H2 CH43g + 1.008g 4.008g½ C12 ½ H2 HCI35.5 9 1.008g 36.508g

Esto indica que 1.008g de hidrógeno reaccionan con 3g de carbono o con 35.5g de cloro, por lo tanto, 3g de carbono reaccionan con 35.5g de cloro.

¼ C + 1/2Cl2 CC143g + 35.5g 38.5g

Composición centesimal o porcentual. El porcentaje de un elemento o su tanto por uno respecto a la molécula, se calcula mediante proporciones simples. Ejemplo:

H2SO4 Masa molecular = 8.052

H= 1.008 x 2 = 2.016S= 32,060 x 1 = 32.060O= 15.994 x 4 = 63.976 98.052

Cálculo de H98.052g --- 100% x = (100%) (2.016g) = 2.056%98.052g – 100% x (100%) (2.016g) 0 2.056% 2.016g ---x 98.052g

Cálculo de S

98.052g – 100% x = (100%) (32.060g) = 32.696%32.060g – x 98.052g

Cálculo de O

98.052g – 100% x = (100%) (63.976g) =65.247%63.976g – x 98.052g

Para resolver problemas estequiométricos se procederá de la siguiente manera:

a) Balancear la ecuaciónb) Determinar la masa molecular de las sustancias problemac) Determinar el volumen de un gas sabiendo que una mol de cualquier gas en

condiciones normales 10°C y 1 atm. Ocupa un volumen gramo molecular de 22.4 .d) Escribir los datos del problema debajo de la fórmula correspondiente para plantear

el problema.e) Establecer la proporción y despejar para encontrar el resultado.

EJEMPLO:

¿Qué cantidad de cloro se requiere para obtener 160g de cloruro férrico de acuerdo a la siguiente reacción?

Fe C12 Fe CI3

Balanceamos la ecuación química

2Fe C12 + 2Fe CI3

Calculamos la masa molecular de las sustancias que intervienen en el problema (cloro y cloruro férrico).

2 Fe CI2 + CI2 2Fe CI3Masas atómicas

Fe = 55.8 CI = 35.5 x 2 = 71.0 Fe = 55.8 x 2 = 111.6CI = 35.5 CI = 35.5 x 3 = 106.5 218.1

Establecemos la relación entre las sustancias CI2 2FeCI3

CI2 2 FeCI3

71.0 --- 218.1x --- 160

Despejamos la incógnita

X = 71 x 160

218.1

Resultado x = 52.086g Necesitamos 52.086g de cloro para producir 160g de 2Fe CI3

EJERCICIOS:

Determina los pasos moleculares de las siguientes sustancias con ayuda de la tabla periódica.

Na3F(CN)6 Pb(NO3)2

NH4OH K2CrO4

H2 SO4 H3 PO4

AI (OH)3 KBrO4

Balancea las siguientes reacciones y comprueba la ley de la conservación de la materia Lavoisier.

NH3 + CuO Cu + N2 + H2OFe2 (SO4)3 + Ba CI2 Ba SO4 + FeCI3

Resuelve los siguientes problemas.

1. ¿Cuál es la masa en gramos de 3.08 moles de cloruro de sodio (NaCI)?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. ¿Cuál es el número de moles de agua contenidos en 219.8 mI de la misma?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. ¿Qué peso de oxígeno reaccionará con 10g de fierro de acuerdo a la siguiente reacción? 4Fe + 3O2 2 Fe2 O3

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

4. ¿Cuántos moles de oxido de aluminio (AI203) podrán obtenerse a partir de 200g de aluminio? 4 AI + 3O2 2 AI2 O3

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

5. ¿Cuántas moléculas de acetileno (C2H2) se producirán en la reacción de 1g de carburo de calcio CaC2 con agua? CaC2 + H2O C2H2 + Ca (OH)2

________________________________________________________________________________________________________________________________________________

6. ¿Qué porcentaje en peso de calcio contiene 1 mol de bicarbonato de calcio? Ca (HCO3)2________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7. ¿Cuál es el porcentaje de fierro en los siguientes compuestos?

a) FeO________________________b) Fe2 O3 _____________________c) Fe(OH)2_____________________d) FeSO4______________________e) Fe(NO3)3_______________________

Contesta brevemente

¿Qué es un mol de sustancia?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

¿A cuánto equivale el número de Avogadro?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

¿Qué dice la ley de las propiedades constantes?________________________________________________________________________________________________________________________________________________

EVALUACIÓN FINAL

1. Máximo número de electrones de nivel N

a) 2b) 8c) 10d) 32e) 18

2. Los subniveles de energía se representan mediante las letras…

a) K,L,M,N,O,P,Qb) n,l.m,sc) s,p,d,fd) A y Be) n,p, ,d

3. Un átomo es eléctricamente neutro parque

a) Tiene neutronesb) Los protones y los neutrones se neutralizanc) Tiene nucleones en la misma cantidadd) Los elementos están fuera del núcleoe) Los protones y electrones se neutralizan

4. La mayor cantidad de peso de un átomo se concentra en…

a) Las 7 órbitasb) Los electronesc) Las órbitas completasd) El núcleoe) Los protones

5. Cuando el electrón pasa de un nivel de mayor energía a otro de menor, emite energía llamada…

a) Fusiónb) Reacciónc) Fotónd) Reflexióne) Nuclear

6. la naturaleza dual de la luz fue propuesta por…

a) Daltonb) Bohrc) De Broglied) Rutherfore) Mendelev

7. “Dos electrones del mismo átomo nunca pueden tener su cuarto número cuantico iguales” Corresponde…

a) Principio de exclusiónb) Regla de Aut-Bauc) Principio de edificación progresivad) Regla de Hude) Principio de máxima sencillez

8. El oxígeno pertenece al grupo:

a) IV-Bb) I-Ac) II-Ad) III-Ae) III-B

9. Los elementos anfotéricos son del grupo:

a) I-Bb) I-Ac) II-Ad) VII-Ae) VIII-A

10. El que los elementos al combinarse traten de completar los electrones de la última órbita como la de los gases raros se conoce como:

a) Estructura de Rydberb) Ley de Daltonc) Regla de Hundd) Regla de Octetoe) Principio de Bhor

11. Uno de los postulados por Dalton es:

a) Los elementos están constituidos pos átomosb) Al combinarse los átomos lo hacen en números enteros y pequeñosc) Átomos del mismo elemento tienen las mismas propiedadesd) Los átomos de distinto elemeto tienen distintas propiedadese) Todas las anteriores

12. El máximo número de electrones del subnivel d es:

a) 2b) 6c) 10d) 14e) 32

13. Una propiedad que no corresponde a los metales es:

a) Ser electropositivosb) Ser dúctilesc) Formar óxidosd) Ser electropositivose) Formar hidróxido

14. Forma más simple en que puede separar un compuesto y que conserva sus propiedades

a) Átomob) Mezclac) Elementod) Mole) Molécula

15. Es el número de electrones presentes en la última órbita

a) Electrón diferencialb) Periodoc) Iónd) Valenciae) Afinidad

16. Valencia de los elementos del grupo II-A

a) 2b) -5c) -2d) +3e) +2

17. Si el cloro está en el grupo VII-A y en el periodo 3 qué característica es correcta:

a) Tienen tres electrones en la última órbitab) Termina en d su configuración electrónicac) Tiene 7 órbitasd) Tiene 7 electrones en la última órbita

18. Si el carbono es tetravalente es porque pertenece a…

a) Los metalesb) El grupo IV-Ac) El periodo 4d) Los carbohidratose) El subnivel f

19. Símbolo de un elemento gaseoso menos denso que el aire y explosivo

a) Fb) Oc) Nd) He) He

20. Escala que corresponde a un ácido fuerte

a) 2b) 13c) 7d) 6e) 8

21. Son sustancias que en solución acuosa producen electrolitos H+

a) Hidróxidob) Aguac) NaOHd) HCIe) NH3

22. Sustancia que en solución acuosa produce radical hidrófilo

a) NaCIb) Li2CO3

c) HBrd) H2SO3

e) Base

23. Número de oxidación del CI en el compuesto CI2O7

a) -1b) -7c) -3d) +7e) +3

24. Mencionó que los ácidos son sustancias que aceptan pares electrones

a) Arrheniusb) Brönsted-Lowryc) Lewisd) Bohre) DeBroglie

25. La reacción de neutralización se da entre…

a) Oxido y aguab) Sal y no metalc) Ácido e hidróxidod) Metal y no metale) No metal y oxígeno

26. Cantidad de materia que se consume o produce por unidad de tiempo…

a) Reacciónb) Velocidad de reacciónc) Reducciónd) Ionizacióne) Catásis

27. La velocidad de reacción puede variar por…

a) Catalizadoresb) Temperaturac) Valenciad) Por la respuesta a y ce) Por la respuesta b ya

28. Enlace en el que se comparten electrones

a) Iónicob) Electrovalentec) Salinod) Covalentee) Metálico

29. El enlace covalente polar se forma entre…

a) Metal y no metal

b) Ionesc) Electropositivos y negativosd) Átomos igualese) Átomos diferentes

30. Capacidad de un elemento de perder electrón durante la reacción

a) Velocidad de reacciónb) Poder oxidantec) Poder reductord) Átomos igualese) Átomos diferentes

31. las fórmulas químicas pueden ser

a) Empíricasb) Electrónicasc) Molecularesd) Las respuestas de a y be) Las respuestas de a, b y c

32. Representación matemática de una reacción química

a) Fórmula químicab) Velocidad de reacciónc) Moléculad) Ecuación químicae) Ionización

33. En una reacción exotérmica

a) Se requiere calorb) Absorbe energíac) Produce energíad) Necesita energía cinéticae) Produce CO2

34. Las siguiente reacción 2H2O 2H2 + O2

a) Sustituciónb) Neutralizaciónc) Síntesisd) Descomposicióne) Exotérmica

35. En la siguiente ecuación química, cuál representa a un reactante

H2O + SO2 + HNO3 H2SO4 + NH3

a) SO2

b) H2SO4

c) H2SO4 y NH3

d) SO2 y NH3

e) Ninguna

36. Ejemplo de reacción de doble sustitución

a) 2H2O 2H2 +O2

b) Nh3 N+ (H-)3

c) 2Na + CI2 2NaCId) AI2O3 +2Fe Fe2O3 +2AIe) H3PO4 + 3NaOH Na3 PO4 + 3H2O

37. ¿Cuál porcentaje de H se encuentra en la molécula H2O2 sabiendo que los pesos atómicos son 1 y 16 respectivamente?

a) 25b) 40c) 36d) 80e) 4

38. La ley de Lavosier es:

a) Ley de las proporciones constantesb) Ley de las proporciones múltiplesc) Ley de las proporciones equivalentesd) Ley de la conservación de la masae) Ley de la conservación de la energía

39. ¿Qué porcentaje de H se encuentra en la molécula H2O2 sabiendo que los pesos atómicos son 1 y 16 respectivamente?

a) 2b) 75c) 13d) 5.9e) 26.0

40. ¿Qué cantidad de Na se requiere para reaccionar con 60g de CI de acuerdo a la siguiente reacción?

2na + + CI2 2 Na CI

Na =23CI = 35.5

a) 38.9b) 117gc) 22.4d) 12ge) 165g

quimicaguias

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