TEÓRICOS PARA RENDIR QUÍMICA CÓMO MATERIA EQUIVALENTES

Dirección de Educación de Jóvenes y Adultos

PROGRAMA DE QUIMICA

C.E.N.M.A. 125

Ciclo lectivo: 2020

Profesoras: Liliana Volpini y Patricia Trento

UNIDAD Nº 1: LAS UNIONES QUÍMICAS Y SU RELACIÓN CON LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LAS SUSTANCIAS.

Repaso de Tabla periódica: importancia, reconocimiento de información (símbolo químico, número másico, atómico, números de oxidación, estados de agregación a temperatura ambiente, elementos naturales y artificiales. Configuración electrónica, número másico y atómico. Cálculo de cantidad de protones, electrones y neutrones. Configuración electrónica de iones. Electrones de valencia. Estructura de Lewis. Concepto de enlace químico. Polaridad del enlace y polaridad de la molécula.

Interacciones intramoleculares: Enlace iónico, covalente y metálico: concepto. Características de los compuestos según el tipo de enlace. Propiedades de los materiales y sustancias con este tipo de enlaces.

Interacciones intermoleculares. Enlace Puente de hidrógeno. Estructura y propiedades del agua. Propiedades coligativas: concepto, utilidad en la vida cotidiana. Fuerzas de Van der Walls: concepto y ejemplos de aplicación de este tipo de fuerzas en la vida cotidiana.

UNIDAD Nº 2: LOS COMPUESTOS QUÍMICOS Y EL LENGUAJE SIMBÓLICO

Química inorgánica y orgánica: ¿Qué estudian? Características. Ejemplos de la vida cotidiana.

Formación de los distintos compuestos: óxidos, ácidos, hidróxidos, hidruros metálicos y no metálicos y sales. Nomenclatura química: stock, numeral e IUPAC, sólo para óxidos, ácidos y básicos. Nomenclatura tradicional: ácidos, hidróxidos, hidruros y sales. Ejemplos de sustancias inorgánicas importantes para el hombre. Sustancias ácidas y básicas: pH, concepto, interpretación, sustancias indicadoras.

La medición en el mundo microscópico. Las unidades de medida en química: la u.m.a. y el mol: concepto. Ley de conservación de masa..

Macromoléculas: Concepto. Clasificación: lípidos, carbohidratos, proteínas y vitaminas Composición química e importancia en los seres vivos. Funciones orgánicas: hidrocarburos y alcoholes.

La relación de los compuestos químicos con los problemas ambientales, de la salud y sociales.

IMPORTANTE:

El presente material fue realizado como una guía de estudio para aprobar la materia. Deberá realizar la ejercitación propuesta ya que una materia como Química se aprueba ejercitando.

Encontrará un modelo de examen y después los temas desarrollados.

Para contacto:

mail: ptrento.secundario@gmail.com

HORARIO: Lunes de 13 a 16:50 y miércoles de 8 a 12 hs

whatsApp: +5493516896927

MODELO PARA EXÁMENES

1- Busque en la tabla periódica el elemento Bario, determine el número de protones, electrones y neutrones, realice la configuración electrónica y dibuje las casillas cuánticas.

2- Observa la imagen y determina que tipo de unión se establece entre estos átomos. Descríbela.

3- Escribe la fórmula química de los siguientes compuestos:

Óxido cúprico

Hidróxido de magnesio

Ácido nítrico

Anhídrido carbonoso

4- Realiza la reacción de formación del óxido de azufre con número de oxidación 4, realiza la fórmula mínima, nómbralo correctamente y balancealo.

5- Escribe la fórmula química del Sulfito de estroncio.

6- Balancea la siguiente ecuación química, nombra las sustancias:

Fe(OH)₃ +   HClO --------------------- Fe (ClO)₃ + H₂O

7- Explica que son las biomoléculas.



FIN

MATERIAL TEÓRICO Y PRÁCTICO PARA PREPARAR Y RENDIR LA MATERIA

El modelo actual del átomo y las Uniones químicas

Tu quieres sorprender a tu familia cocinando un pollo al horno, para que el sabor se conserve piensas envolverlo en papel de aluminio. Te surge una duda, ¿se fundirá el papel de aluminio cuando se cocine? Qué duda!….

Átomos y moléculas

El papel de aluminio con el que quieres envolver la comida, está compuesto de átomos unidos entre sí por un tipo de unión química especial, que verás a continuación....
Ahora es el momento de recordar qué es un átomo y cómo se ubican los electrones en él (configuración electrónica).

Repasemos ....

El modelo actual del átomo, resultado de la mecánica cuántica nos indica que el átomo, está formado por un núcleo denso y compacto donde se encuentran las partículas con carga positiva (protones) y las partículas con carga neutra (neutrón), que determinan la masa del mismo. Las partículas con carga negativa (electrón) se encuentran girando alrededor del núcleo, en zonas del espacio llamados orbitales.

En esta imagen lo podrás ver:

VIDEO SOBRE EL ÁTOMO (para ver haz click aquí para verlo)

El número de protones que contiene cada átomo se denomina número atómico (En el caso del átomo neutro la cantidad de partículas con cargas positivas (protones) es igual a la cantidad de partículas con carga negativa (electrones) y se simboliza con Z .
Se denomina número másico a la suma de los protones y neutrones del núcleo y se simboliza con A.
Los número atómicos y másicos los encuentras en la Tabla periódica de los elementos.
Aquí tienes una Tabla periódica de los elementos químicos.(haz click aquí para abrir el enlace).

Busca tu tabla o en esta interactiva , identifica donde se encuentran el número atómico y número másico o masa atómica. Recuerda que en la materia Físico-química, aprendiste que los elementos químicos se ordenan de manera ascendente de acuerdo al numero atómico en 18 columnas y 7 filas..

La tabla está organizada en grupos y periodos. Los grupos son 18 y en el mismo grupo o columna, se ubican aquellos átomos que terminan con la misma configuración electrónica en su último nivel de energía.

Los periodos o filas, son 7 y es el mayor número cuántico principal alcanzado por los electrones de ese átomo. Cada elemento químico se ubica en un cuadrado con datos, mirá este ejemplo:

Ten en cuenta El dato de masa atómica es el que redondeado a número entero se llama NÚMERO MÁSICO.

El color de fondo, indica si son metales, metaloides, no metales y gases inertes. En el lugar central está el símbolo químico del elemento, abajo el nombre del elemento químico, el número atómico en la parte superior y el másico en la parte inferior del cuadrado. Estos últimos datos pueden encontrarse a la derecha o la izquierda, depende de la tabla periódica.

Sigamos con el tema. . . .

Por ejemplo, un átomo con Z=12 y A=24, como el magnesio, indica que posee si Z=12 entonces posee:

•12 protones y

•12 electrones (porque el átomo es eléctricamente neutro).

Este dato sale, directamente, de observar Z (es el mismo número), para calcular el número de neutrones, recordá que:

A= n (número de neutrones) Z, si despejas n de esta ecuación queda:

n= A - Z, quiere decir, que restando estos dos datos obtenés el número de neutrones. Para este ejemplo, n=24-12= 12 neutrones.

Una curiosidad: Te llamará la atención que el número másico (A) no es entero sino por el contrario es decimal y te preguntarás ¿Cómo puede ser esto? Si es el número de protones y neutrones debería ser un número entero porque son partículas concretas. Lo que sucede es que en la naturaleza no todos los átomos de un elemento químico dado (como por ejemplo el hidrógeno) pesan los mismo, se llaman ISOTOPOS (tiene el mismo número atómico (Z), pero distinto número másico (A)), entonces se hace un promedio entre los porcentajes y entre los distintos isotopos.

PARA LOS CÁLCULOS EL NÚMERO MÁSICO (A), SE REDONDEA A UN NÚMERO ENTERO SIGUIENDO LAS REGLAS DE LAS MATEMÁTICAS, por ejemplo si el A=13, 49 queda 13 y si fuera 13, 51 redondea a 14.

Ejercicios de práctica:

Para los siguientes átomos, busca en la tabla periódica los números Z y A y luego calcula el número de protones, electrones y neutrones, en cada caso:

Calcio

Litio

Manganeso

Hierro

Flúor

Hidrógeno

Helio

Las repuestas las encontrarás abajo.

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS:

Calcio Z=20 A=40

Número de protones: 20

Número de electrones: 20

Número de neutrones: 40-20= 20

Litio Z= 3 A=7

Número de protones: 3

Número de electrones: 3

Número de neutrones: 7-3= 4

Manganeso Z=25 A=55

Número de protones: 25

Número de electrones: 25

Número de neutrones: 55 -25= 25

Hierro Z=26 A=56

Número de protones: 26

Número de electrones: 26

Número de neutrones: 56-26= 30

Flúor Z=9 A=19

Número de protones: 9

Número de electrones: 9

Número de neutrones: 19-9= 10

Hidrógeno Z= 1 A=1

Número de protones: 1

Número de electrones: 1

Número de neutrones: 1-1=0

Helio Z=2 A=4

Número de protones: 2

Número de electrones: 2

Número de neutrones: 4-2= 2

Configuración electrónica y casillas cuánticas:

PARA REFRESCAR ESTOS TEMAS PUEDES CONSULTAR LAS PAGINAS 217 A 274 DEL CUADERNILLO DE LA MATERIA.MODULO 4 DE QUIMICA- (Haz click aquí para verlo) O PEDIR EL PDF A LA DOCENTE ENCARGADA

Los electrones se disponen alrededor del núcleo, siguiendo un patrón o modelo determinado llamado configuración electrónica.

Para realizar la configuración electrónica de un átomo se necesita conocer:

El número atómico de ese elemento químico (dato obtenido en la tabla periódica).
Los números cuánticos:

El número cuántico principal:Este número cuántico está relacionado con los niveles energéticos.Se representan con números arábigos del 1 al 8 y antiguamente con letras mayúsculas de la K en adelante),

El número cuántico secundario o azimutal (indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.

-El subnivel s (de sharp=nítido) que puede contener como máximo a 2 electrones.

- El subnivel p (de principal) que puede contener como máximo a 6 electrones.

- El subnivel d (de difuse=difuso) que puede contener como máximo a 10 electrones.

- El subnivel f (de fundamental) que puede contener como máximo a 14 electrones. ),

El número cuántico magnético (Indica la orientación espacial del subnivel de energía )

y el espín (indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.).

Estos números cuánticos determinan la distribución de electrones en el átomo que en el texto se muestran en el dibujo de arriba.

Diagrama de Möeller o de la diagonal: es la manera de representar la distribución de los electrones en los niveles de energía y dentro de ellos en los distintos orbitales.

La manera practica de hacer este diagrama es escribiendo los números cuánticos principal y secundario, uno debajo de otro y luego cruzar una diagonal como se indica en este enlace :Cómo hacer la configuración electrónica (haz click aquí)

RECUERDA:

1s2 El número cuántico principal uno, tiene un sólo subnivel el s
2s2 2p6 El número cuántico principal dos, tiene dos subniveles el s y el p
3s2 3p6 3d10 El número cuántico principal tres, tiene tres subniveles el s, el p y el d.
4s2 4p6 4d10 4f14 El número cuántico principal cuatro, tiene cuatro subniveles el s, el p, el d y el f. a partir de aquí se repiten
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10 6f14
7s2 7p6 7d10 7f14

Al cruzar la línea diagonal queda de la siguiente manera, observá en los dos primeros renglones, la línea azul une sólo un dato encerrado en un círculo:

Si sigues el recorrido de la línea azul diagonal, desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda, verás que el trayecto es 1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p6 ; 4s2 ; 3d10 ; 4p6 ..... Este es el orden en que se ubican los electrones desde el núcleo hacia afuera.

ESTE DIAGRAMA ESTÁ EN LA PARTE DE ATRÁS DE TU TABLA PERIÓDICA , BÚSCALO.

Realizar la configuración electrónica nos permite obtener, en la capa externa, llamada capa de los electrones de valencia, la manera en que se ubican los electrones y es allí donde ocurren las uniones entre los átomos

Siguiendo con el ejemplo del aluminio, buscamos su número atómico en la Tabla periódica:

Z=13 indica que hay 13 protones y electrones.
Los 13 electrones se ubicarán del siguiente modo.

1s2; 2s2 2p6; 3s2 3p1

lo vamos a interpretar:

2 Electrones se ubican en el PRIMER nivel principal de energía, en el subnivel s que puede contener como máximo 2 electrones.
2 Electrones se ubican en el SEGUNDO nivel principal de energía, en el subnivel s.
6 Electrones se ubican en el SEGUNDO nivel principal de energía, en el subnivel p que puede contener como máximo 6 electrones. En total este nivel principal contiene 8 electrones.
2 Electrones se ubican en el TERCER nivel principal de energía, en el subnivel s.

A esta altura los números que están como supraíndice sobre las letras, que representan los subniveles de energía, indican los electrones que se están ordenando.

Si sumas los electrones que ya se han configurado 1s2; 2s2 2p6; 3s2 , 2+2+6+2=12, falta ubicar un electrón para llegar a los 13 que posee este elemento químico.

Este único electrón se ubica en el TERCER nivel principal de energía, en el subnivel p que puede contener como máximo 6 electrones, pero como sólo falta ubicar uno termina 3p1.

La configuración electrónica de un átomo se representa con casillas cuánticas, que son cuadrados o círculos, divididos al medio, donde se representan los subniveles de energía.Con flechas se representan los electrones.

En cada cuadrado o círculo, entran dos electrones y se dibujan con las puntas de las flechas enfrentadas representando el número cuántico del espín.

Para completar con electrones los subniveles se sigue la Regla de Hund (Es una regla empírica obtenida en el estudio de los espectros atómicos que dice:

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados, llenando primeros todos los de abajo y luego apareándolos.) , queda de esta manera:

Continuando con el ejemplo del aluminio, al realizar las casillas cuánticas, queda:

CUADERNILLO VER PAG 224 (has clic para ver)

Ejercicios de práctica

Realiza la configuración electrónica y las casillas cuánticas de los siguientes elementos químicos:

Calcio

Litio

Manganeso

Hierro

Flúor

Hidrógeno

Helio

las respuestas están aquí abajo:

Las moléculas. . .

Las respuestas correctas abajo:

Los átomos no suelen permanecer en la naturaleza aislados, sino que tienden a agregarse entre sí, formando estructuras más complejas que llamamos MOLÉCULAS, lo podrás ver a continuación:

VIDEO¿Cómo se forma una molécula? (haz click aquí)

Para combinarse entre sí, los átomos ceden, ganan o comparten cierta cantidad de electrones. El número entero que representa la cantidad de electrones que participan en la reacción se denomina número de oxidación, el signo positivo indica que los electrones los cedió, el negativo que los ganó.
Los números de oxidación se encuentran en la tabla periódica, generalmente a la izquierda. Hay elementos químicos que poseen mas de un número de oxidación llamándose a estos estados de oxidación del elemento. Por ejemplo el calcio tiene un solo estado de oxidación que es +2, mientras que el carbono posee varios estados de oxidación: -2, -4, +2 y+4.

Ejercitación:

Escribe para cada elemento químico, el símbolo químico y su/s número/s de oxidación (estados de oxidación) frecuentemente usados en reacciones químicas:

Hidrógeno

Potasio

Calcio

Hierro

Plata

Oro

Cloro

Nitrógeno

Oxígeno

Litio

Cobalto

Carbono

Flúor

Cadmio

Níquel

Cobre

Cromo

Azufre

Fósforo

Neón

UNIONES QUÍMICAS:

UNIONES INTERATÓMICAS

Una buena pregunta en química por mucho tiempo fue ¿por qué se unen los átomos? y ¿por qué los gases nobles o inertes no se unen con otros? ¿El tipo de unión predispone a esa sustancia a determinadas características, como el del papel de aluminio?

Estas preguntas hicieron que algunos científicos trabajaran en el tema, uno de ellos el estadounidense Gilbert Newton Lewis investigó sobre el tema y hoy podemos afirmar que, en química, vemos dos tipos de uniones químicas:

Las interatómicas (entre los átomos) y

las intermoleculares.(entre las moléculas)

La unión entre los átomos se produce mediante el enlace químico que se realiza mediante los electrones de la última capa, electrones de valencia:Son los electrones que están en el último nivel de energía y participan en las uniones químicas, son los electrones EXTERNOS.

Cuando los diferentes átomos se unen, siempre lo hacen de tal forma que intentan conseguir la estructura estable de los gases nobles, llamada Ley del octeto.

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble.Hay EXCEPCIONES a la regla del octeto, en el hidrógeno es dueto y en otros compuestos que hacen dobles y triples ligaduras pueden ser de 6 electrones.

Las uniones interatómicas, son las que se establecen entre los átomos. Se clasifican como iónicas, covalentes y metálicas, como muestra el siguiente cuadro.

¿Porque los átomos buscan unirse o otros?

Los átomos no suelen permanecer en la naturaleza aislados, sino que tienden a agregarse entre sí formando unas estructuras más complejas que llamamos MOLÉCULAS. Se unen porque aislados no son estables, y el unirse a otros átomos les permite pasar a una situación de menor energía, lo que supone también mayor estabilidad.

Un enlace químico se produce como resultado de la interacción electrostática (a través de las cargas positivas y negativas) entre los núcleos y los electrones de los átomos que se unen.
Sólo intervienen los electrones de la capa de valencia ( ), quedando inalterados el núcleo y los electrones más próximos al mismo.

Un enlace químico se produce como resultado de la interacción electrostática: entre los núcleos y los electrones de los átomos que se unen. La interacción electrostática ... es la fuerza eléctrica es la responsable de la atracción o repulsión entre objetos con carga eléctrica. Establece que dos cargas del mismo signo se repelen, mientras que dos cargas de signos opuestos se atraen.

Sólo intervienen los electrones de la capa de valencia, quedando inalterados el núcleo y los electrones más próximos al mismo.

VIDEOS¿Cómo se unen los átomos? (haz clik aquí)

¿Qué es una unión iónica?

En ésta unión, uno de los elementos cede electrones, el otro gana electrones, se transforman en iones, un catión y un anión. La fuerza de atracción es electrostática.

VIDEO.Para que veas el enlace iónico de cerca( haz click aquí)

Observa la imagen el sodio (Na), luego de hacer la configuración electrónica resulta que en su último nivel de energía termina en 3s1 , ese electrón, es el que cede al otro átomo el cloro, para adquirir la configuración del gas inerte que le antecede en la tabla periódica, el Neón.

Al ceder el electrón su balance de cargas entre los protones y electrones queda como +1 y lo transforma en un CATIÓN. Por otro lado, el cloro , como muestra la configuración electrónica , en su último nivel de energía termina en 3s2 3p5 , observa que si adquiere un electrón completa su nivel de energía, adquiere la configuración del gas inerte que le precede el Argón y se transforma en un anión.

En este tipo de unión hay especies con cargas que se atraen por fuerzas electrostáticas y esta atracción forma un sólido cristalino con una fuerte atracción entre los iones. Para que ocurra este tipo de enlace la diferencia de electronegatividad (capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así), debe ser superior a 1,8 según la escala de electronegatividades de Pauling .

Observa este video te ayudará a comprender:VIDEO:La electronegatividad (haz click aqui)

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico.

¿Qué propiedades tienen los compuestos que presentan unión iónica?

Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico, a temperatura ambiente: un cristal es un sólido homogéneo que presenta un orden interno periódico de sus partículas, sean átomos, iones o moléculas. La palabra proviene del griego crystallos, nombre que dieron los griegos a una variedad del cuarzo, que hoy se llama cristal de roca. Observa un cristal de sal gruesa de cocina, para que puedas comprobarlo.

Altos puntos de fusión y ebullición:

En la red se ubica un catión el sodio rodeado de aniones el cloro,cómo se muestra en el dibujo, está atracción electrostática es muy fuerte por ello posee altos puntos de fusión y ebullición. Se necesitan grandes cantidades de energía para lograr que los iones se desordenen y separen para dejar la red cristalina, por ello es imposible fundir sal en el fuego de la cocina, como sí lo haces con el azúcar.

Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII: porque si haces la configuración electrónica de los elementos del grupo 1 y 2 , terminan en Xs1 y Xs2 respectivamente, perdiendo el/los electrones, adquieren la configuración del gas que le antecede en la tabla periódica.

Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas.

Una vez en solución acuosa son excelentes conductores de electricidad.

En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una lamparita si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua pura, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho recipiente, la lámpara del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.

VIDEO: Experiencias para aprender (haz click aquí)

¿Qué es una unión covalente?

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble.

Observa la imagen:

Este video ... VIDEO:Para entender el enlace covalente (haz click aquí) te ayudará a afianzar los conocimientos.

¿Qué propiedades tienen los compuestos que presentan unión covalente?

Las temperaturas de fusión y ebullición bajas.

En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Son blandos en estado sólido.

Son aislantes de corriente eléctrica y calor.

Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Enlace covalente polar y apolar

El enlace covalente presenta dos subtipos dependiendo de si se unen átomos no metálicos iguales (H2, O2, N2) o átomos no metálicos distintos (O-H-O), en este cuadro encontrarás las diferencias y similitudes entre ellos:

¿Qué es una unión metálica?

Una unión metálica es la fuerza de atracción electrostática entre los núcleos de los átomos metálicos y los electrones libres o móviles que se encuentran en su estructura. Es una estructura en capas y las fuerzas entre los núcleos y los electrones no tienen dirección única: la atracción se produce en todas las direcciones posibles, como se muestra en la imagen de abajo.

Es un enlace fuerte, que se forma entre elementos de la misma especie.

Los metales generalmente presentan brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes.

¿Qué propiedades tienen los compuestos que presentan unión metálica?

Los metales:

Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio.

El enlace metálico es característico de los metales, que son la mayoría de los elementos de la tabla periódica.

Los metales generalmente presentan brillo.

Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos los no metales, por lo que se puede deducir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen.

Son maleables, tienen la capacidad de hacerse láminas al ser sometidos a esfuerzos de compresión.

Son dúctiles, tienen la propiedad de hacer alambre o hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción.

Poseen tenacidad, presentan resistencia al romperse o al recibir fuerzas bruscas (golpes, etc.).

Poseen resistencia mecánica, resisten el esfuerzo de tracción, compresión, torsión y flexión sin deformarse ni romperse.

Son duros.

Son buenos conductores (calor y electricidad).

Podrás ver estas características en este video VIDEO:Unión metálica (haz click aqui)

Ejercicios sobre uniones interatómicas:

Clasifica las uniones entre los siguientes átomos como iónicas, covalentes o metálicas:

Cloro con cloro
sodio con cloro
aluminio con aluminio
potasio con bromo
oxigeno con oxigeno
hidrógeno con oxígeno
cobre con cobre

Respuestas correctas:

covalente apolar
iónica
metálica
iónica
covalente apolar
covalente polar
metálico

Uniones intermoleculares

¿Qué es una unión intermolecular?

Son fuerzas que unen moléculas. Las moléculas se polarizan o no y esto determina fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre ellas, atrayéndolas. Podemos concluir, entonces que es la unión que resulta de las fuerzas de carácter electrostático que se establecen entre las moléculas, consigue mantenerlas unidas en una red cristalina.

¿Son uniones más fuertes o débiles que las interatómicas?

Aunque hay diferentes tipos de fuerzas intermoleculares, tal como se muestra a continuación, todas ellas tienen mucha menor fortaleza que un enlace iónico o covalente, pero como se dice la unión hace a la fuerza y al ser fuerzas débiles pero afectando a un gran número de moléculas hace que las sustancias presenten características propias y definidas. Unen pero no enlazan.

Las fuerzas intermoleculares se dividen en dos:

• El enlace puente hidrógeno y

• Las fuerzas de Van der Waals

Enlace puente hidrógeno

La unión puente hidrógeno es el enlace que se establece entre un átomo de H de una molécula, que por ir unido a F, O ó N (los 3 átomos más electronegativos) tiene una gran densidad de carga positiva, y un átomo de F, O ó N de otra molécula que tendrá una gran densidad de carga negativa.

VIDEO:Enlace puente hidrógeno (haz click aqui)

Es el enlace que le da las propiedades al agua, lo vemos aquí:

VIDEO:Propiedades del agua (haz click aquí)

Que interesante, ¿no? La unión puente hidrógeno es una unión que se basa en el lema "la unión hace a la fuerza" ya que la interacción entre una molécula y otra es débil pero la suma de todas estas interacciones en red hacen que la unión sea muy fuerte y explica el comportamiento físico y químico, de los compuestos que lo realizan como vimos en el caso del agua. Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del estudio de los puntos de ebullición. Esta temperatura sigue una ley periódica, generalmente los puntos de ebullición de compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular.

Los compuestos de los elementos de los grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma, para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullición más alto, contrariamente de lo que se podría esperar. Ello es debido al enlace de hidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los más electronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado.

Los compuestos de hidrógeno de elementos vecinos al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a la temperatura ambiente como por ejemplo el metano CH4, el amoniaco NH3, el sulfuro de hidrógeno H2S y el ácido clorhídrico, HCl; en cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. Los puentes de hidrógeno juegan también un papel crucial en la estructura del ADN, la molécula que almacena la herencia genética de todos los seres vivos.

Enlace fuerzas de Van Der Waals

Las otras fuerzas intermoleculares son las de Van der Waals, son interacciones atractivas que se establecen entre átomos o moléculas. Se trata de interacciones de tipo electrostático que dependen de la distancia entre las especies entre las que se establecen, lo que hace que su intensidad sólo sea significativa (aunque siempre menor que la de un enlace químico) a corta distancia.Dentro de cada tipo de Fuerza de Van der Waals, la intensidad aumenta con la superficie de la molécula, es decir, con el tamaño.
Veamos algunos ejemplos:

Podemos resumir lo visto en este cuadro:

En la siguiente página puedes ejercitar estos temas: EJERCICIOS DE QUÍMICA (Haz click aqui)

Unidad 2-Compuestos químicos en la vida cotidiana

Esta imagen te puede impactar, toda una máquina de chapa con herrumbre, si continua expuesta al medio ambiente por largo tiempo terminará siendo polvo....

¿Porqué ocurre esto?

¿Le pasa a todos los metales?

¿Qué compuesto es el herrumbre?La respuesta

FORMACIÓN DE COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS:

Los compuestos químicos que desarrollaremos son los :

óxidos básicos

óxidos ácidos o anhídridos

ácidos (oxoácidos e hidrácidos)

hidróxidos

sales (neutras, ácidas y básicas)

ÓXIDOS:

Los óxidos son compuestos binarios, formados por dos átomos diferentes donde uno siempre es el oxígeno, que se obtienen al combinarse los metales o no metales con el oxígeno.

Para llegar a formar un óxido necesitamos recordar:

El símbolo químico del elemento metálico o no metálico y

El número de oxidación

Los óxidos se clasifican en óxidos básicos o ácidos, dependiendo si el oxígeno reacciona con un metal o un no metal respectivamente.

Óxidos básicos:

Son compuestos binarios que se obtiene cuando un metal reacciona con el oxígeno. Tomaré como ejemplo a la cal, que es el óxido de calcio, cuya fórmula química es CaO. Para este óxido verás con detenimiento cómo se forma, si hacés la configuración electrónica para el calcio y el oxígeno se obtiene:

Recordá ¿porqué se unen los átomos para formar moléculas? ... Lo hacen para adquirir una configuración de 8 electrones, en su último nivel de energía (excepto el hidrógeno que es dos), con esta idea observá el átomo de calcio, si cede sus 2 electrones del nivel 4 al oxígeno, se transforma en un catión Ca+2 (al perder 2 electrones la suma de cargas positivas y negativas se desbalancea dando una carga neta total +2) Y en su nivel 3 posee un total de 8 electrones y así se estabiliza, porque adquiere la configuración electrónica del gas noble Argón.

Por otro lado, cuando el oxígeno gana los dos electrones del calcio se transforma en un anión O-2 ( ver configuración: tiene dos orbitales vacios) completa el nivel 2 y se rodea de 8 electrones, se estabiliza por que adquiere la configuración del gas noble Neón.

Las moléculas son neutras, si tenemos Ca+2 y O-2 la suma de cargas es +2-2=0; entonces el óxido de calcio se forma con un átomo de calcio y uno de oxígeno.

Si cada vez que hacemos un óxido hay que hacer la configuración electrónica correspondiente, se hace muy tedioso, para ello buscamos en la tabla periódica, el número de oxidación del calcio que es +2 (RECUERDA: Un número de oxidación positivo indica que el átomo perdió a los electrones y un número de oxidación negativo indica que él átomo adquirió los electrones) y el del oxígeno que para los óxidos es -2 y luego se busca la electroneutralidad.

La fórmula mínima del óxido de calcio es CaO.

La fórmula desarrollada del mismo, es la representación de la molécula en dos dimensiones, para ello dibujás un círculo por cada átomo que indica la molécula y lo unís con tantas líneas como electrones participaron en la reacción (número de oxidación del elemento químico), otra opción es representar cada átomo con el símbolo químico, como se ve más abajo.

Veamos otros ejemplos:

El óxido de sodio, está formado por sodio y oxígeno, los símbolos químicos son Na y O; los números de oxidación de cada uno son +1 y -2 respectivamente, para que se cumpla el principio de electroneutralidad, necesitamos dos átomos de sodio y un átomo de oxígeno para formar una molécula neutra:

Na+1 O-2

Na+1

Entonces queda Na2O, (el número que es subíndice del símbolo químico indica la cantidad de átomos de ese elemento químico que forman la molécula).

El óxido de aluminio (recubre las ollas de aluminio haciendo que pierdan su brillo característico), está formado por aluminio y oxígeno, los símbolos químicos son Al y O; los números de oxidación de cada uno son +3 y -2 respectivamente, para que se cumpla el principio de electroneutralidad, necesitamos dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno para formar una molécula neutra:

Al+3 O-2

O-2

Entonces queda Al2O3.

RECUERDA QUE EL NUMERO COMO SUBÍNDICE QUE ESTA BAJO CADA SÍMBOLO QUÍMICO INDICA LA CANTIDAD DE ÁTOMOS DE ESE ELEMENTO QUÍMICO QUE HAY EN LA MOLÉCULA (ATOMICIDAD).

El cobre forma dos óxidos con el oxígeno, los números de oxidación del cobre son +1 y +2, para formar los dos óxidos de cobre se coloca el símbolo químico del cobre (Cu) y a continuación del oxígeno y para que se cumpla el principio de electroneutralidad en cada caso será:

Cu+1 O-2

Cu+1

Queda entonces Cu2O.

Cu+2 O-2 Queda entonces CuO.

Estos son los dos óxidos de cobre.

Otra manera de hacerlo...más fácil

Otra manera de hacerlo es colocar los símbolos químicos e intercambiar y colocar como subíndices los números de oxidación.

Cu+1 O-2

Cu+1

Queda entonces Cu2O.

Cu+2 O-2 Queda entonces CuO.

Si observas con cuidado, para formar un óxido, es necesario colocar:

1. El símbolo químico del metal a continuación el símbolo químico del oxígeno.

2. Se colocan como subíndices los números de oxidación sin signo intercambiados.

3. Se simplifican cuando sean múltiplos.

Nomenclatura:

Ya has formado óxidos, ahora hay que nombrarlos. Los compuestos químicos se nombran de manera que toda la comunidad científica asocie el nombre a su fórmula mínima. En la actualidad existen cuatro nomenclaturas vigentes:

• El nombre trivial: es el nombre dado desde hace mucho tiempo para determinados compuestos como por ejemplo cal viva, agua etc., es la menos usada en la comunidad científica exepto el caso del agua.

• La nomenclatura tradicional: se basa en nombrar los compuestos de acuerdo a si posee:

▪ Un único número de oxidación, se nombra ÓXIDO DE a continuación el nombre del METAL, por ejemplo ÓXIDO DE CALCIO.

▪ Dos números de oxidación, se nombra ÓXIDO (sin DE) se colocan terminaciones OSO para el número mas pequeño e ICO para el mayor, por ejemplo ÓXIDO CUPROSO, si el número de oxidación que participa es el +1 y ÓXIDO CÚPRICO, si el número de oxidación que participa es el +2.

▪ Tres números de oxidación, se nombra ÓXIDO (sin DE) se colocan prefijo HIPO seguido de la terminación OSO, al más pequeño de los números y luego como en el caso anterior terminaciones OSO para el número del medio e ICO para el mayor.

▪ Cuatro números de oxidación, se nombra ÓXIDO (sin DE) se colocan prefijo HIPO seguido de la terminación OSO, al más pequeño de los números y luego como en el caso anterior terminaciones OSO para el número que sigue e ICO para el siguiente, al mayor, utilizará prefijo PER y terminación ICO.

•La nomenclatura de la IUPAC

(La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, IUPAC, es un grupo de trabajo que tiene como miembros a las sociedades nacionales de química, fundada en 1919.La Nomenclatura IUPAC es un sistema de nomenclatura de compuestos químicos y de descripción de la ciencia y de la química en general ) tiene en cuenta la nomenclatura por:

▪ Atomicidad: Se colocan PREFIJOS indicando la cantidad de átomos de cada elemento químico involucrado, comenzando desde el óxigeno y luego siguiendo por el metal, unidos por la preposición DE. Los prefijos son mono para uno, di para dos, tri para tres, tetra para cuatro, penta para cinco, hexa para seis, hepta para siete y así sucesivamente. Por ejemplo CaO monóxido DE calcio o monóxido DE monocalcio.

▪ Numeral stock: se coloca la palabra ÓXIDO DE seguido del nombre del METAL y a continuación encerrado entre paréntesis el número de oxidación del metal. Por ejemplo CaO, ÓXIDO de CALCIO (II).

Para los ejemplos realizados anteriormente escribiremos todas las nomenclaturas explicadas, la tradicional, y las de IUPAC.

Ejercicios resueltos:

Óxidos ácidos:

Son compuestos binarios que se obtiene cuando un no metal reacciona con el oxígeno.

Se formulan igual que los óxidos básicos y la nomenclatura tradicional los llama anhídridos.

Por ejemplo el carbono, cuyo símbolo químico es C, tiene dos números de oxidación +2 y +4, los óxidos ácidos que se forman son:

• Carbono con número de oxidación +2:

C+2 O-2 de acuerdo al principio de electroneutralidad queda CO, sus nombres son

Anhídrido carbonoso para la nomenclatura tradicional

Monóxido de carbono para la nomenclatura IUPAC de atomicidad y

Óxido de carbono (II) para la nomenclatura IUPAC numeral stock.

• Carbono con número de oxidación +4:

C+4 O-2

O-2 de acuerdo al principio de electroneutralidad queda CO2 , sus nombres son:

Anhídrido carbónico para la nomenclatura tradicional

Dióxido de carbono para la nomenclatura IUPAC de atomicidad y

Óxido de carbono (IV) para la nomenclatura IUPAC numeral stock.

Seguramente te resultarán familiares los nombres de monóxido de carbono. Este gas silencioso tóxico, que se produce por mal funcionamiento de los calefactores y calefones en invierno y el dióxido de carbono que es el gas que exhalamos cuando respiramos, es el gas que está en gaseosas, cerveza y vinos espumosos.

Ejercicios resueltos

Peróxidos:

El oxígeno puede actuar con número de oxidación -1 formando los peróxidos, siendo el grupo característico de éstos el siguiente O2-2 .Para nombrarlos se antepone el prefijo per- al nombre del óxido (tradicional).

Se formulan colocando el símbolo del metal o no metal (como catión) y a continuación el grupo peróxido (O2-2) y se intercambian los números de oxidación.

Por ejemplo para el:

Peróxido de litio queda Li2(O2).

Peróxido de bario queda Ba2(O2)2, al simplificar queda Ba(O2).

ÁCIDOS:

Los ácidos se dividen en oxoácidos si tienen oxígeno, como el ácido sulfúrico (H2SO4) y en hidrácidos cuando no contienen oxígeno, como el ácido clorhídrico (HCl).

Ácidos (oxoácidos u oxiácidos)

Son compuestos ternarios que se obtiene de reaccionar un óxido ácido (anhídrido) con agua. Están constituidos entonces por hidrógeno, no metal y oxígeno, también son llamados OXOÁCIDOS u OXIÁCIDOS.

Para su formulación hay dos maneras de realizarlas:

Utilizando los números de oxidación y una regla empírica:

1. Se colocan en este orden los símbolos químicos del HIDRÓGENO- NO METAL -OXÍGENO

2. Si el número de oxidación del no metal es un número impar, le corresponde un subíndice de uno al hidrógeno que no se coloca.

Si el número de oxidación del no metal es un número par, le corresponde un subíndice de dos al hidrógeno y se le coloca.

3. Se hace una suma del subíndice del hidrógeno ( que será 1 ó 2 dependiendo el caso) con el número de oxidación del no metal y al resultado se lo divide por dos, este número es el subíndice del oxígeno.

Nota: en el caso de los oxoácidos del fósforo y arsénico se deberán hacer por el primer método.

Reacción de formación:

Vamos a formar el ácido que el carbono forma cuando utiliza el estado de oxidación 4

1. Se parte del óxido ácido correspondiente (CO2)

2. Se suma una molécula de agua (H2O)

3. En los productos se coloca Hidrógeno NoMetal Oxígeno en ese orden y se suman todos los átomos de los reactivos (primera parte de la reacción).

4. En el caso que los tres subíndices sean múltiplos se los simplifica, para obtener la fórmula mínima.

Puedes mirar este tutorial que te puede ayudar: Cómo hacer las FÓRMULAS de ácidos (haz click aquí)

Otra manera de hacer los ácidos...más fácil:

1. Se colocan en este orden los símbolos químicos del HIDRÓGENO- NO METAL -OXÍGENO

2. Si el número de oxidación del no metal es un número impar, le corresponde un subíndice de uno al hidrógeno que no se coloca.

Si el número de oxidación del no metal es un número par, le corresponde un subíndice de dos al hidrógeno y se le coloca.

Nota: en el caso de los oxoácidos del fósforo y arsénico se deberán hacer por el primer método.

Veamos en el caso anterior:

El carbono con número de oxidación 2

1. H C O

2. Con número de oxidación par el subíndice del hidrógeno es 2 H2C O

3. 2 + 2=4:2 = 2 este es el subíndice del oxígeno H2CO2

Nomenclatura:

La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación, que son iguales que para óxidos, observá estos ejemplos:

Para el carbono:

Número de oxidación 2 CO + H2O -> H2CO2 ácido carbonoso

Número de oxidación 4 CO2 + H2O -> H2CO3 ácido carbónico

Para el azufre:
Para el cloro:

Número de oxidación 2 SO + H2O -> H2SO2 ácido hiposulfuroso

Número de oxidación 4 SO2 + H2O -> H2SO3 ácido sulfuroso

Número de oxidación 6 SO3 + H2O -> H2SO4 ácido sulfúrico

Número de oxidación 1 Cl2O + H2O -> HClO ácido hipocloroso

Número de oxidación 3 Cl2O3 + H2O -> HClO2 ácido cloroso

Número de oxidación 5 Cl2O5 + H2O -> HClO3 ácido clórico

Número de oxidación 7 Cl2O7 + H2O -> HClO4 ácido perclórico

Ejercicios resueltos:

Hidrácidos:

Son compuestos que están formados en su estructura por hidrógeno y no metal. En los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene el número de oxidación de +1. Por ejemplo: HCl

OBTENCIÓN DE HIDRÁCIDOS:

Los hidrácidos se obtienen al combinar el hidrógeno con un no metal.

HIDRÓGENO +NO METAL---------->HIDRÁCIDO

H2 +F2 ---------->HF

H2+Cl2 ---------->HCl

H2+S8 ---------->H2S

NOMENCLATURA TRADICIONAL DE HIDRÁCIDOS:

Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra ácidos seguida del nombre del no metal correspondiente, con la terminación hídrico.

HF ÁCIDO FLUORHÍDRICO

HCl ÁCIDO CLORHÍDRICO

H2S ÁCIDO SULFHÍDRICO

HIDRÓXIDOS:

Los óxidos básicos se combinan con agua y forman los hidróxidos, éstos son compuestos ternarios (formados por tres elementos químicos distintos), que están constituidos por un metal y un grupo oxidrilo (OH).

Los hidróxidos utilizados en la vida cotidiana son la soda caústica, Na(OH) y los hidróxidos de magnesio como laxante y antiácido, en la industria son muy utilizados aquí algunos ejemplos:

¿Cómo se forma un hidróxido?

Es necesario conocer el símbolo químico del metal y su número de oxidación, mientras que el grupo oxidrilo (formado por un átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno) tiene siempre número de oxidación -1, se aplica el principio de electroneutralidad. Por ejemplo el hidróxido de magnesio se forma así:

Mg+2 (OH)-1

(OH)-1 se necesitan dos grupos oxidrilos para neutralizar las dos cargas del magnesio.

Esta es la fórmula mínima del hidróxido de magnesio Mg(OH)2

La fórmula desarrollada consiste en la imagen que se abajo:

Otro modo de hacerlo, como en el caso de los óxidos, es intercambiar los números de oxidación, entre el metal y el grupo oxidrilo y colocándolos como subíndice.

Si observas con cuidado, para formar un hidróxido, es necesario colocar :

1. El símbolo químico del metal a continuación, entre paréntesis, el símbolo químico del grupo oxidrilo.

2. Se colocan como subíndices los números de oxidación sin signo intercambiados.

Los mismos ejercicios resueltos de este modo quedan:

El hidróxido de sodio, queda Na(OH), porque el número de oxidación del sodio es uno y del grupo oxidrilo también es uno.

El hidróxido de aluminio , está formado por aluminio y el grupo oxidrilo, los símbolos químicos son Al y OH; los números de oxidación de cada uno son +3 y -1 respectivamente, entonces queda Al (OH)3.

El cobre forma dos hidróxidos con el grupo oxidrilo, los números de oxidación del cobre son +1 y +2, para formar los dos hidróxidos de cobre se coloca el símbolo químico del cobre (Cu) y a continuación el grupo oxidrilo entre paréntesis queda entonces Cu(OH) y Cu(OH)2 respectivamente. Estos son los dos hidróxidos del cobre.

Nomenclatura de hidróxidos:

Ya has formado hidróxidos, ahora hay que nombrarlos. Los compuestos químicos se nombran de manera que toda la comunidad científica asocie el nombre a su fórmula mínima.

En la actualidad existen cuatro nomenclaturas vigentes:

• El nombre trivial: es el nombre dado desde hace mucho tiempo para determinados compuestos y utilizados de manera familiar en la sociedad, como por ejemplo llamar soda caústica al hidróxido de sodio (NaOH) o cal apagada al hidróxido de calcio (Ca(OH)2).

• La nomenclatura tradicional: se basa en nombrar los compuestos de acuerdo a si posee:

▪ Un único número de oxidación, se nombra HIDRÓXIDO DE a continuación el nombre del METAL, por ejemplo HIDRÓXIDO DE CALCIO.

▪ Dos números de oxidación, se nombra HIDRÓXIDO (sin DE) se colocan terminaciones OSO para el número mas pequeño e ICO para el mayor, por ejemplo HIDRÓXIDO CUPROSO, si el número de oxidación que participa es el +1 e HIDRÓXIDO CÚPRICO, si el número de oxidación que participa es el +2.

▪ Tres números de oxidación, se nombra HIDRÓXIDO (sin DE) se colocan prefijo HIPO seguido de la terminación OSO, al más pequeño de los números y luego como en el caso anterior terminaciones OSO para el número del medio e ICO para el mayor.

▪ Cuatro números de oxidación, se nombra HIDRÓXIDO (sin DE) se colocan prefijo HIPO seguido de la terminación OSO, al más pequeño de los números y luego como en el caso anterior terminaciones OSO para el número que sigue e ICO para el siguiente, al mayor, utilizará prefijo PER y terminación ICO.

•La nomenclatura de la IUPAC tiene en cuenta la nomenclatura por:

▪ Numeral stock: se coloca la palabra HIDRÓXIDO DE seguido del nombre del METAL y a continuación encerrado entre paréntesis el número ROMANO de oxidación del metal. Por ejemplo Ca(OH)2, HIDRÓXIDO de CALCIO (II).

Estos tutoriales te pueden ayudar: (haz click sobre los títulos en color azulado)

Hidróxidos (haz click)Hidroxidos y ácidos parte1Hidróxidos y ácidos parte 2

Ejercicios resueltos

Sales (binarias y oxisales)

Sales

Son compuestos constituidos por elementos químicos metálicos y no metálicos, en algunos casos también los acompaña el oxígeno y el hidrógeno.

La reacción que tiene lugar es:

ÁCIDO + HIDRÓXIDO --> SAL + AGUA

Se debe aclarar que si el ácido es un oxácido se forma una oxisal (NaClO, hipoclorito de sodio, el componente de la lavandina). Si el ácido es un hidrácido se forma una hidrosal (NaCl, cloruro de sodio, la sal de cocina).

De acuerdo al tipo de neutralización del hidróxido con el ácido se clasifican en sales:

• Neutras son aquellas que se obtienen por neutralización total de un hidróxido sobre un ácido oxoácido.

Por ejemplo: H2SO4 + 2 Li (OH) ---------> Li2SO4 + 2 H2O

Ácido sulfúrico + Hidróxido de litio Sulfato de litio + agua

La neutralización completa del ácido por la base lleva consigo la sustitución de todos los iones hidrógeno del ácido, por el catión del hidróxido, formándose además agua en la reacción.

• Ácidas provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido poliprótico (es aquel ácido que tiene más de un protón para reaccionar, el ácido sulfúrico, el sulfuroso, el carbonoso, el carbónico, etc..) por cationes.

Por ejemplo: H2SO4 + Li (OH) ---------> LiHSO4 + H2O

Ácido sulfúrio + Hidróxido de litio Sulfato ácido de litio

Por ejemplo: H2S + Li (OH) ---------> LiHS + H2O

Ácido sulfhídrico + Hidróxido de litio Sulfuro ácido de litio

• Básicas se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo oxidrilo (OH)-.

Por ejemplo: H2SO4 + Ca (OH)2 ---------> [Ca(OH)]2SO4 + H2O

Ácido sulfúrico + Hidróxido de calcio Sulfato básico de calcio

Por ejemplo: H2S + Ca (OH)2 ---------> [Ca(OH)]2S + H2O

Ácido sulfhídrico + Hidróxido de calcio Sulfuro básico de calcio

• Dobles con varios cationes, se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.

Por ejemplo: H2SO4 + K(OH) + Na (OH) --------->NaKSO4 + 2 H2O

Ácido sulfúrico Hidr. de potasio Hidr. de sodio Sulfato de potasio y sodio

• Dobles con varios aniones, estas sales pueden considerarse como el resultado de unir a un metal plurivalente, aniones procedentes de ácidos que han perdido uno o varios iones hidrógeno.

Por ejemplo: H2SO4 + H2CO3+ Pb(OH)4 -------->PbCO3SO4 + 2 H2O

Ác. sulfúrico Ac. carbónico Hidr. Plúmbico Carbonato Sulfato Plúmbico

Sales binarias

Formulación (Cómo hacer la fórmula química)

1. En la fórmula se escribirá primero el símbolo químico del catión (metal) proveniente del hidróxido y luego símbolo químico del anión (no metal) proveniente del correspondiente hidrácido.

2. Se establecen ,los números de oxidación, recordando que los aniones utilizan el menor que posean, por ejemplo los halógenos (Flúor, cloro, bromo) utilizan -1, el azufre, -2, etc.

3. Se intercambian los números de oxidación como subíndices

4. En el caso que los subíndices sean múltiplos se los simplifica.

Por ejemplo: Na1Cl1 (el cloro con el número de oxidación menor y negativa -1 y el sodio +1, se intercambian los números de oxidación)

Los subíndices uno no se colocan en las fórmulas químicas por lo que quedará NaCl

La reacción de formación de esta sal es:

HCl + Na(OH) ------> NaCl + H2O

Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio agua

Nomenclatura:

En la nomenclatura tradicional, se nombran primero el anión (no metal) y luego el catión. Cómo el ácido del que procede termina en hídrico, se cambia esta terminación por uro, por lo que se llaman por ejemplo cloruro de.... metal. El metal se nombra siguiendo las reglas de la nomenclatura tradicional (oso, ico, etc).

Observa el cambio en el nombre en la reacción de formación de la siguiente sal:

HCl + Na(OH) ------------> NaCl + H2O

Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio agua

Sales ternarias (Oxisales)

Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y oxígeno.

Se obtienen de la reacción de un ácido (oxoácido), con un hidróxido.

ÁCIDO (OXOÁCIDO) + HIDRÓXIDO --> OXISAL + AGUA

HNO3 + Na(OH) ---> NaNO3 + H2O

Ácido nítrico + Hidróxido de sodio ----->Nitrato de sodio + agua

Para su formulación hay dos maneras de realizarlas:

Reacción de formación:

1. Se parte de un hidróxido (Ca(OH)2) y del oxácido correspondiente (H2CO2).

2. Se coloca el metal del hidróxido y el anión (no metal y oxígeno) y se intercambián como subíndices los números de oxidación.

3. En el caso que los dos subíndices sean múltiplos se los simplifica, para obtener la fórmula mínima.

Por ejemplo:

PASO1

Catión: Ca con número de oxidación +2 del Ca(OH)2

Anión: CO3-2 con número de oxidación -2 del ácido H2CO3

PASO2

Ca+2 (CO3)-2---------------------> Ca2(CO3)2

PASO3 Ca(CO3) (simplificar los subíndices múltiplos)

Nomenclatura:

La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico del oxoácido correspondiente terminando el oso pasandolo en ito en la sal corresponiente .

Una memotecnia para recordarlo es oso chiquito;

el oxoacido que termina en ico pasa a la terminación ato en la sal correspondiente .

Una memotecnia para recordarlo es pico de pato

y, a continuación el nombre del metal siguiendo las reglas para hidróxidos de la nomenclatura tradicional.

En el caso del ejemplo arriba mencionado

el oxácido es ácido carbónico y el hidróxido de llama hidróxido de calcio, la sal se nombrará carbonato de calcio.

Ejercitación:

Realiza las siguientes sales neutras y nómbralas con la nomenclatura tradicional:

a. Reacciona el ácido nítrico y el hidróxido de potasio.

b. Reacciona el ácido cloroso y el hidróxido de sodio.

c. Reacciona el ácido sulfuroso y el hidróxido de litio.

d. Reacciona el ácido nítroso y el hidróxido de calcio.

e. Reacciona el ácido carbónico y el hidróxido férrico.

f. Reacciona el ácido hipocloroso y el hidróxido de sodio.

g. Reacciona el ácido carbonoso y el hidróxido cuproso.

h. Reacciona el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio.

i. Reacciona el ácido sulfhídrico y el hidróxido cobaltoso.

j. Reacciona el ácido bromhídrico y el hidróxido de magnesio.

k. Reacciona el ácido fluorhídrico y el hidróxido de plata.

Las respuestas correctas a estos ejercicios las encontrarás abajo.

Respuestas correctas ejercicios sales:

Realiza las siguientes sales y nómbralas con la nomenclatura tradicional:

a. Reacciona el ácido nítrico y el hidróxido de potasio.

HNO₃ + K (OH) -----------------à K(NO₃)+ H₂O

Nitrato de potasio

b. Reacciona el ácido cloroso y el hidróxido de sodio.

Na (ClO₂ ) Clorito de sodio

c. Reacciona el ácido sulfuroso y el hidróxido de litio.

Li₂ (SO₃ ) Sulfito de litio

d. Reacciona el ácido nitroso y el hidróxido de calcio.

Ca (NO₂)₂ Nitrito de calcio

e. Reacciona el ácido carbónico y el hidróxido férrico.

Fe₂(CO₃)₃ Carbonato férrico

f. Reacciona el ácido hipocloroso y el hidróxido de sodio.

Na (ClO ) Hipoclorito de sodio (componente de la lavandina)

g. Reacciona el ácido carbonoso y el hidróxido cuproso.

Cu₂(CO₂) Carbonito cuproso

h. Reacciona el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio.

NaCl Cloruro de sodio

i. Reacciona el ácido sulfhídrico y el hidróxido cobaltoso.

CoS Sulfuro cobaltoso

j. Reacciona el ácido bromhídrico y el hidróxido de magnesio.

MgBr₂ Bromuro de magnesio

k. Reacciona el ácido fluorhídrico y el hidróxido de plata.

AgF Fluoruro de plata

Relaciones cuantitativas en química

Antonio Lavoisier ,llamado el padre de la química moderna, se ajudicó este nombre dentro de la comunidad científica por ser un químico que realizó experimentos, midió y sacó datos cuantitativos que le permitieron arribar a conclusiones a partir de los datos recogidos.

"La masa (materia) no se crea ni se destruye, sólo se transforma".

LA ECUACIÓN QUÍMICA:

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química.Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final.

En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción.

El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se lee como "produce".

Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos.

Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce es en las reacciones nucleares.

Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (s), líquido (l), acuoso (ac) o gaseoso (g).

REACTIVOS PRODUCTOS

4Fe(s) + 3O2(g) ---------------> 2Fe2O3(s)

Los números delante de cada símbolo químico son los coeficientes estequiométricos y determinan la cantidad de átomos de cada elemento químico, una vez balanceada se comprueba la ley de Lavoisier.

Esto se lee de la siguiente forma:

• 4 átomos de Fe reaccionan con 3 moléculas de O2 para formar 2 moléculas de Fe2O3.

También se puede interpretar así:

• 4 moles de átomos de Fe reaccionan con 3 moles de moléculas de O2 para formar 2 moles de moléculas de Fe2O3.

• 4 x 6,022 × 1023 átomos de Fe reaccionan con 3x 6,022 × 1023 moléculas de O2 , para formar 2x 6,022 × 1023 moléculas de Fe2O3.

Para ajustar o balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:

1. Conocer las sustancias reaccionantes y productos, ESCRIBIRLAS.

2. Revisar que la ecuación esté completa y escrita correctamente.

3. Verificar si la ecuación se encuentra ya ajustada o balanceada, cuenta cada elemento químico a la derecha e izquierda de la flecha.

4. Los subíndices indican la cantidad del átomos indicado en la molécula.

5. Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.

6. Se comienza ajustar por el elemento metálico, luego el no metal (excepto el Oxígeno y el Hidrógeno).

7. El Hidrógeno y el Oxígeno se equilibran al final y en ese orden, porque generalmente forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

8. Usar números enteros y los menores posibles para balancear.

9. Escribir el número como coeficiente de la fórmula pertinente; cuando el coeficiente es (1) no se escribe, se sobreentiende.

10. No se deben cambiar los subíndices de las fórmulas, ni dividir la fórmula para colocar el coeficiente en medio de ella.

11. Contar el número de átomos multiplicando el coeficiente por los respectivos subíndices de las fórmulas y sumando todos los átomos de un elemento que estén de un mismo lado de la ecuación.

12. Verificar el balanceo final y reajustar, si es necesario.

Ejercitación

A continuación debes balancear las siguientes ecuaciones e identificar los reactivos y productos de la ecuación:

HNO3 + K (OH) ----------------> KNO3 + H2O

C + O2------------------------> CO

H2 + Cl2 ------------------------> HCl

H2CO3 + Li (OH)----------------> Li2(CO3) + H2O

HClO + Fe (OH)3--------------> Fe (ClO)3 + H2O

N2O5 + H2O ------------------->HNO3

respuestas correctas

1 HNO3 + 1 K (OH) ----------------> 1 KNO3 + 1 H2O

2 C + O2------------------------> 2 CO

H2 + Cl2 ------------------------> 2 HCl

H2CO3 + 2 Li (OH)----------------> Li2(CO3) + 2 H2O

3 HClO + Fe (OH)3--------------> Fe (ClO)3 + 3 H2O

N2O5 + H2O -------------------> 2 HNO3

-Compuestos químicos en la vida cotidiana

FORMACIÓN DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

Biomoléculas: ¿Qués son? ¿Cuál es su importancia?.

Para responder estas preguntas, deberás leer las páginas 259 a 269. Has clic aquí...MÓDULO 4. EDUCACIÓN PARA ADULTOS

Otros compuestos orgánicos de uso cotidiano:

Para ver este tema te invito a dirigirte al siguiente texto desde la página 91 a 95 y página 105 para aprender sobre HIDROCARBUROS Y ALCOHOLES. Es conveniente que realices las actividades que allí se encuentran para comprender el tema.
Haz click sobre este link MODULO FINES NÚMERO 6-pagina91

Biomoléculas ¿qué son? ¿cuál es su importancia?

Lee las páginas 259 a 269 MODULO 4 . Has clic aquí

Unidad 5-Las unidades de medida y las relaciones cuantitativas

Las unidades de medida en química

En química necesitamos pensar en pequeño y adecuar las maneras de obtener medidas cuantitativas de los compuestos químicos y de sus reacciones, a este concepto.

Es imposible ver un átomo a simple vista ya que estamos hablando de poder discernir algo tan pequeño del orden de aproximadamente 1 Ångström (Å), es decir una distancia igual a la cien millonésima parte de un centímetro (0,000.000.01cm = 10-8cm, expresado en notación exponencial).

Para que lo puedas imaginar, un átomo es algo del tamaño de 1 A°:

Se necesitan colocar 10.000.000.000 átomos uno a continuación de otro para poder llegar a tener un metro.

Las unidades de medida que usamos los químicos son:

• Los pesos atómicos de los elementos químicos son muy importantes en la reacciones químicas, pues las relaciones de peso dependen de ellos. Los PESOS ATÓMICOS, los encontrás en la tabla periódica, no son números enteros, sino que se obtienen de promediar números enteros, porque cada elemento químico, en la naturaleza, presenta isótopos y entonces se calcula su peso, teniendo en cuenta la proporción relativa de los distintos isótopos en la naturaleza.

¿En qué unidad están expresados los pesos atómicos de la tabla periódica? ¿En gramos?...
Pensá un poco si buscás el peso atómico del helio dice 4,0026 pero si es en gramos diríamos que UN ÁTOMO de helio pesa aproximadamente igual que una bolsita de azúcar de las que nos dan en las cafeterías para endulzar el café, eso es una locura! Porque algo muy pequeño como el átomo que no se ve, debe pesar muy poco.

• La unidad utilizada en la tabla periódica es la u.m.a. (Unidad de Masa Atómica) y es una medidad relativa, que nos permite decir que el helio pesa 4,0026 veces mas que una u.m.a.

En 1960 se introdujo la unidad de masa atómica, (u.m.a), se define como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo neutro y no enlazado de carbono-12, en su estado fundamental y su valor recomendado es el de:
El MOL de cualquier sustancia es el peso atómico o molecular relativo (en u.m.a) expresado en gramos.
Las unidades que se utilizan son g/mol.

1 uma = 1,66054 x 10-24 g

Entonces un átomo de helio pesa 4,0026 u.m.a (PESO ATÓMICO RELATIVO) ó 4,0026 x 1,66054x10-24g=6,646x10-24 g(PESO ATÓMICO ABSOLUTO)

y para tomar noción de esta magnitud vamos a escribirlo sin notación científica o exponencial:

0,000000000000000000000006646 g ahora si ! este es el peso de un átomo de helio.

• Peso molecular: es el peso de una molécula y se obtiene sumando los pesos atómicos relativos (expresados en u.m.a) que encontramos en la tabla periódica de cada uno de los átomos que componen la molécula. Si deseamos saber el peso de una molécula en gramos multiplicamos el valor expresados en u.m.a por el valor de la u.m.a y lo expresamos en gramos.

Por ejemplo: Na2CO3= 2 átomos de Na + 1 átomo de C + 3 átomos de O =2 x 22,98 + 12, 01 + 3 x 15,99

1 molécula de Na2CO3pesa= 105,94 u.m.a (PESO MOLECULAR RELATIVO)

Si lo deseo expresar en gramos al peso de una molécula, realizo el siguiente cálculo:

1 molécula de Na2CO3 pesa= 105,94 u.m.a x 1,66054 x 10-24 g

1 molécula de Na2CO3 pesa =1,76 x 10-22 g (PESO MOLECULAR ABSOLUTO)

Lo cierto es que no hay balanza que pueda pesar ÁTOMOS Y MOLÉCULAS, observá alguna balanza que tengas a mano y verás que en lo mejor de los casos llega a 4 cifras decimales despúes del gramo (0,0000g).

Por lo que los químicos necesitamos tener una unidad de medida que podamos pesar y allí apareció el mol.

• El mol: La definición de qué es un mol cambió el mundo de la química. Los moles permiten pasar de un nivel de moléculas a unidades más manejables a través del peso, o lo que es lo mismo, cualquier químico puede saber cuántos átomos y moléculas contiene una muestra simplemente pesándola ¿Cómo es posible esto?

En este video puedes afianzar tus conocimientos sobre los temas anteriormente tratados.

VER VIDEO SOBRE EL MOL HAZ CLICK

Esto implica que un mol de cualquier sustancia contiene exactamente el mismo número de moléculas.

Amadeo Avogadro descubrió, a principios del siglo XIX, la relación entre la cantidad de moléculas o átomos de una sustancia y los moles.

En general, un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 x 1023 moléculas o átomos o partículas de dicha sustancia.

Por ejemplo:

El peso molecular relativo del agua es 18 u.m.a

Un mol de moléculas de agua pesan 18 g/mol

En un mol de agua (H2O) hay 6,022 × 1023 moléculas de H2O, o lo que es lo mismo, 2 × 6,022 × 1023 átomos de hidrógeno y 6,022 × 1023 átomos de oxígeno.

Los mismos datos que en el caso anterior pero en 0,5 mol de agua: (usaré una regla de tres simple)

Si en 1 mol de agua ------------------ hay 6,022 × 1023 moléculas de H2O,

En 0, 5 moles de agua ----------------X=(6,022 × 1023 moléculas de H2O x 0,5 moles):1 mol X=3, 011 × 1023 moléculas de H2O

O lo que es lo mismo:

1 mol de agua-------------2 × 6,022 × 1023 átomos de hidrógeno

0,5 moles de agua --------X=(2 × 6,022 × 1023 átomos) x 0,5 moles : 1 mol

X=3, 011 × 1023 moléculas de HIDRÓGENO

O lo que es lo mismo:

1 mol de agua-------------6,022 × 1023 átomos de oxígeno

0,5 moles de agua --------X=(0,5 moles × 6,022 × 1023 átomos) : 1 mol

X=3, 011 × 1023 moléculas de OXÍGENO

El Día del Mol se celebra cada año el 23 de octubre en Estados Unidos entre las 6:02 de la mañana y las 6:02 de la tarde aprovechando los dígitos del número de Avogadro

Ejercitamos

Calculá el peso molar de los siguientes compuestos:

KNO3

H2O

Na ClO2

Li2 SO3

Ca (NO2)

Fe2(CO3)3

NaClO NaCl

RESPUESTAS

39+ 14+48= 101 g/mol

2+ 16= 18 g/mol

23+ 35,5 + 32= 90,5 g/mol

14 + 32+ 48 = 94 g/mol

40+14+32= 86 g/mol

56 .2 + 3. (12+48)= 404 g/mol

23 + 35.5 + 16 = 74,5 g/mol

23+ 35,5 = 58,5 g /mol

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