TEXTO DE 4º QMC

Química inorgánica Cuarto de Secundaria

LOS NO METALES Y SU APLICACIÓN PARA OXISALES

Cl

Br -1

I

S

Se -2

Te

N

P -3

As

Sb

C

Si -4 B - 3

Bi

Cr Mn

Practico escribir con todos los elementos las terminaciones

1 Mtro. Víctor Quispe

Flores

+1(hipo-

ito)

+3(Ito)

+5(Ato)

+7(Per-Ato)

+6(Ato)

+4(Ito)

+2(hipo-

ito)

+3(Ito)

+5(Ato)

+4(Ato)

+3(Ato)

+5(Ato)

+6(Ato)

+4(Ito)

+6(Ato)

+7(Per-Ato)

TEMA Nº 1


Ahora ya podemos trabajar con los iones poliatómicos:

Fórmula del ión Nombre Clásico Nombre STOCK - IUPAC

1. Cl O-

2. P O2 –

3. N O3-

4. Mn O4-

Ión hipoclorito

Ión fosfito

Ión nitrato

Ión permanganto

Ión oxoclorato (I)

Ión dioxofosfato (III)

Ión trioxonitrato (V)

Ión tetraoxomanganato(VII) Escriba directamente la fórmula de los siguientes ejercicios.

a) Ión yodato

b) Ión bromito

c) Ión dioxonitrato (III)

d) Ión trioxoarseniato (III)

e) Ión heptaoxodicromato (VI)

Escriba también el nombre de los siguientes iones, intercale los sistemas:

a) ClO2−

b) BrO3−

c) CO32−

d) Sb2 O54-

e) P2 O74-

ACTIVIDADES

Escribir el símbolo de los siguientes iones positivos o cationes, haciendo notar su carga

eléctrica: en su cuaderno de ejercicios

01. Ión litio 11. Ión zinc

02. Ión radio 12. Ión aluminio

03. Ión magnesio 13. Ión cuproso


Flores


04. Ión cromoso 14. Ión cúprico

05. Ión plomo (II) 15. Ión bismuto

06. Ión platinoso 16. Ión cadmio

07. Ión plomo (IV) 17. Ión bario

08. Ión platínico 18. Ión plata

09. Ión hierro (III) 19. Ión manganeso (III)

10. Ión áurico 20. Ión manganeso (II)

Escriba la fórmula directa de los siguientes aniones negativos ó simples;

01. Ión yoduro 06. Ión fluoruro

02. Ión teluro 07. Ión arseniuro

03. Ión nitruro 08. Ión carburo

04. Ión antimoniuro 09. Ión peróxido

05. Ión fosfuro 10. Ión oxido

Escriba la fórmula directa de los siguientes iones poliatómicos ó oxoaniones. No se olviden

que estos sí, llevan oxigeno:

01. Ión hipobromito 11. Ión dioxosulfato (II)

02. Ión bromito 12. Ión trioxosulfato (IV)

03. Ión bromato 13. Ión tetraoxoclorato (VII)

04. Ión dicromato 14. Ión ortoarseniato

05. Ión fosfato 15. Ión pirofosfato

06. Ión fosfito 16. Pentaoxodiborto (III)

07. Ión dioxofosfato (III) 17. Ión piroarseniato

08. Ión tetraoxosulfato (VI) 18. Ión pentaoxodifosfato (III)

09. ión telurito 19. Ión ortosilicato

10. Ión arsenito 20. Ión tetraborato

11. Ión metasilicato 21. Ión metantimonito

12. Ión permanganato 22. Ión selenito

13. Ión ortosilicato 23. Ión pirosilicato

3 Mtro. Víctor Quispe Flores


14. Ión peryodato 24. Ión diperclorato

SALES

Concepto de sales.- Son compuestos que están formados de dos o más iones con cargas

eléctricas diferentes; esto significa que al unir uno o más cationes con uno o más aniones

obtenemos sales.

Nomenclatura: debe nombrarse primero el anión y luego el catión de acuerdo a la nomenclatura de iones que se trató anteriormente, es decir:

Na+1 + Cl-1 → NaCl , cloruro de sodio

Ca+2 + (PO4)-3 → Ca3 (PO4) -2 , fosfato de calcio

Tipos de sales:

I; De acuerdo al tipo de ácido de origen son de dos tipos:

1. Sal haloidea, deriva de un ácido hidrácido.

H2Cl (ac. clorhídrico) + Ca(OH)2 (hidrox. de calcio) → CaCl2 (cloruro de Ca) + H2O

H2S (ac. sulfhídrico) + Ba → BaS (sulfuro de bario) + H2

Se observa que las oxisales poseen atomo de oxígeno, mientras que las sales haloideas no.

2. Sal oxisal, deriva de un ácido oxácido.

H2SO4 (ac. sulfúrico) + NaOH (hidrox. de sodio) → Na2SO4 (sulfato de sodio) + H2O

H2SO2 (ac. sulfuroso) + Fe → FeSO3 (sulfito ferroso) + H2

II; Según su constitución, las sales oxisales y las sales haloideas se subdividen a su vez en cinco tipos:

Sales haloideas neutras -- - oxisales neutras

Sales haloideas acidas - ----- oxisales acidas

Sales haloideas básicas ------ oxisales básica

Sales haloideas dobles -------- oxisales dobles

Sales hidratadas.


Flores

TEMA Nº 2


Sales Haloideas:

a) Haloideas neutras, derivan de la sustitución total de hidrógenos de un ácido hidrácido por cationes, por lo cual sus aniones son iones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA. Ejemplo:

Formula directa es: M+ Ih- (metal positivo; ion halogenado negativo)

Yoduro de potasio

K+1 I-1 → KI

Ecuación, debemos aprender usando las tres ecuaciones; ejemplo:

2H I + 2K → 2K I + H2 (Reacciona con un metal)

2H I + K2 O → 2K I + H2 O (Reacciona con un oxido metálico)

H I + K OH → K I + H2 O (Reacciona con un hidróxido)

FORMULAREMOS EN EL SIGUIENTE ESPACIO UN EJEMPLO MÁS, OBTENIENDO LA SAL DE MESA O DE COCINA.

ACTIVIADAD-1

Realice la formula química, nombre en las tres nomenclaturas vea el cuadro n° 1 y cada formula debe contar con sus tres reacciones químicas; utilice el cloro, bromo, azufre, selenio y teluro. (En su cuaderno de prácticos)

Nomenclatura que se aplica para las sales haloideas neutras y para las oxisales neutras, debemos usar los 3 sistemas,.. Así:

CUADRO N°1

Formula de la Sal Nomenclatura Clásica Nomenclatura STOCK Nomenclatura IUPACCu Cl2

Fe (ClO3)2

Na3 P O4

Cloruro CúpricoClorato ferroso

Ortofosfato de sodio

Cloruro de cobre (II)Clorato de hierro (II)

Ortofosfato de sodio (I)

Dicloruro de cobreBis [trioxoclorato (V)] de hierroHeptaoxodicromato (VI) de di potasio


Flores


Oxisales:

a) Oxisales neutras, son aquellas que derivan de la sustitución total de iones hidrógeno de un ácido oxácido con cationes; ejemplo:

Para su escritura es la misma fórmula de las haloideas neutras M+ Ih-

En su nomenclatura se emplea las terminaciones que utilizamos en los iones poli atómicos (hipo-ito; ito; ato; per-ato); observe el segundo ejemplo del cuadro n° 1 del tema sales, ejemplo:

Formular al sulfato de plomo (IV) (nomenclatura clásica o tradicional)

Pb (SO4)2

Ecuación o reacción química de estas sales, empleamos las tres ecuaciones; así:

2H2 S O4 + Pb → Pb (SO4)2 + 2H2 (Reacciona con un metal)

2H2 S O4 + PbO2 → Pb (SO4)2 + 2H2 O (Reacciona con un oxido metálico)

2H2 S O4 + Pb(OH)4 → Pb (SO4)2 + 4H2 O (Reacciona con un hidróxido)

Ahora nombremos en los tres sistemas al SULFATO DE COBRE (II) y sus tres ecuaciones; sepa usted que este compuesto sirve en la agricultura para fumigar plantas frutales y para adornos florales.

Cu S O4 (NT)

(NS)

(NI)

Aquí escribimos sus tres ecuaciones:

H2 S O4 + ….. → ………….. + H2 (Reacciona con un metal)

H2 S O4 + …….. → Cu S O4 + ………. (Reacciona con un oxido metálico)

H2 S O4 + ………. → …………. + H2 O (Reacciona con un hidróxido)

ACTIVIDAD-2

OJO… de la misma forma obtenga con los halógenos, nitrogenoides y anfóteros, con cada uno de sus números de oxidación (en su cuaderno de prácticas)

b). Haloideas ácidas

Derivan de la sustitución parcial de iones hidrógenos de un ácido hidrácido del grupo VIA por cationes.

Su fórmula general que los identifica es.. M+ H Ih-


Flores


Para una mejor comprensión vamos a utilizar la nomenclatura clásica y STOCK; ejemplo

1) Sulfuro ácido de amonio(NH4)+1 HS-1 queda así… NH4HS.

2) Seleniuro acido de zinc (II)Zn+2 HSe-1 queda así… Zn (HSe)2

Ecuación o reacción química

M+ + HIh- → M+ H I h-

Fe + 2H2 S → Fe (HS)2 igualar

Obtenga con los halógenos y anfígenos

b). Sales oxisales acidas.

Son compuestos cuaternarios hidrogenados que se forman por la sustitución parcial de un hidrógeno de un ácido oxácido por una base o metal. Se caracteriza por la presencia de hidrogeniones en la molécula y por lo tanto tendrá un carácter ácido. La nomenclatura se realiza de la misma manera que las sales halógenas ácidas.

Empleamos la misma fórmula y la misma ecuación de las sales hidrosoles acidas:

Formula.. M+ H Ih-

Fe(HSO4)2 sulfato ácido de hierro (II)

Ecuación... M+ + HIh- → M+ H I h-

Fe + H2SO4 → Fe(HSO4)2

ACTIVIADAD-3

… de la misma forma obtenga con los halógenos, anfígenos, nitrogenoides y anfóteros, con cada uno de sus números de oxidación (en su cuaderno de prácticas)

C). Haloideas básicas

Derivan de la sustitución parcial de iones hidroxidos (OH)- con aniones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA.

Su fórmula general que los identifica es.. M+ OH- Ih-


Bromuro dibásico de hierro (III)

Fe (OH)2 Br


Flores



Sal neutra + hidróxido metálico = sal básica

M+Ih + M+OH- → M+ OH- Ih

Fe Br3 + 2Fe (OH)3 → 3Fe (OH)2 Br

Obtengamos el cloruro básico de sodio

ACTIVIADAD-4

Obtenga la formula directa y ecuación con los anfígenos y halógenos en su cuaderno de prácticos.

c). Sales oxisales básicas

Son compuestos cuaternarios hidrogenados y oxigenados que resultan de la saturación parcial de los oxidrilos de la base por los hidrógenos del ácido oxácido. Se nombran de la misma manera que las sales halógenas básicas.

Se diferencian de la haloideas básica, en su escritura (llevan oxigeno); en su nomenclatura (terminaciones hipo-ito, ato, per-ato), empleando los iones poliatomicos.

Formula M+ OH- Ih-


Sal neutra + hidróxido metálico = sal básica

M+Ih + M+OH- → M+ OH- Ih ejemplos:

Nitrato básico de magnesio

Mg OH NO3 Ecuación Mg (NO3)2 + Mg (OH)2 → 2Mg OH NO3

Obtengamos el permanganato de potasio..


Flores


ACTIVIADAD-5

… de la misma forma obtenga con los halógenos, anfígenos, nitrogenoides y anfóteros, con cada uno de sus números de oxidación (en su cuaderno de prácticas)

d). Sales haloideas dobles

Son compuestos que están constituidos por 2 cationes o metales, y un anión neutro o también por un catión y dos aniones neutros.

Su fórmula es.. M+ M+ Ih-



Sal neutra + sal neutra = sal doble

M+Ih- + M+ Ih- → M+ M+ Ih- ejemplos:

Sulfuro doble de potasio y bario

K2Ba S2 su reacción es.. K2 S + Ba S → K2Ba S2

Obtengamos el bromuro doble de magnesio y bario

d). Sales oxisales dobles

Son compuestos cuaternarios oxigenados y no hidrogenados formados por la sustitución total de los hidrógenos de un ácido oxácido por diferentes metales. Se los nombra con el radical y luego los nombres de los metales intercalando Y ó DE.

Su fórmula es la misma de las haloideas dobles, solo que estas llevan oxígeno.. M+ M+ Ih-

Para una mejor comprensión vamos a utilizar la nomenclatura clásica y STOCK; intercalando la palabra doble y las terminaciones (hipo-ito, ito, ato, per-ato) iones poli atómicos.

Ecuación o reacción química, también es la misma de las haloideas dobles

Sal neutra + sal neutra = sal doble

M+Ih- + M+ Ih- → M+ M+ Ih- ejemplos:

Sulfato doble de potasio y calcio

KNaSO4


Flores


Su ecuación es, K2 SO4 + Na2 SO4 → 2KNaSO4

En ese espacio obtengamos él; sulfato doble de cromo (II) y manganeso (III)

ACTIVIADAD-6

…obtenga con los halógenos, anfígenos, nitrogenoides y anfóteros, con cada uno de sus números de oxidación (en su cuaderno de prácticas)

e). Haloideas hidratadas.

Es análogo a oxisales hidratadas.CaCl2 . 5H2O

Cloruro de calcio pentahidratado.

f). Oxisales hidratadas

Son aquellas que poseen moléculas de agua de hidratación o cristalización en su estructura.

La fórmula general es:

Sal anhidrida . H2O

Ejemplos:

CaSO4 . 2H2O , sulfato de calcio dihidratado (yeso)

Na2CO3 . 10H2O , carbonato de sodio decahidratado (sosa de lavanderia)


Flores


REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras.

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

Las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl

+

reactivos NaOH → NaC

l

+

productos H2O

Características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2


Flores

TEMA Nº 3


luz solar

3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal

5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

KClO3 KCl + O2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en:

NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o

más sustancias se unen para

formar un solo producto

2CaO + H2O → Ca(OH)2


Flores


Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo

sustituye a otro en una molécula :

2HgO → 2Hg + O2

Neutralización

En ella un ácido

reacciona con una base para formar una sal y desprender

agua.

H2SO4 + 2NaO → Na2SO4+ 2H2O

Desplazamiento

Un átomo sustituye a otro en una molécula

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

Intercambio o doble

desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias

que se relacionan

K2S + MgSO → K2SO4 + MgS

Sin transferencia de electrones

NO REDOX

Se presenta solamente una redistribución

de los elementos

para formar otros

sustancias. No hay

intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento

Con transferencia de electrones

(REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de

algunos

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento


Flores


átomos en los reactivos con respecto a los

productos.

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el

suministro de calor para llevarse a

cabo.

2NaH 2Na + H2

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende

calor cuando se produce.

2C + H2 → C2H2

Reacción Completa o Irreversibles

Tiene lugar a un solo sentido

(Todas las vistas) practicar

Reacción Reversible o Incompleta

Se manifiesta hacia ambos sentidos, la doble flecha indica la reversibilidad

N2 + H2 2 NH3

ACTIVIADAD – Obtenga 7 reacciones y clasificar las mismas.


Flores


BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos.

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones:

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N2 + H2 → NH3


Flores

TEMA Nº 4


En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante:

N2 + 3H2 → 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.

ACTIVIDAD – Igualar 20 ecuaciones empleado el tanteo (fotocopia para el practico)

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE

ECUACIONES

CAMBIO EN ELECTRONE

S

CAMBIO DE

NÚMERO DE

OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante

Gana Disminuye


Flores


( sustancia que se reduce)

Agente reductor

( sustancia que se oxida)

Pierde Aumenta

Para igualar por este método se siguen los siguientes pasos:

1) Escribir correctamente la ecuación2) Chequear la ecuación escrita 3) Escribir los numero de oxidación o valencia con que están trabajando encima de cada uno

de ellos4) Observar cual se oxida y cual se reduce, trazando flechas para indicar la comunicación5) Debajo de cada elemento protagonista, anotar las unidades 6) Con las unidades encontradas deben cambiar en forma de X escribiendo delante de la

formula protagonista.

EJEMPLO.

Así debe quedar la ecuación


Flores


CASOS ESPECIALES QUE DEBEMOS TOMAR EN CUANTA.

1) Subíndice .- cuando lleva subíndice en el elemento que están anotando las

unidades de oxidación o reducción se debe multiplicar por el subíndice,

ejemplo:

Así queda

2) igualación en el segundo miembro.

Explicamos el resultado final

2) Simplificación.- Cuando resultan coeficientes divisibles entre una misma

cantidad, se los debe simplificar, ejemplo.

Así queda


Flores


3) Autoxireducción.- Es cuando un mismo elemento se oxida por una parte y

reduce por otra parte. Ejemplo.

ACTIVIADAD

Igualar las siguientes ecuaciones aplicando el método del número de oxidación


Flores


En su cuaderno de ejercicios.


Flores


ION ELECTRÓN

Los pasos de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada

elemento. En soluciones ácidas o neutras. Puede añadirse H2O y H+ para

conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada

átomo.

Para igualar ecuaciones por este método debemos tomar en cuenta 2 partes

esenciales.

1) Método del Ion electrón al medio acido (H+)

Pasos que se siguen son:

1. Desdoblar la ecuación en 2 semi-ecuaciones

2. Chequear la ecuación e igualar los átomos añadiendo moléculas de agua en

el miembro donde falten

3. Añadir iones de hidrogeno al miembro donde faltan

4. Añadir electrones (e-) al lado más positivo para igualar las cargas de ambos

miembros.

5. Multiplicar en cruz los electrones y si se puede se lo simplifica.

6. Simplificar las moléculas y átomos repetidos en los dos miembros

7. Ajustar la ecuación en ambos miembros.

Ejemplo.


Flores


Iguale ahora.

b) H2 O H2 + O2

c) I O2 I + I O4


Flores


2) Método del Ion electrón al medio básico (OH)

Ejemplo.

Mn O4 + NH3 N2 + OH + Mn O2

Desdoblar en dos semiecuciones

Mn O4 Mn O2

NH3 N2

Igualar las 2 semieciones, añadiendo hidroxilos, agua y electrones

Ahora resolvemos las 2 ecuaciones presentes:

a) Cl3 Cl + Cl O3

b) Cl2 + I O3 Cl + IO4


Flores


PRACTICO.

Iguale al medio acido


Flores


ESTRUCTURA DEL ÁTOMO


TEMA Nº 5


Según el modelo atómico actual el átomo costa de 2 partes: el núcleo y la

envoltura electrónica.

El núcleo.- Es la parte central del átomo y está constituida por protones y

neutrones.

Envoltura electrónica.- Es la parte que rodea al núcleo y está constituida por

electrones livianísimos que se mueven a su alrededor como un enjambre de

abejas alrededor de su panal.


Flores


- Cada electrón tiene carga eléctrica negativa de -1, la masa o peso de un

electrón es de 0,0005 u

- El número de electrones varía según la clase de elemento.

Propiedades nucleares

Carbono Cloro Oxigeno Z= 6 Z = 17 Z = 8A= 12 u A= 35 u A = 16 uISÓTOPOS

Los átomos de un mismo elemento químico poseen el mismo número de protones y, por tanto, de electrones, pero pueden diferir en el número de neutrones.Se denominan isótopos, a los átomos de un mismo elemento químico que, teniendo lógicamente el mismo número de protones y electrones, tienen distinto número de neutrones. Los isótopos tienen igual número de átomos (Z) y distinto número másico (A). LITIO


Flores

6 p+

6 nº

17 P+

18 nº

8 P+

8 nº


Z=3 Z=3 A= 7 u A= 6 u

ISÓBAROS

Son átomos que pertenecen a distintos elementos por sus números atómicos distintos, pero

curiosamente presentan índices de masa iguales.

- Demuestre con el boro y carbono


Flores

3 p+

4 nº

3 p+

3 nº


Tiene que pintar y escribir cuál de los siguientes núcleos son isotopos y cual isobaros

A B C D

BIBLIOTECA VIRTUAL

Explique y dibuje los modelos atómicos

1. El átomo de Rutherford (dibuje)

2. El átomo de Bohr (dibuje)

3. El átomo de Dalton (dibuje)

4. El átomo de Thompson 1897 (dibuje)


Flores

92 p+

143 nº

91 p+

140 nº

92 p+

146 nº

91 p+

144 nº


5. El átomo de Perrin 1909 (dibuje)

Graficar elementos en su cuaderno de ejercicios

ÁTOMOS MULTIELECTRONICOS.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

- Los niveles de energía son 1,2,3,4,5,6,7 o también K,L,M,N,O,P,Q.

- Los subiveles pueden ser de uno a cuatro y se llaman s,p,d,f

Lo que puede admitir cada nivel y subnivel, vea el cuadro.

Los orbitales.-


Flores


Son subdivisiones de los subniveles, que solo pueden admitir 2 electrones como máximo en cada uno, y estos con sus espines necesariamente opuestos.

PERIODOS Y GRUPOS.

El primer periodo posee dos elementos, el segundo y el tercero contiene ocho elementos cada uno y los restantes dieciocho elementos.El número de cada periodo coincide con el valor del número cuántico n de los orbitales s y p que se están ocupando.Los elementos pertenecientes a uno mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes, por tener estructuras electrónicas también semejantes.Elementos representativos: poseen configuraciones s ó s p . Son los incluidos en los grupos 1, 2, 13 al 18.Elementos de transición interna: poseen configuraciones f . Son los lantánidos y los actínidos.

Regla del octeto

Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos

electrones, uno de espín +½ y otro de espín -½) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración

electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2

estarían llenos.

Ahora a configurar elementos en niveles subniveles y orbitales

Grupo VIB:

24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4: es incorrecto.

24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5: es correcto.

Grupo IB:

29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10: es correcto.

- Grafique la envoltura en su cuaderno de ejercicios

- Represente en niveles, subniveles, orbitales 20 elementos químicos,

mostrando grafico en cada ejemplo

Formas y orientaciones de los orbitales.



- El tamaño de un orbital depende del nivel de energía al que pertenece, así como el más

pequeño corresponde al nivel 1 y el tamaño se hace cada vez mayor a medida que pesa

a los niveles 2,3, etc. (practiquemos empezando con el hidrogeno)


Flores


VALENCIA Y ENLACES QUÍMICOS

Valencia. Valencia es el número de electrones que un átomo gana, pierde o

comparte al unirse o enlazarse con otros.

Enlaces Químicos.

Son las fuerzas que posee un átomo cuando su último nivel de energía presenta

todos sus orbitales pareados. Hay tres tipos de enlaces químicos: iónico o electro

covalente, covalente y covalente coordinado.

1. Enlace iono o electrocovalente. Es el tipo de enlace en el cual un átomo de

metal pierde electrones a favor de otro de no metal, que los gana. En

consecuencia, el metal se carga de electricidad positiva y el no metal de

negativa, es decir ambos se convierten en iones. Ejemplo.


Flores

TEMA Nº 6


Demuestre un ejemplo con el Ca O con los símbolos de Lewis y estructura

Explique la diferencia que existe entre; un átomo, una molécula y un ion

2. Enlace covalente

Características:

Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden

electrones, COMPARTEN.

Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los

elementos que se unen.

Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia:

solido, líquido o gaseoso.

Son malos conductores del calor y la electricidad.

Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.


Flores


Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e

insolubles en solventes polares como el agua.

FORMACION DE ENLACES COVALENTES

Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatónicas.Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.

.. :Cl:

.

El cloro es un elemento del grupo VII A.

El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.

.. : Cl

..-

.. : Cl

..

O2 La molécula de oxigeno también es diatónica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxígeno es:

..: O .

.

Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10. Estas 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos.

.. : O..

- .. : O

Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos que el oxígeno de la izquierda está completo, mientras que la derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones.


Flores


.. : O =

.. O:

La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.

N2 El nitrógeno, otra molécula diatónica, está ubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.

.. : N - ..

N:

Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple enlace.

: N = N :

TRES NO METALES

COVALENTE

El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.

En esta estructura, ambos oxígenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazarte de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formándose dos dobles enlaces.

El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxígenos.


Flores


Al nitrógeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxígeno se desplaza para formar un doble enlace.

El doble enlace podría colocarse en tres posiciones distintas, pero la más correcta es la central por ser más simétrica.

Los enlaces covalentes se clasifican en:


Flores


COVALENTES POLARES COVALENTES NO POLARES COVALENTES COORDINADO

Mostramos más ejemplos.

3. Enlace covalente coordinado

Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:

Para el ion amonio

[NH4]

+

Tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.

Muestre más ejemplos


Flores


Resonancia.

Es la deslocalización o movimiento de electrones, dentro de una misma

estructura; se presenta en enlaces covalentes.

- Molécula de ozono O3

- Trióxido de azufre SO3

INVESTIGACIÓN

Concepto de ENLACE METÁLICO

Sus propiedades.

Enlaces INTERMOLECULARES

Son producidas entre moléculas; ejemplo.


Flores


Fuerzas de VAN DER WAAALS (escriba sus características y ejemplo)

ESTEQUIOMETRIA BASICA

UNIDADES QUIMICA DE MASA

Peso molecular (PM)

El peso molecular es el resultado de la suma de todos los pesos atómicos de los

elementos que constituyen una molécula.

Los subíndices de los elementos señalan el número de átomos del elemento que

está presente en la molécula.


Flores

TEMA Nº 7


Ejemplos.

Encontrar el PM del agua. (Primero escribir la formula correctamente)

H2 O

H= 1g x 2 = 2 g

O= 16g x 1 = 16g

Sumamos los resultados finales tenemos; el peso molecular del agua es 18g/mol

Ejemplo 2

Cual es peso molecular del sulfato de calcio hidratado.

(Ca S O4 x 2H2 O) sacamos el PM así.

(40g + 32g + 4g . 16g) + 2 (18g)

40g + 32g + 64g + 36g = 172 g/mol

Ahora obtenga el siguiente ejemplo

Ejemplo 3, Cuál es el peso molecular del carbonato de sodio

Ejemplo 4 , cual es peso molecular del ácido sulfúrico

Ejemplo 5, cual es el peso molecular del hidróxido de plomo (IV)


Flores


Ejemplo 6, demuestre el peso molecular del fosfato básico de zinc

Ejemplo 7, cual es el PM del sulfito de bario penta hidratado

PRACTICO

Hallar el peso molecular de los siguientes compuestos.

1) Oxido de potasio

2) Óxido de hierro

3) Agua oxigenada

4) Oxido crómico

5) Hidróxido de litio

6) Cal

7) Soda caustica

8) Oxido de cloro V

9) Anhídrido mangánico

10) Acido pirofosfórico

11) Acido orto silícico

12) Ácido tio sulfúrico

13) Ácido di crómico

14) Carbonato acido de calcio

15) Fosfato básico de magnesio


Flores


16) Tetraborato doble de aluminio y bario

17) Nitrato platínico

18) Alcohol etílico

19) Aspirina

20) Ácido acético

Átomo – Gramo (at-g);

Se llama así a la porción de elementos donde hay 6,23 x 1023 átomos y cuyo peso

en gramos es igual a la de su peso atómico. Vamos a emplear esta formula

#at-g ¿m

P .at . #at-g = átomo – gramo

m= peso del elemento en gramos

P.at = peso atómico

Ejemplos

1) ¿Cuántos at-g de oxigeno hay en 64 g del mismo?

Datos desarrollamos

At-g =?

m=64g

P.at=16g

2) ¿Cuántos gramos de oxigeno hay en 2 at-g del mismo?

Respuesta es 32 g de O2 muestre el desarrollo


Flores


3) ¿Cuántos átomos hay en 5g de oxigeno?

x=5 g .1at−g 6,023 x1023

16g x 1at−g

Datos

1at = 16 g

1at-g= 6,023 x 1023 átomos RESPUESTA 1,88 X 1023 ATOMOS

Ahora resuelva

4) ¿Cuántos gramos hay en 71 g de cloro?

5) Cuantos átomos hay en 15 g de azufre?

6) Cuantos átomos – gramos están contenidos en 30 de calcio?

Molécula – Gramo (g/mol)

Es la porción de sustancia donde hay 6,023 x 1023 moléculas y cuyo peso en

gramos es numéricamente igual al del peso molecular, su ecuación es:

n= mP .M


Flores

n=número de molesm=masa en gramosP.M= peso molecular de la sustancia en g


Ejemplo 1

¿Cuántos moles de H2 S O4 hay en 294 g del mismo?

Datos Desarrollo

Son 3 mol de ácido sulfúrico

Ejemplo 2

¿Cuántos gramos existen en 10 mol de H Cl?

Datos desarrollo respuesta es 365 g de HCl

Ejemplo 3

En 5 mol corresponde 315 g HN3 ¿Cuál será su PM del ácido?

Datos desarrollo respuesta 63g/mol

Ejemplo 4

Una probeta graduada contiene 25 g de H S O determinar en la muestra:

1) Moles de ácido sulfúrico

2) Moléculas de ácido sulfúrico



3) Átomos de hidrogeno.

Datos 1 (mol=?)

25 g H 2 SO4∗1mol H 2SO 4

98 g H 2SO 4=0,25MOLDE H 2 SO 4

Datos 2 (moléculas=?)

0,25mol∗6,023 x10∆23moleculas de H 2SO 4

1mol H 2SO 4=1,5 X 1023

Datos 3 (átomos=?)

25 g H 2 SO4∗2 g H 2 X 6,023 X 1023 Atomosde H 2

98 g H 2 SO 4 X 1g H=¿

3 x 1023 átomos de HIDROGENO

ESTE RESUELVA USTED.

Ejemplo 5

En un frasco se tiene 170 g de ácido sulfhídrico y se quiere saber la cantidad de:

a) Moles de H2S

b) Moléculas de H2S

c) Átomos de H2

Dato 1


Flores


Dato 2

Dato 3

Practicar en la clase y resolver el siguiente practico.


Flores



Flores


Densidad

La densidad de un cuerpo es la cantidad de masa por unidad de volumen.

Vamos a utilizar la siguiente formula

D=mV

Ejemplo 1

El ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,35 g/cc ¿calcular el peso de un litro del

ácido? Respuesta el peso del H2SO4 es 1350 g (MUESTRE EL PROCESO)

Ejemplo 2

¿Calcular el volumen del mismo acido anterior con una densidad de 1,84 g/cm3 y

de peso 40, 8 g?

Ejemplo 3

Calcular la densidad de un volumen de 80 ml y 63,3 de peso de la solución de

alcohol etílico?


Flores


FORMULAS MOLECULARES.

Para determinar o encontrar fórmulas necesitamos los siguientes pasos:

1) Dividir el % entre el peso atómico del mismo elemento

2) El resultado encontrado dividir por el menor de ellos

3) Redondear el resultado y suscribir como subíndice en cada elemento de la

formula

Ejemplo 1

a) Un cuerpo cuya composición centesimal es 43,396% de Na; 11,321% de C y

45,238 de O ¿determinar su fórmula?

Datos

Na= 43,396%

C=11,321%

O=45,238

FORMULA=?

Aplicamos los pasos

¿at−gNa=43,39623

=1,886Na=1,8860,943

=2

¿at−gC=11,32112

=0,943C=0,9430,943

=1

¿at−gO=45,23816

=2,827O=2,8270,943

=3

Pasamos los datos a la formula


Flores


Na2 C O3

b) Un compuesto tiene los siguientes porcentajes 43,662% de P; 56,338% de O

¿hallar la formula?

Datos haga el desarrollo aquí..

43,662% de P

56,338% de O

FORMULA=?

Respuestas que va sacara son; y cuando esto pasa se debe multiplicar por 2

P= 1 x 2 = 2

O= 2,5 x 2 = 5

LA FORMULA ES P2 O5

c) Un compuesto tiene; Cloro 0,351% y oxigeno 0,080% ¿hallar su fórmula?

d) Un cuerpo cuyo peso molecular es 60g y tiene de composición centesimal =

a 20% de C; 26,66% de O; 46,66% de N y 6,66% de H. ¿hallara su fórmula?

e) Dada la composición centesimal de K= 44,83; O=36,78. Hállese la formula


Flores


f) El compuesto tiene 34 de PM y una composición centesimal de H=5,8% y O=

94,2%. Hállese la formula verdadera

g) Analizando el compuesto nos da 32,394% de Na, 0,704% de H, 21,831 de P y

45,071%de O. ¿hallar su fórmula?

Porcentaje de composición centesimal

Para sacar el porcentaje de un elemento o compuesto químico, primero se divide

la masa atómica entre el peso molecular de la sustancia y luego multiplicar por

100% en resumido podemos aplicar esta fórmula.

%= ParteTotal

x100 %

Ejemplo 1 – hallar el % de cada uno de los elementos del carbonato de calcio.

PM; Ca C O3 = 100 g

%Ca= 40100

x100 %=40 %deCa

%C= 12100

x 100 %=12 %deC

%O= 48100

x100 %=48 %deO


Flores


Para comprobar la suma de los totales debe salir el 100%

Ejemplo 2 - hallar el % de K en el K2 S O4

Ejemplo 3 – hallar el % del cloruro de sodio diluido en 5 moléculas de agua

Le doy una ayuda desarrolle el % del Na Cl

PM; Na Cl = 58g

PM; 5 H2 O

PM = 148 g

Respuesta es 39% de Na Cl

DESARROLLE ESE PRÁCTICO


Flores


RESOLVER LOS EJERCICIOS E IDENTIFICAR LAS FROMULAS EMPIRICAS Y

MOLECULARES


Flores


BIBLIOGRAFIA


Flores


- SANCHEZ GUMIEL, Ricardo; “El ABC de la Química”, Edit. Tupac Katari; Sucre- Bolivia;

2003.

- La Biblia de la Física y Química: Lexus Editores Barcelona.

- Fernández; Serveti (1981): Química General e Inorgánica: Editorial Losada. S.A. Buenos

Aires –argentina.

- Edb Química Secundaria 2 ; EDITORIAL DON BOSCO (2009)

- Camacho de Arteaga – Arteaga Calzadilla Juan, QUIMICA 3 “LA HOGUERA EDITORIAL”

(2010)

- Currículo Base del Sistema Educativo Plurinacional (2013)

- Prof. Suarez Escobar Carlos, “Ediciones GES” Química Inorgánica Integral Básica.

- Química Inorgánica, Ing. Juan Carlos Montaño Nemer. Latinas Editores.

- La enciclopedia del estudiante: física y Química (N°) ediciones Santillana

Citas de algunos enlaces:

1. http://www.inicia.es

2. http://es.wikipedia.org3. http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_inorg%C3%A1nico

4. http://www.acienciasgalilei.com/qui/formulacion/sales%20neutras%20oxisales.htm#up

BLOG, para las tutorías y trabajos en línea.

https://www.facebook.com/groups/660765420614871/


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