Química

Estados de la materia. Energía. Estructura atómica. Compuestos químicos. Tabla periódica

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UNIVERSIDAD AUTONOMA DEL ESTADO DE MÉXICO

INSTITUTO TÉCNICO HUMANISTICO Y ADMINISTRATIVO DE TOLUCA

PREPARATORIA INCORPORADA CON CLAVE 17

APUNTES DE QUÍMICA I

TEORIA Y EJERCICIOS

PROFESOR:

CUARTO SEMESTRE

SEMESTRE PAR MARZO-SEPTIEMBRE DEL 2000

UNIDAD I INTRODUCCIÓN AL A QUÍMICA

Tema 1 Método Científico

El método científico es la principal herramienta que usa el ser humano para desarrollar las ciencias. En particular la química fundamenta todos conocimientos en este.

Aunque no existe propiamente una persona a la que se considere inventora del método científico, el gran sabio italiano Galileo Galilei es llamado el padre del método científico moderno.

De acuerdo a la ciencia o al investigador que lo utilice, el método tendrá un número variable de pasos, sin embargo los pasos básicos de los cuales consta son:

a) Planteamiento de problema: En este paso se elige el tema de estudio

b).- Hipótesis: Son una serie de suposiciones que son las probables respuestas al problema.

c) Observación: Aquí se emplean los cinco sentidos para analizar el problema.

d) Experimentación: Se llevan acabo experimentos de acuerdo en lo planteado en la hipótesis.

e) Ley: Una vez que se han obtenido resultados satisfactorio se puede plantear una ley que muestre la conclusión a la que se ha llegado.

Tema 2 Descripción e importancia de la química

La química es una ciencia que se basa en la observación de los fenómenos que se producen sobre la materia que existe en el universo.

La química se ha desarrollado debido a la necesidad de descubrir como están formados los objetos y la manera en que su estructura determina las propiedades que presentan

2.1 Concepto y definición de química.

La química se define como la ciencia que estudia a la materia y sus transformaciones.

2.2 Interdisciplinariedad de la química.

La química es una de las tres ciencias básicas que existen, por lo tanto necesita de estas para su desarrollo.

Dichas ciencias y una disciplina auxilian a la química:

FÍSICA

MATEMÁTICAS FILOSOFÍA.

A sus vez la química auxilia a otras ciencias como son:

Medicina

Farmacología

Botánica

Biología

2.3 Aplicaciones de la química.

Los químicos exploran la naturaleza y experimentan con sustancias para desarrollar y mejorar teorías concernientes a la estructura y comportamiento de la materia, por lo tanto los campos de aplicación son innumerables y el ser humano se beneficia día con día de las transformaciones químicas hechas por acción de la química.

Algunos de los campos de aplicación de la química son:

Agricultura

Fármacos

Cosméticos

Plásticos

Tema 3 Materia y energía

Materia y energía son los dos pilares en los que descansa el universo. Materia es la sustancia, lo palpable; energía es el motor de dicha sustancia.

3.1 Concepto de materia y energía

Materia. Las personas, las rocas, los animales, los árboles son lo que llamamos materia. Por definición, materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio.

Energía. El concepto de energía es bastante nuevo en el mundo de la ciencia, debido a su intangibilidad e invisibilidad es un término bastante difícil de comprender.

Los griegos explicaban que los cuerpos caían al suelo por que los movía un deseo interno de “buscar sus lugares”, Aristóteles sostenía que un cuerpo caía más rápido hacia la tierra mientras más pesado era. Esta idea prevaleció hasta que Galileo demostró en la Torre de Pisa, al soltar dos balas de 50 kg y 0.5 kg de una altura de 55m, que todos los cuerpos caen a la misma velocidad, las balas salieron juntas y llegaron juntas a la tierra, se había sentado las bases de la mecánica, ciencia que estudia primordialmente a la energía.

De la misma forma, los científicos estudiaron la fuerza (masa por aceleración), pero más aun estudiaron los efectos de la aplicación de una fuerza sobre un cuerpo al desplazarlo, Von Leibnitz llamo vis viva la acción de una fuerza sobre un cuerpo y el desplazamiento que este sufre y expreso esta como 1/2mv2, esa fue la primer ecuación que expresaba la energía.

En 1807 la palabra Energía (del griego trabajo), se introdujo en el vocabulario científico del mundo, fue Thomas Young el introductor y definió a la energía como la capacidad para realizar un trabajo.

En realidad el trabajo es energía que se manifiesta, en términos más generales la energía es una manifestación del universo que permite efectuar un cambio en la materia, generalmente en forma de desplazamiento, pero se puede manifestar de las siguientes maneras:

Energía química

Energía cinética

Energía potencial

Energía eléctrica

Energía nuclear

Energía mecánica

Calor

Trabajo

3.2 Relación entre materia y energía.

La relación que existe entre la materia y la energía, es muy sencilla:

Ninguna puede existir aisladamente, es decir donde hay materia siempre habrá energía y viceversa.

Teóricamente se puede lograr transformar materia en energía según la ecuación planteada por Albert Einstein:

E = mc2

Donde:

E = Energía

m = masa

c = velocidad de la luz

3.3 Ley de la conservación de la materia y energía.

“La materia y la energía ni se crean, ni se destruyen, sólo se transforman”.

En otras palabras, desde que se creo el universo la cantidad de materia y energía ha sido la misma.

3.4 Estados de agregación de la materia.

La materia puede presentarse en diferentes formas, de acuerdo al grado de unión que exista entre las moléculas que la componen.

Sólido: Tiene forma definida, no se deforma con facilidad, sus moléculas están muy integradas, por ejemplo piedra, oro, mármol.

Líquido: Toma la forma del recipiente que lo contiene, se deforma con facilidad, sus moléculas están poco integradas, es incompresible, como ejemplos tenemos agua, mercurio, gasolina.

Gas: Ocupa todo el recipiente que lo contiene, es amorfo, sus moléculas no están integradas, es compresible, como ejemplos tenemos aire, helio, neón.

3.5 Transformaciones de fase.

La materia puede transformarse de un estado de agregación a otro mediante fenómenos físicos llamados transformaciones de fase

Química

Tema 4 Cambios en la materia.

La naturaleza esta en constante transformación, de hecho cambia segundo a segundo. A la serie de eventos que provocan que la naturaleza se transforme les llamamos fenómenos.

4.1 Fenómenos Físicos, Químicos y Nucleares.

Fenómeno Físico. Ocurre cuando la materia se transforma pero no se altera la unión que existe entre los átomos que la forman sin formar nuevas sustancias, por ejemplo la evaporación del agua, disolver sal en azúcar, tritrurar un grano de azúcar.

Fenómeno Químico. Ocurre cuando la materia se transforma alterando la unión entre los átomos que la forman, dando origen a sustancias nuevas, por ejemplo la oxidación, la combustión, la fermentación.

Fenómenos nucleares. Ocurre cuando los cambios se dan en la estructura interna de los átomos, dando lugar al origen de elementos nuevos, básicamente ocurren dos tipos de fenómenos nucleares:

Fisión nuclear. Ocurre cuando un átomo pesado se fragmenta dando origen a elementos más ligeros y se desprende energía además de partículas radioactivas.

Fusión nuclear. Ocurre cuando dos o más átomos ligeros se unen para formar un elemento más pesado y se desprende energía y partículas radioactivas.

Tema 5 Tipos básicos de materia

Muchas sustancias aparentemente puras no lo son. De lejos, una losa de concreto parece un material de uniforme de color gris; pero si la observamos de cerca veremos que está formada de diferentes partes (grava, cemento, arena, etc)

Se ha encontrado que toda la materia está formada por aproximadamente un centenar de sustancias puras que no pueden separarse en otras más simples, a estas sustancias se les llama elementos, definición propuesta en 1661 por Robert Boyle en 1661. Cuando se combinan elementos para constituir una sustancia completamente nueva se forman los llamados compuestos , a su vez la combinación de compuestos nos da las llamadas mezclas. En la tabla siguiente se observan las principales características de los elementos, los compuestos y las mezclas.

5.1 Conceptos de elemento, compuesto y mezcla

Elementos

Compuestos

Mezclas

Sustancias formadas por moléculas o conjuntos de átomos iguales

Sustancias formadas por moléculas en las cuales aparecen átomos de diferentes elementos

Sustancias formadas por la congregación de otras diferentes que no pierden sus propiedades al formarlo, elementos con elementos, elementos con compuestos, etc.

Las propiedades de los elementos dependen de las de sus moléculas. Cuando estos se rompen estas los átomos libres tienen propiedades distintas de las del elemento

Los compuestos tienen propiedades diferentes de las de los elementos que los formaron. Un compuesto se forma a partir de sus elementos por medio de un fenómeno químico que se llama síntesis

Al formarse una mezcla no se efectúa un fenómeno químico

De un elemento no es posible extraer otra sustancia diferente ni por procedimientos físicos ni químicos

De un compuesto es posible extraer otras sustancias diferentes por medio de un fenómeno químico llamado análisis

Los componentes de una mezcla pueden separarse aprovechando sus propiedades físicas. Al hacer esta separación no se presenta algún fenómeno químico

Oro, plata, oxígeno, calcio, etc.

Sal, oxido de hierro,

ácido sulfúrico

Leche, sangre, concreto

UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA

Tema 1 Átomo

La palabra átomo proviene de un vocablo griego que significa indivisible.

  • Concepto de átomo.

  • Un átomo es la parte más pequeña de la materia que aún conserva sus características físicas y químicas.

  • Función de los átomos en las cambios físicos, químicos y nucleares.

  • Los átomos forman enlaces entre sí, lo cual constituye la estructura interna de la materia.

  • Cuando ocurre un cambio físico en la materia, la unión entre los átomos no se ve afectada, por lo que no se da origen a sustancias nuevas.

  • Cuando ocurre un cambio químico, la unión entre los átomos se ve afectada, dando lugar al surgimiento de nuevas sustancias.

  • Un cambio nuclear afecta directamente a la estructura interna de los átomos que forman la materia del universo.

  • Partículas fundamentales del átomo: electrón, protón, neutrón.

  • Electrón. Es la partícula más pequeña, se encuentra orbitando el núcleo, tiene carga negativa y su masa es casi cero, su símbolo es e-

  • Fue descubierto por Joseph John Thomson en 1897, quien dedujo que los llamdos rayos catódicos estaban formadas por partículas cargadas negativamente, con una masa aproximadamente 1/2000 de la masa del átomo de hidrógeno y les llamó electrones.

  • Protón. Se encuentra dentro del núcleo, tiene carga positiva, su masa es de 1 u.m.a., su símbolo es p+

  • En 1886 Eugen Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo al vacío que poseía un cátodo (electrodo negativo) perforado; cuando se conectaba a una fuente de alto poder, fluían los electrones del cátodo al ánodo (electrodo positivo). Otros rayos pasaban a través de los agujeros del cátodo y eran despedidos en sentido contrario. Como estos nuevos rayos viajaban en sentido contrario al de los rayos catódicos de carga negativa se dedujo que debian tener carga positiva llamándoles protones..

  • Neutrón. Se encuentra dentro del núcleo, tiene carga neutra, su masa es de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), su símbolo es n0

  • En 1932 el físico James Chadwick aisló e identificó una partícula que tenía exactamente la misma masa del protón, pero que no poseía ninguna carga eléctrica, por esta razón se le nombró neutrón.

  • Número atómico.

  • Indica el número de protones, que es el mismo que el de electrones, que tiene un átomo, se puede leer en la tabla periódica.

  • Masa atómica.

  • Indica la suma del número de protones y neutrones que en el átomo.

    Ejercicio completar la tabla siguiente:

    Elemento

    Símbolo

    # atómico

    Masa atómica

    e-

    p+

    n0

    Boro

    Oxigeno

    Sodio

    Flúor

    Cromo

    Azufre

    Selenio

    Bromo

    Níquel

    Rubidio

    Cloro

    Tema 2 modelo atómico de Bohr (Teoría atómica).

    La palabra átomo, que significa indivisible, tuvo su origen en la cultura griega y surgió como respuesta a la pregunta que había intrigado a los filósofos por mucho tiempo, ¿De qué y de que modo está hecho el mundo?. Aristóteles sostenía que el universo estaba constituido de cuatro elementos vitales, tierra, aire, agua y fuego.

    Sin embargo el gran pensador Demócrito aseguraba que todo lo que existe estaba integrado por pequeñísimas partículas compactas agrupadas como las celdillas de una colmena llamadas átomos, también supuso que los átomos de cada sustancia eran diferentes en tamaño y forma y que por ello conferían a las sustancias distintas propiedades.

    En 1803 John Dalton se baso en las investigaciones de Lavoisier, Gay Lussac y Ritcher para proponer la primera teoría atómica, que dice:

  • Los elementos químicos están formados por átomos.

  • Los átomos no pueden crearse ni destruirse

  • Los átomos de un mismo elemento son idénticos y tienen la misma masa

  • Los átomos de diferentes elementos tienen masas distintas

  • Las combinaciones ocurren entre los átomos en relaciones de números enteros.

  • El primer modelo atómico fue propuesto por Thomson en 1902, dicho modelo también conocido como el modelo del budín de pasas proponía que el átomo era una masa sólida positiva y que los electrones estaban insertados en el como las pasas del budín.

    Dibuja el modelo del budín de pasas.

    En 1913 Niels Bohr propuso que los electrones estaban separados de las partículas positivas y que el átomo semejaba un sistema solar donde las cargas negativas orbitaban alrededor del núcleo de carga positiva, el modelo atómico de Bohr quedó expuesto en sus postulados.

    Postulados de Bohr:

    1.- Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas fijas llamdos orbitales.

    2.- Entre mayor sea el orbital mayor será el contenido de energía del electrón.

    3.- Para que un electrón cambie de orbital necesita ganar o desprender energía.

    4.- La energía ganada o perdida por el electrón es una cantidad fija llamada cuanto que significa salto.

    2.1 Nivel electrónico.

    El aspecto más importante que planteó Bohr en su modelo atómico es la forma en que se distribuyen los electrones de un átomo en los diferentes niveles llamados orbitales, o niveles electrónicos.

    Cada nivel puede tener sólo un cierto número de electrones de acuerdo a la forma siguiente:

    Nivel

    Número de electrones

    1

    2

    2

    8

    3

    18

    4

    32

    5

    32

    6

    11

    7

    2

    El modelo atómico de Bohr es útil para representar la distribución de los electrones de un átomo, a esta distribución se le llama distribución electrónica.

    Ejercicio realizar las siguientes distribuciones electrónicas:

    Nitrógeno

    Cloro

    Germanio

    Bromo

    Cesio

    2.2 Electrones de valencia

    Los electrones de valencia de un átomo son aquellos que se encuentran en el último nivel u orbital en la configuración electrónica de los elementos y son los responsables de la actividad química de los átomos.

    Las valencias de un elemento son los electrones que un átomo puede perder, ganar o compartir.

    Si la valencia es positiva entonces el átomo pierde electrones.

    Si la valencia es negativa entonces el átomo gana electrones

    2.3 Regla del octeto.

    El comportamiento de los átomos es el de tender a lograr una configuración electrónica que presente 8 electrones en el último nivel, ya sea ganado, perdiendo o compartiendo electrones.

    Ejemplos

    Cloro

    Sodio

    De hecho los átomos tienden a lograr una configuración electrónica igual a la de los gases inertes.

    Ejemplos

    Neón

    Argón

    Tema 3 Variaciones en las partículas subatómicas.

    Los átomos de un mismo elemento pueden presentar diferencias entre si, debido a diferencias en el número de electrones o protones que poseen respectivamente; dichas diferencias provocan cambios en las propiedades físicas o químicas de los elementos.

    3.1 Ión.

    Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones y por lo tanto posee carga eléctrica, existen dos tipos de iones:

    Catión. Átomo que ha perdido electrones y tiene carga positiva.

    Anión. Átomo que ha ganado electrones y tiene carga negativa.

    3.2 Formación de iones

    En la naturaleza los iones se pueden formar mediante la disolución de sales, por ejemplo:

    NaCl + H2O --------------- Na+ + Cl-

    3.3 Isótopos

    En 1913, Frederich Soddy encontró dos pesos atómicos para el plomo, provenientes de dos fuentes distintas.

    J. J. Thomson también encontró que parecia haber dos átomos de neón de distinto peso atómico, uno de ellos tenía un número másico de 20 y el otro de 22, a demás encontró que uno de ellos (20) era más abundante que el de 22.

    Soddy propuso que un mismo lugar en la tabla periódica podía ser ocupado por un mismo tipo de átomo, llamando a dichos átomos isótopos (mismo lugar).

    Los diferentes isótopos en un lugar dado en la tabla periódica tendrán el mismo número atómico y el mismo número de protones en el núcleo y de electrones, pero su número de neutrones variará.

    Los isótopos de un mismo elemento tendrán las mismas propiedades químicas, por lo que es casi imposible separarlos una vez que se han mezclado.

    3.4 Cálculo del número de protones, electrones y neutrones en átomos isótopos o iones.

    Completa la tabla siguiente

    Elemento

    Nombre

    # atómico

    Masa atómica

    e-

    p+

    no

    Mg

    Se-2

    Cl+6

    14C

    42K

    Au

    Ca

    Ca+2

    45Ca

    Tema 4 Mecánica cuántica.

    4.1 Números cuánticos.

    Aun cuando el modelo atómico de Bohr es útil para representar la configuración electrónica de los elementos, esta se complica cada vez más cuanto mayor es el número atómico del elemento.

    Por otra parte, la investigación acerca de la naturaleza atómica ha demostrado que cada electrón tiene una serie de características irrepetibles en los demás electrones que componen el átomo, a esta serie de características se les denomina números cuánticos y son el resultado de años de investigación acerca de la naturaleza de los átomos y la forma de representarlos.

    4.2 Configuración cuántica

    Realiza las siguientes configuraciones cuánticas:

    Cloro

    Bromo

    Cesio

    Hierro

    Argón

    Trabajo para el primer parcial

    Tema 5 Química nuclear

    5.1 Concepto de radiación

    5.2 Naturaleza de la radioactividad

    5.3 Tipos de desintegración (natural y artificial)

    5.4 Concepto de vida media

    5.5 Masa crítica

    5.6 Fusión nuclear

    5.7 Fisión nuclear

    5.8 Concepto de reacción encadena

    5.9 Aplicaciones de la radiactividad.

    UNIDAD III TABLA PERIÓDICA

    Tema 1 Generalidades de la tabla periódica

    En su trabajo como profesor de química, Dimitri Ivanovich Mendeleiev buscaba enseñar las propiedades de los elementos de una manera ordenada, sin que los alumnos tuvieran que memorizar cada una de ellas.

    Para encontrar principios generales, escribía en tarjetas el símbolo y las propiedades de cada uno de los elementos y después jugaba a organizarlas según la masa atómica, empezando por el hidrógeno

    Un día observo algo importante: las propiedades de los elementos se repetían debido al ordenamiento por el peso atómico, es la llamada ley periódica. Así de esta forma construyó la primer tabla periódica en 1869.

    El merito que tuvo Mendeleiev , fue el de predecir la existencia de elementos que aun no se descubrían al momento de crear la tabla periódica; por ejemplo el dejó espacios para los elementos que el llamó ekaalumnio (galio, descubierto en 1874), ekaboro (escandio, descubierto en 1879) y el ekasilicio (germanio, descubierto en 1885)

  • Estructuración de la tabla periódica.

  • Periodos. Los periodos son los renglones de la tabla periódica en los cuales los elementos se distribuyen de acuerdo al número atómico.

    Familias. Las familias son las columnas de la tabla periódica, agrupan a elementos cuyas características químicas y fichas son similares.

    Grupos. En la tabla periódica existen dos grupos; Grupo A abarca a aquellos elementos cuyo carácter metálico o no metálico está perfectamente definido; Grupo B comprende a aquellos elementos llamados de transición.

    Símbolo, estado físico, número atómico, masa atómica y estado de oxidación realizar los ejercicios siguientes:

    Tema 2 Relación entre el nivel energético (modelo de Bohr) y el periodo.

    El modelo atómico ayudo a la construcción de la tabla periódica ya que cada nivel energético corresponde a un periodo.

    Tema 3 Metales y no metales

    Metales

    No metales

    3.1 propiedades

    físicas

    Presentan brillo

    metálico

    Conductores del calor y la electricidad

    Maleables

    Dúctiles

    Sólidos a excepción del mercurio

    Opacos

    No conducen el calor

    No conducen la electricidad

    Se encuentan en los tres estados de agregación de la materia

    3.2 Propiedades

    químicas

    Son agentes

    reductores

    Se oxidan para formar óxidos metálicos

    Pierden electrones

    Presentan 1,2 o 3

    electrones en su

    último nivel

    Forman bases

    Son agentes oxidantes

    Se reducen para formar anhidros

    Ganan electrones

    Tienen 5,6 o 7 electrones en su último nivel

    Forman ácidos

    Tema 4 Concepto de agente reductor y agente oxidante

    4.1 Oxidación

    La oxidación se define como la perdida de electrones que sufre un átomo al combinarse químicamente.

    4.2 Reducción

    La reducción se define como la ganancia de electrones que sufre un átomo al combinarse químicamente.

    4.3 Agente oxidante

    Es aquel elemento que al intervenir en una reacción química provoca la oxidación de otro elemento, reduciéndose en dicha reacción.

    4.4 Agente reductor

    Es aquel elemento que al intervenir en una reacción química provoca la reducción de otro elemento, oxidandose en dicha reacción

    Tema 5 Concepto y utilidad de las valencias fijas y variables.

    El número de electrones que gana o pierde un elemento al oxidarse o reducirse puede conocerse consultando la tabla periódica, las valencias fijas se obtienen de acuerdo a la familia a la cual pertenece el elemento, para todos los elementos que constituyen la familia IA la valencia es 1, para los de la familia IIA la valencia es de 2, para los de la familia VIIA la valencia es de -1. Las valencias variables dependen de cada elemento en particular, podemos encotrar casos de 2 o más valencias para un solo elemento, por ejemplo el oro presenta valencias 2 y 3, las empleara dependiendo del tipo de reacción química en a la que intervenga dicho elemento.

    Tema 6 Propiedades periódicas de los elementos

    Determinadas propiedades de los átomos se relacionan con la posición que guardan en la tabla periódica, estas propiedades se llaman propiedades periódicas porque se repiten de modo regular cada determinado número de elementos.

    6.1 Radio atómico

    Se de fine como la distancia que existe desde el núcleo del átomo hasta el último orbital.

    En la tabla periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en los periodos y aumentan de arriba hacia abajo en los grupos.

    6.2 Electronegatividad

    Es la tendencia que tiene un átomo por los electrones de otro átomo

    La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los periodos.

    La electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo en los grupos

    Los metales tienen electronegatividad baja.

    Los no metales tienen electronegatividad alta.

    6.3 Energía de ionización

    La energía de ionización es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón y forme un ion positivo.

    Aumenta de izquierda a derecha en los periodos

    Disminuye de arriba hacia abajo en los periodos

    6.4 Afinidad electrónica

    La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo gana un electrón para transformarse en ion negativo.

    Aumenta de izquierda a derecha en los periodos

    Disminuye de arriba hacia abajo en los periodos

    UNIDAD IV NOMENCLATURA INORGÁNICA.

    Tema 1 Generalidades de la tabla periódica

    En el principio de la historia de la química los científicos empleaban nombres arbitrarios para designar los compuestos químicos, creando confusión y entorpeciendo el avance de la química, debido alas dificultades que se presentaban en el intercambio de conocimientos.

    Fue a finales del siglo XIX cuando se estableció lo que sería la I.U.P.A.C. (unión internacional de química pura y aplicada), la cual se encarga hasta la fecha de fijar las reglas que se emplean en la asignación de nombres a todas las sustancias químicas conocidas.

  • Concepto de molécula.

  • Una molécula es la unión de dos o más átomos que comparten electrones y que forman compuestos químicos.

  • Tipos de moléculas

  • Existen diferentes tipos de moléculas de acuerdo al número de elementos químicos que la conforman.

  • Binaria. Molécula que está compuesta por dos elementos diferentes, ejemplo H2O

  • Terciaria. Molécula que está compuesta por tres elementos diferentes, ejemplo H2CO3

  • Cuaternaria. Molécula compuesta por cuatro elementos diferentes ejemplo NaHCO3

  • Concepto de fórmula

  • Una fórmula química es la descripción, utilizando números y letras, de una sustancia química, señalando los elementos que la componen y la proporción que guardan entre ellos.

  • Tema 2 Nomenclatura de los compuestos binarios y terciarios.

  • 2.1 Óxidos

  • 2.1.1 Óxidos metálicos

  • Los óxidos metálicos se forman por la unión de un metal con oxígeno y se nombran colocando la palabra óxido seguido del nombre del metal; si el metal tiene dos números de oxidación se agrega la terminación ico al de mayor valencia y la terminación oso al de menor.

  • Ejemplos

  • Na + O NaO

  • Fe + O FeO

  • Fe + O Fe2O3

  • Cu + O CuO

  • Cu + O Cu2O

  • Ti + O TI2O4

  • Ti + O TI2O3

  • Es común encontrar el nombre de los óxidos metálicos refiriéndose a su valencia expresada en números romanos.

  • Ejemplos:

  • PbO

  • PbO2

  • Au2O

  • Au2O3

  • 2.1.2 Óxidos no metálicos

  • Se forman por la reacción entre oxígeno y no metales , se nombran utilizando los prefijos griegos de los números junto a la palabra óxido, seguidos del nombre del no metal.

  • Ejemplos

  • CO

  • CO2

  • SO3

  • SO3

  • Frecuentemente se encuentran los nombres de los óxidos no metálicos, refiriéndose a ellos como anhídridos, se nombran anteponiendo la palabra anhídrido seguida del no metal, con los sufijos per ico, ico, oso e hipo oso, refiriéndose a las valencias de mayor a menor.

  • Ejemplos

  • CO

  • CO2

  • SO3

  • SO2

  • S2O3

  • SO

  • 2.2 Radicales químicos

  • Los radicales químicos son conjuntos de elementos que presentan comportamientos similares a los de un solo elemento químico, presentando una valencia característica.

  • Ver tabla anexa.

  • 2.3 Hidróxidos

  • Los hidróxidos son compuestos formados por el radical hidróxido y un metal. Para nombrarlos se coloca la palabra hidróxido de, seguido del metal, en este caso también se usan las terminaciones ico y oso o los números romanos.

  • Ejemplos

  • Au(OH)3

  • Na(OH)

  • Sn(OH)

  • Hidróxido de calcio

  • Hidróxido cúprico

  • Hidróxido de hierro II

  • 2.4 Ácidos

  • 2.4.1 Hidrácidos

  • Se forman por la unión del Hidrógeno y un no metal, se nombran escribiendo la palabra ácido seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico.

  • Ejemplos

  • HF

  • HCl

  • HBr

  • HI

  • HCN

  • Casos especiales

  • CH4 metano

  • NH3 amoniaco

  • PH3 fosfina

  • H2O agua

  • 2.4.2 Oxiácidos

  • Se forman por la unión de un radical que contenga oxígeno e hidrógeno. Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del radical, si el radical tiene terminación ato cambia a ico, la terminación ito cambia a oso.

  • Ejemplos

  • H3PO4

  • HCO3

  • HClO4

  • HClO3

  • HClO2

  • HClO

  • Ácido sulfúrico

  • Ácido bórico

  • Ácido nitroso

  • 2.5 Sales

  • Las sales son compuestos que se forman mediante la reacción de un hidróxido y un ácido

  • 2.5.1 Sales haloideas

  • Son aquellas sales que no presentan oxígeno en su fórmula, se forman por la reacción entre un radical de terminación uro y un metal. Se nombran escribiendo el nombre del radical seguido del nombre del metal, en este caso también se usan las terminaciones ico y oso o los números romanos.

  • Ejemplos

  • Au(CN)3

  • Fecl2

  • Fluoruro de sodio

  • Cloruro de cobre II

  • 2.5.2 Oxisales

  • Son sales que están formadas por un radical que contenga oxígeno y un metal. Se nombran de la misma forma que las sales haloideas.

  • Ejemplos

  • Sr3(BO)2

  • K3PO3

  • ZnIO4

  • Hipoclorito de estaño I

  • Hipoclorito estánico

  • Ejercicios generales

  • Nombrar los compuestos siguientes

  • HgOH

  • CO

  • HCN

  • KCl

  • AuBO

  • HBrO2

  • K2SO4

  • Co2O3

  • H3PO3

  • Co(ClO2)2

  • Ba(OH)2

  • Escribir la fórmula

  • Hidróxido de magnesio

  • Ácido carbónico

  • Sulfito de litio

  • Cloruro de plata

  • Monóxido de nitrógeno

  • Fosfato titanoso

  • Bisulfito de litio

  • Anhídrido carbónico

  • Ácido bromhidrico

  • Hidruro de sodio

  • Ácido nitroso

  • 2.6 Nombres comunes de algunas sustancias químicas

  • En la vida diaria algunas sustancias químicas de gran uso han adquirido nombres comunas.

  • H2O agua

  • NH3 amoniaco

  • CaSO4 yeso o sulfato de calcio

  • CaCO3 mármol o carbonato de calcio

  • Mg(OH)2 magnesia o hidróxido de calcio

  • CaO cal u óxido de calcio

  • Ca(OH)2 calidra o hidróxido de calcio

  • HCl ácido muriático o ácido clorhídrico

  • KOH potasa o hidróxido de calcio

  • NaOH sosa o hidróxido de sodio

  • H2O2 agua oxigenada o peroxido de hidrógeno

  • 2.7 Ácidos y bases

  • Las características principales de los ácidos y las bases son:

  • Ácidos. Presentan sabor acido.

  • Son corrosivos

  • Cambian el papel tornasol rojo a azul

  • Liberan iones H+ en solución acuosa

  • Bases. Presentan sabor amargo

  • Son caústicos

  • Cambian el papel tornasol azul a rojo

  • Liberan iones OH- en solución acuosa

  • 2.8 pH

  • El pH se define como el nivel de acidez que presenta una sustancia en solución.

  • La escala de pH va de cero a 14

  • UNIDAD V REACCIONES QUIMICAS

  • Tema 1 Reacción química.

  • 1.1 Concepto de reacción química

  • Una reacción química es el proceso mediante el cual, a partir de una o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se originan otras (llamadas productos) diferentes a las iniciales.

  • 1.2 Representación

  • Las reacciones se representan mediante ecuaciones químicas, en donde las fórmulas de los compuestos y los símbolos de los elementos, indican su estado de agregación y en ocasiones, las condiciones necesarias para que se efectué la reacción.

  • Los estados de agregación de las sustancias se representan por las letras (s) sólido, (l) líquido y (g) gas; si la sustancia esta disuelta se escribe (disol), si la disolución es en agua se anota (ac). Cuando los reactivos tienen que calentarse se coloca el símbolo D

  • 1.3 Tipos de reacción

  • Endotérmica. Es aquella que absorbe calor o requiere calentarse para llevarse a cabo:

  • H2 + I2 HI

  • D

  • Exótermica. Es aquella que desprende calor o energía

  • CaO + H2O HI

  • Reversible. Aquella en la que los productos pueden ser reactivos y los reactivos productos

  • CO2 + H2O H2CO3

  • Irreversible. Es aquella en la que los productos no pueden ser reactivos

  • C3H8 + O2 H2O + CO2

  • Homogénea. Son aquellas en las que tanto productos como reactivos se encuentran en el mismo estado de agregación.

  • C3H8(g) + O2(g) H2O(g) + CO2(g)

  • Heterogénea. Son aquellas en la que en productos como en reactivos existen al menos dos estados de agregación de la materia.

  • H2O(l) + CO2(g) H2CO3(g)

  • Velocidad de reacción.

  • Es la rapidez con la que aparecen los productos y desaparacen los reactivos por unidad de tiempo.

  • Factores que afectan la velocidad de reacción.

  • Los factores que aumentan la velocidad de reacción son:

  • Temperatura

  • Presión

  • Concentración

  • Si aumentan, aumenta la velocidad de reacción

  • Catalizador

  • Un catalizador es aquella sustancia que modifica la velocidad de reacción, sin sufrir cambio en sus composición.

  • Existen dos tipos de catalizadores. Catalizador positivo, aquel que aumenta la velocidad de reacción, catalizador negativo es aquel que frena la velocidad de reacción.

  • Tema 2 Resolución de ecuaciones químicas (balanceo)

  • Toda reacción química debe cumplir con la ley de conservación de la materia; la masa total de productos deberá ser igual a la masa total de reactivos.

  • 2.1 Peso atómico y molecular

  • Peso atómico. Es el peso de los elementos de manera individual, se reporta en la tabla periódica, ejemplos:

  • Ni =

  • Cl =

  • F =

  • Au=

  • Peso molecular. Es la suma de los pesos atómicos individuales de los átomos que constituyen un compuesto químico; ejemplos

  • FeO =

  • K3PO4=

  • Mg(NO3)2

  • 2.2 Tipos de reacciones químicas de acuerdo a sus resolución.

  • a) De síntesis:

  • A + B AB

  • b) De análisis o descomposición

  • AB A + B

  • c) De sustitución simple

  • AB + C AC + B

  • d) De sustitución doble

  • AB + CD AD + CB

  • e) De neutralización

  • ácido + base sal + agua

  • f) Hidrólisis

  • sal + agua ácido + base

  • g) oxido-reducción. Una especie química se oxida y otra se reduce.

  • Zn + HCl ZnCl2 + H2

  • Zn se oxida

  • H se reduce

  • 2.3 Balanceo por tanteo de reacciones químicas.

  • El balanceo por tanteo de reacciones químicas es un método empírico para hacer cumplir la ley de conservación de la materia en las reacciones químicas.

  • Ejercicios

  • Balancear las siguientes reacciones:

  • 1.- H2 + O2 H2O

  • 2.- Fe + O2 Fe2O3

  • 3.- I2 + H2 HI

  • 4.- N2 + H2 NH3

  • 5.- Na + H2O NaOH + H2

  • 6.- HgO Hg + O2

  • 7.- KClO3 KCl + O2

  • 8.- CaCO3 + H3PO4 Ca2(PO4)2 + CO2 + H2O

  • 9.- Mg(OH)2 + HCl MgCl2 + H2O

  • 10.- Ba3(PO4)2 + K2SO4 K3PO4 + BaSO4

  • 11.- C2H6 + O2 H2O + CO2

  • 12.- Na2O2 + H2O NaOH + O2

  • 13.- C3H8 + O2 H2O + CO2

  • Tema 3 Balanceo de reacciones por el método óxido-reducción

  • 3.1 Oxidación y reducción

  • Oxidación. Se define como la perdida de electrones que sufre un átomo.

  • Na Na+1 + 1e-

  • Reducción. Se define como la ganancia de electrones que sufre un átomo.

  • Fe+3 +1e- Fe+2

  • La oxidación y la reducción se realizan siempre de manera simultanea durante una reacción química, mientras un átomo pierde electrones otro gana la misma cantidad; de tal manera que las reacciones en las que existe transferencia de electrones se denominan de óxido-reducción o REDOX..

  • En una ecuación REDOX el átomo que se oxida se llama agente reductor y el átomo que se reduce se llama agente oxidante.

  • 3.2 Reglas para la determinación del número de reducción de los átomos.

  • 1.- El número de oxidación de cualquier elemento libre es de cero.

  • 2.- El número de oxidación del hidrógeno es +1

  • 3.- El número de oxidación del oxígeno es -2

  • 4.- Los elementos de la familia IA tienen número de oxidación +1

  • 5.- Los elementos de la familia IIA tienen número de oxidación +2

  • 6.- Todos los metales tienen número de oxidación positivo

  • 7.- El número de oxidación de los elementos de la familia VIIA en compuestos binarios es -1

  • 8.- Cuando se combinan dos no metales el elemento colocado a la derecha es negativo y el de la izquierda positivo

  • 9.-.La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto es cero.

  • Ejercicios

  • Encontrar los números de oxidación de:

  • KMNO4 BaSO4 Cl2

  • H3PO3 HNO2 Al(NO3)2

  • Ag2SO3 K Pb(OH)4

  • Mg(ClO4)2

  • 3.3 Método de balanceo de ecuaciones REDOX

  • Este método se aplica cuando existe un intercambio de electrones por medio de óxido-reducción; para emplearlo es conveniente usar la siguiente recta numérica:

  • -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6

  • Pasos para el balanceo por el método REDOX

  • 1.- Escribir la reacción correctamente

  • 2.- Encontrar los números de oxidación de cada elemento

  • 3.- Identificar los elementos que se oxidan o reducen

  • Nota: en elementos diatómicos se duplica el número de electrones ganados o perdidos.

  • 4.- Multiplicar cruzado el número de electrones ganados o perdidos.

  • 5.- Colocar los coeficientes obtenidos en la ecuación original.

  • 6.- Terminar de balancear por tanteo

  • 7.- Simplificar lo más posible.

  • Ejercicios

  • Balancear por el método REDOX las siguientes reacciones

  • a) C + H2SO3 H2S + CO2

  • b) Cu + HNO3 Cu(NO3) + NO + H2O

  • c) C + H2SO4 CO2 + SO2 + H2O

  • d) HClO HClO3 + HCl

  • e) Sb + HNO3 Sb2O5 + NO + H2O

  • UNIDAD VI ESTEQUIOMETRÍA

  • Tema 1 Conceptos básicos

  • 1.1 Definición

  • La estequiometria es la parte de la química que se encarga del estudio de ley de conservación de la materia en las reacciones químicas.

  • Definición de mol

  • Es el equivalente al peso atómico o molecular de cualquier sustancia; por ejemplo 1mol de azufre = 32gramos de azufre

    1molde agua = 18gramos de agua

    1.3 Número de Avogadro.

    Es el número de átomos o moléculas uqe contiene un mol de cualquier sustancia y es equivalente a:

    6.023 x 1023 átomos o moléculas

    1.4 Cálculo del número de moles en elementos y compuestos.

    Calcular cuantos gramos son:

    a) 2.7 mol de Fe

    b).0.57 mol de K2SO4

    c) 3.1 mol de Mg(OH)2

    d) 0.03 mol de Ba3(PO4)2

    Calcular cuantas moles son:

    a) 35 gramos de K

    b) 123 gramos de LiNO2

    c) 45.6 gramos de Na2SO3

    d) 34.6 gramos de Pb3(PO4)4

    Tema 2 Cálculo de reactivos y productos en reacciones químicas.

    El balanceo de reacciones nos permite establecer las relaciones que existen entre reactivos y productos mediante el uso de los coeficientes estequiométricos.

    Para resolver un problema estequiométrico se siguen los pasos siguientes a partir del problema:

    Problema 1

    Se tiene la reacción:

    H2 + O2 H2O

    ¿ Cuantos gramos de H2 son necsarios para prepara 23 gramos de agua?

    Pasos a seguir.

    1.- Blancear la reacción

    2.- Encontrar los pesos moleculares de los compuestos involucrados

    3.- Identificar el dato inicial y transformarlo a moles

    4.- Establecer reglas de tres que nos lleven a la respuesta.

    Problema 2

    Se tiene la reacción:

    Fe + O2 FeO

    ¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para formar 125 gramos de FeO?

    Problema 3

    Se tiene la reacción:

    Fe + O2 Fe2O3

    ¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para obtener 125 gramos de óxido férrico?

    Problema 4

    Se tiene la reacción

    C3H8 + O2 CO2 + H2O

    a)¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para consumir 125 gramos de C3H8?

    b)¿Cuántos gramos de agua se forman?

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    Toluca, México Marzo del 2000.