CUADERNILLO QUIMICA 3º - CPEM 25

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PROGRAMA COMPLETO DE QUIMICA 3º A – B – C CPEM 25

Prof. Teresita Flores-María Emilia Lopez UNIDAD 1 :

La Química : concepto. Origen, la alquimia y el camino hacia la Química moderna . Teoría del Flogisto.- Evolución de los modelos atómicos:

- Demócrito - Dalton: postulados - Thomson. Breve reseña de sus experiencias y conclusiones - Rutherford. Experiencia - Bohr. Distribución electrónica. -Aportes de Chadwick y Schöredinger.

Partículas subatómicas fundamentales. Cálculo de A ;Z; p+; e- ; nº. Isótopos. Masa atómica relativa Radiactividad. Descubrimiento. Tipos de Rayos. Usos y Peligros.- UNIDAD 2 : Modelo atómico actual :

- Distribución electrónica en niveles y sub-niveles. Principio de incertidumbre de Heisenberg

- Orbital: concepto, diferentes formas - Principio de máxima multiplicidad o de Hund. Números cuánticos - Diferencias y similitudes entre el modelo atómico actual y el modelo de Bohr. - Cajas o Casillas Cuánticas. Principio de exclusión de Pauli. Regla de las diagonales

o principio de construcción de Aufbau - Configuración electrónica completa. Configuración electrónica externa. Estructura de

Lewis. Tabla Periódica: Descubrimiento de los elementos. Clasificación de Lavoisier. Tríadas. Octavas. Tornillo telúrico. Tabla de Mendeleyev-Meyer. Tabla periódica actual. Símbolo Químico. Concepto Propiedades periódicas: grupos, período, radio atómico, electronegatividad y carácter metálico. Isótopos. Uso de la Tabla. Ejercicios UNIDAD 3 : Uniones Químicas: Concepto, Electronegatividad. Estados de oxidación. Teoría del Octeto Tipos de uniones :

Unión iónica. Iones. Óxidos básicos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico.

Unión Covalente simple, doble, triple, , Coordinada o Dativa. Polaridad de la Unión. Óxidos ácidos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico.

Unión Metálica.

Características de cada unión.

Calculo de tipos de uniones. Ejercicios para determinarlas

Representación de compuestos. Estructura de Lewis y de Kossel

Fuerzas intermoleculares: Puente Hidrógeno. Dipolo-dipolo. Dipolo inducido UNIDAD 4 : Formación de compuestos Binarios : Estados de Oxidación . Óxidos Básicos y Ácidos. Hidruros metálicos y No-metálicos, sales de Hidrácidos . Fórmula general. Ecuaciones de obtención . Balanceo estequiométrico. Nomenclatura. Propiedades y usos Formación de compuestos Ternarios : Formación de Hidróxidos, Oxácidos, Oxosales neutras, Fórmula general. Nomenclatura. Ecuaciones de obtención. Balanceo. Propiedades y usos. Formación de compuestos Cuaternarios : Sales básicas, ácidas y mixtas. Ecuación de obtención . Nomenclatura.

Bibliografía : Química general e inorgánica. Fernandez-Serventi. El Ateneo. Química General e inorgánica Biazoli-Weitz-Chandias. Ed Kapeluz Química .Alegrá y otros. Eudeba. Tema de Química General. Angelini y otros. Eudeba. Química 4. Aula Taller. Meutino.Ed Stella. Material provisto por la catedra.-

Profesoras : Lopez María Emilia Flores Teresita

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QUÍMICA : su origen mágico

Se denomina química a la ciencia que estudia la composición, la estructura y las propiedades

de la materia, como a los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su

relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la

Revolución química.-

De acuerdo con lo que se conoce en la actualidad, las primeras transformaciones tecnológicas de la materia se

iniciaron con la metalurgia , la preparación de barnices y la fabricación del vidrio. –

Hacia el año 4000 a.C. diferentes civilizaciones dominaban la técnica de la extracción y utilización de oro, plata y

cobre. En ese entonces empezaron a trabajar con bronce, que es una aleación de cobre y estaño.

En el 1200 a.C. se descubrió la forma efectiva de trabajar el hierro.-

Los antiguos egipcios sobresalieron particularmente en el manejo de los conocimientos químicos. Se destacaron en

la extracción y utilización de metales, la fabricación de vidrios, perfumes y betunes, los procesos del teñido de la lana,

el algodón y el lino, así como las técnicas de momificación .También dominaron las técnicas de fermentación

necesarias para elaborar el pan y la cerveza. –

Sin embargo, debemos precisar que todos los procedimientos eran puramente experimentales, no había ninguna

explicación teórica que los sustentara.-

Los griegos , por su parte contribuyeron al desarrollo de la química entre los años 600 y 200 A.C.. Aristóteles apoyó

la teoría que propiciaba Empédocles, según la cual la tierra, el aire, el fuego y el agua formaban la materia y

explicaban propiedades, como la frialdad, la humedad, el calor, la sequedad. Por otra parte en esa época también

estaban Leucipo y Demócrito que propusieron la primera teoría atómica. Afirmaban que la materia estaba formada

por partículas indivisibles llamas átomos.-

La Alquimia

Se inicia en Egipto y en la Mesopotamia asiática hacia el siglo 1 A.C. .Con posterioridad se difundió

por Arabia, India y china. Los inmigrantes árabes llevaron la alquimia a Europa, donde alcanzó un

notable desarrollo durante la Edad media. Las prácticas de los alquimistas eran una extraña mezcla

de magia y trabajo experimental. Su principal preocupación era transformar todos los metales en oro, para lo cual

buscaban obtener la Piedra filosofal y el Elixir de la vida que debía ser una sustancia que curara todas las

enfermedades y asegurara la eterna juventud.-

En esta búsqueda las alquimistas desarrollaron en gran medida los conocimientos químicos: descubrieron varios

elementos: el arsénico, el antimonio, el bismuto y también estudiaron las propiedades de varios compuestos como

son el Ácido sulfúrico, el clorhídrico y nítrico. Los modernos químicos deben a éstos la invención de equipos de

laboratorio como el alambique, la balanza, así como el desarrollo de técnicas experimentales como la destilación.-

Otro aporte de los alquimistas fue el desarrollo de un sistema para asignar símbolos a las sustancias que

empleaban. Los símbolos alquímicos reflejaban una estrecha relación con los astros.-

UNIDAD 1 :

La Química : concepto. Origen, la alquimia y el camino hacia la Química moderna . Teoría del Flogisto.- Evolución de los modelos atómicos:

- Demócrito - Dalton: postulados - Thomson. Breve reseña de sus experiencias y conclusiones - Rutherford. Experiencia - Bohr. Distribución electrónica. -Aportes de Chadwick y Schöredinger.

Partículas subatómicas fundamentales. Cálculo de A ;Z; p+; e- ; nº. Isótopos. Masa atómica relativa Radiactividad. Descubrimiento. Tipos de Rayos. Usos y Peligros.-

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La Iatroquímica :

Entre los siglos XVI y XVII la química se convirtió en una disciplina auxiliar de la medicina, la

Iatroquímica.-

Esa época se caracterizó por la introducción de productos químicos en la práctica médica. Su

principal precursor fue Paracelso quién en realidad se llamaba TheophrastusBombast von

Hohenheim. Él afirmaba que la finalidad de la química no era producir oro sino descubrir

medicamentos.-

Paracelso:

Nació y fue criado en Suiza, hijo del médico y alquimista suabo Wilhelm Bombast von Hohenheim y de madre suiza.

Estaba contra la idea que entonces tenían los médicos de que la cirugía era una actividad marginal relegada a los

barberos.

Sus investigaciones se volcaron sobre todo en el campo de la mineralogía. Viajó

bastante, en busca del conocimiento de la alquimia. Produjo remedios o medicamentos con la ayuda de los minerales

para destinarlos a la lucha del cuerpo contra la enfermedad. Otro aporte a la Medicina moderna fue la introducción

del término sinovial; de allí el líquido sinovial, que lubrica las articulaciones. Además estudió y descubrió las

características de muchas enfermedades (sífilis y bocio entre otras) y para combatirlas se sirvió del azufre y el

mercurio. Se dice que Paracelso fue un precursor de la homeopatía, pues aseguraba que «lo parejo cura lo parejo» y

en esa teoría fundamentaba la fabricación de sus medicinas.

Uno de los principios de Paracelso fue: «Únicamente un hombre virtuoso puede ser buen médico»; para él la

Medicina tenía cuatro pilares: Astronomía.;Ciencias naturales. ; Química. y El amor.

A pesar de que se ganó bastantes enemigos y obtuvo fama de mago, contribuyó en gran manera a que la Medicina

siguiera un camino más científico y se alejase de las teorías de los escolásticos.

En este contexto aparecen la boticas ( actuales farmacias) que se convierten en laboratorios de experimentación en

las que se hacían los preparados químicos para ser usados como medicamentos. Se usaba el opio, el mercurio y

diversas sales y minerales, no obstante los tratamientos no siempre fueron buenos para los pacientes.-

El camino hacia la química moderna

A medida que transcurría el tiempo la magia dejaba lugar a la ciencia y la

química abandonaba su rol de auxiliar de la medicina para constituirse en una ciencia independiente. Pero

¿Cuándo ocurre este pasaje?

A mediados del siglo XVIII , época en que se comienza a utilizar las máquinas de vapor, el problema central de los

químicos pasó a ser la combustión. Para explicar este proceso ( a través del cual las sustancias arden) George E

Stahl propone la Teoría del flogisto. Esta última palabra es del griego y significa hacer arder.-

Stahl promocionó y difundió la llamada Teoría del Flogisto que afirmaba que los cuerpos combustibles , como la

madera, contenían una sustancia llamada flogisto, cuando el material ardía , el flogisto se perdía en el aire, o sea se

liberaba durante la combustión ya que los cuerpos ardían y las cenizas que quedaban eran más livianas que el

cuerpo original. –

Esta teoría sigue el siguiente esquema:

Cuerpo combustible Cal ( cenizas ) + flogisto

De acuerdo con Stahl , los metales calcinables, como el magnesio, eran cuerpos compuestos por flogisto y un

material terroso, la cal del metal. También sostenía que el carbón (combustible mejor conocido de la época) debería

estar constituido casi en su totalidad por flogisto. Igualmente la madera, las telas y el papel.- En cambio la arena no

lo contenía en absoluto.-

Todo parecía marchar sobre rieles con la teoría del flogisto, sin embargo no podía explicar que ocurría cuando se

calentaba un metal ya que la masa resultante era mayor a la original. ¿Qué había pasado con el flogisto? Hubo que

esperar casi cien años para encontrar la respuesta.-

En uno de sus experimentos Lavoisier colocó una pequeña cantidad mercurio sobre un sólido flotando sobre de agua

y lo cerró bajo una campana de vidrio y provocó la combustión del mercurio. Según la teoría del flogisto el cuerpo

flotante debería estar menos sumergido tras la combustión y el volumen de aire dentro de la campana debería

aumentar como efecto de la asimilación del flogisto. El resultado del experimento contradijo los resultados esperados

según esta teoría. Lavoisier interpretó correctamente la combustión eliminado el flogisto en su explicación. Las

sustancias que se queman se combinan con el oxígeno del aire, por lo que ganan peso. El aire que está en contacto

con la sustancia que se quema pierde oxígeno y, por tanto, también volumen.

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Con Lavoisier los químicos abandonaron progresivamente la teoría del flogisto consolidándose la teoría de la

combustión basada en el oxígeno.

Caso 1 combustión completa Cuerpo combustible Dióxido de carbono + agua Caso 2 combustión incompleta Cuerpo combustible Monóxido de carbono + agua ¡ A TRABAJAR! 1- Completa actividad Nº 1 del anexo 2- Completa actividad Nº 2 del anexo

EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS

El hombre desde hace muchos años ha tratado de explicar de que están hechas las cosas , así a lo largo del tiempo,

se han presentado distintas Teorías sobre la estructura de la materia. En la actualidad se dice que la materia está

formada por estructuras pequeñísimas llamadas átomos.

DEMÓCRITO ( Siglo V a.C.)

Fue el primer griego en postular la existencia de los átomos. Las partículas de Demócrito diferían físicamente entre

sí dependiendo del tipo de materia, por ejemplo los átomos de agua eran suaves y fluían fácilmente mientras que

los de fuego provocaban dolorosas quemaduras al tacto por las puntas que tenía. Su teoría no prosperó porque en

su época no se concebía la posibilidad de que la materia pudiera dividirse, predominando la postura de Empédocles,

filósofo que postulo la teoría de los 4 elementos, decía que todo estaba hecho de agua , tierra, fuego y aire y de la

combinación de ellos surgía toda la materia conocida con sus características. Para comprender la composición de los

objetos celestes, Aristóteles, quien completó el paradigma que regiría la ciencia por dos siglos, postuló la existencia

de un quinto elemento, el éter.

Este modelo perduró casi 2250 años.-

Átomo de agua Átomo de Fuego

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JOHN DALTON( 1766-1844)

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples, algunos de los cuales resultaron no ser

correctos, según se demostró luego gracias a los avances tecnológicos que permitieron realizar estudios más

profundos sobre el tema

Átomo según Dalton

Postulados Dalton

1º Postulado de Dalton: La materia no se puede dividir infinitamente, llegaremos a una parte que ya no se puede

dividir y Dalton la llamó ÁTOMO que quiere decir sin partes

Incorrecto.- Posteriormente se vio que el átomo tenia partes, el núcleo y la corteza.

2º Postulado de Dalton: Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.

Incorrecto.- Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico (Z), pero diferente

masa atómica (A).

3º Postulado de Dalton: Los átomos de elementos diferentes, tienen diferente masa y propiedades. Correcto

4º Postulado de Dalton: Cuando dos o más elementos se combinan para dar un compuesto lo hacen en la

proporción más sencilla posible. Para Dalton esa proporción era de 1 a 1. Esto sigue la Ley de las proporciones

definidas de Proust.

Incorrecto.- Es una proporción de números enteros sencillos.

La contribución de Dalton no fue proponer una idea asombrosamente original, sino formular claramente una serie de

hipótesis.

Leyes ponderales de la química

Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por

Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerososprocesos químicos, de las

llamadas leyes clásicas de la química

1.Ley de conservación de la masa En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna,

estableció esta ley, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio

apreciable de la masa en las reacciones químicas o expresado de otra manera ― La suma de la masa de los reactivos

es igual a la suma de la masa de los productos‖

Revisa nuevamente la actividad Nº 2 del anexo

2. Ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico francés

Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de

masas. O expresada de otra manera, ―cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo

hacen siempre en la misma relación de masas.‖

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3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más

de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija

del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se

unen en relaciones numéricas diferentes. En el monóxido de carbono la proporción es 1 átomo de oxígeno por

cada átomo de carbono, es decir la proporción es de 1Oxígeno:1Carbono

En el dióxido de carbono se unen 2 átomos de oxígeno por cada átomo

de carbono, es decir que para este compuesto la proporción es de 2O:1C

Realiza la ejercitación nº 3: Ley de Lavoisier- Ley de Proust

JOSEPH THOMSON( 1856-1940)

Descubre el electrón en 1897 , proponiendo que estos se encontraban en el átomo , como pasas de uva en un

pastel, envueltos en una sustancia rígida cargada positivamente. En 1912 se descubre el protón desde el núcleo del

hidrógeno.

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la

segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los

procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos

sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa.

El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomson aunaba las virtudes del modelo de

Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos.

Modelo del pastel de pasas

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Experiencias de Thomson

Este experimento se realiza en un equipo de descarga eléctrica que consiste en una placa con carga positiva

llamada ánodo, que atrae partículas con carga negativa (o electrones) emitidas por el cátodo (placa con carga

negativa). El haz de electrones forma lo que los primeros investigadores llamaron rayo catódico. Este rayo viaja hasta

incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material

fluorescente, como sulfuro de zinc, de manera que se observa una intensa fluorescencia o emisión de luz cuando la

superficie es bombardeada por los electrones. Para conocer la carga de los rayos catódicos, a este sistema se le

agregó un imán para ver si estas partículas eran o no desviadas por el campo magnético del imán. Se observó que

en presencia de este campo las partículas eran desviadas de su trayectoria; sin embargo, en ausencia del campo

magnético las partículas siguen una trayectoria rectilínea hasta chocar con la superficie recubierta con material

fluorescente.

Figura 1: Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson

Lo anterior permitió establecer que la carga de los rayos catódicos o electrones es negativa e igual a -1.6 x 10

-19C y

su masa igual a 9.09 x 10-28

g.

A partir de este experimento Thompson imaginó el átomo como una esfera sólida con cargas positivas a la cual se

insertan electrones en la superficie. De modo que cuando se aplica la suficiente energía, dichos electrones salen del

átomo como rayos catódicos. Esto caracteriza al átomo como eléctricamente neutro.

ERNEST RUTHERFORD(1871-1937)

Descubre el núcleo atómico mediante el bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa que poseen carga

positiva. Observó que las partículas en su mayoría atraviesan la placa , este hecho se contradecía la postura de

Thomson , por eso propuso un nuevo modelo atómico : los electrones, según Rutherford giran alrededor del núcleo

como lo hacen los planetas alrededor del sol en órbitas elípticas.-

Experiencia Rutherford

Modelo Planetario

evoca al sistema solar

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NIELS BOHR (1885-1962)

Desde el modelo de Rutherford se corría el riesgo de que el electrón cargado negativamente debería ir perdiendo

energía hasta caer dentro del núcleo que estaba cargado positivamente. Por eso este científico explica al átomo

como una partícula que posee en su centro un núcleo en el que se encuentra la carga positiva y alrededor pero en

órbitas fijas y circulares giran los electrones .-

Existe un número limitado de órbitas o niveles de energía . Cuando el electrón salta de un nivel al otro

absorbe energía y emite cuando vuelve a la órbita inferior .

Indica que existen 7 niveles de energía ( n ).-

La cantidad de electrones en cada nivel estaría dada por la siguiente ecuación.

número de electrones = 2n2

La energía emitida se puede calcular multiplicando la constante de Planck (h) y la frecuencia de onda

electromagnética (f). Si quieres saber más sobre el tema, puedes pedir a la profesora que te recomiende bibliografía.

CONTRIBUCIÓN DE JAMES CHADWICK ( 1891-1974)

Descubre la existencia del neutrón en 1932 desde el estudio de los átomos de Berilio , descubriendo además que la

masa era parecida a la protón .-

En 1932, Chadwick realizó un descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia nuclear: descubrió la partícula

en el núcleo del átomo que pasaría a llamarse neutrón, esta partícula no tiene carga eléctrica. En contraste con el

núcleo de helio (partículas alfa) que está cargado positivamente y por lo tanto son repelidas por las fuerzas eléctricas

del núcleo de los átomos pesados, esta nueva herramienta para la desintegración atómica no necesitaba sobrepasar

ninguna barrera electrónica, y es capaz de penetrar y dividir el núcleo de los elementos más pesados. De esta forma,

Chadwick allanó el camino hacia la fisión del uranio 235 y hacia la creación de la bomba atómica.

en el Laboratorio Cavendish de Cambridge, Inglaterra, James Chadwick había realizado varios intentos de descubrir

una supuesta partícula neutra mencionada por su profesor Rutherford años antes. Fue alumno de Rutherford en

Manchester y, cuando su maestro descubrió la desintegración del nitrógeno en 1917, trabajó con él en la

desintegración de otros elementos como el flúor, el aluminio y el fósforo.

El 27 de febrero de 1932, Chadwick reportó sus resultados, interpretándolos como evidencia de una nueva partícula

neutra, a la que llamó neutrón, igual a la predicha por Rutherford doce años antes. El descubrimiento de Chadwick,

sin embargo, no tuvo una repercusión inmediata en la concepción de la estructura del núcleo, puesto que él mismo

imaginaba al neutrón como un compuesto electrón-protón. Sólo en un comentario, al final de su trabajo, menciona

que, si el neutrón fuese considerado como partícula elemental, podría resolverse el problema de la estadística

cuántica del nitrógeno, pero no le dio gran importancia a este punto.

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CONTRIBUCIÓN DE SCHRÖDINGER (1887-1961)

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue

generalizada por Erwin Schrödinger en1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que

giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas

dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el

cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de

probabilidad se conoce como orbital

Probabilidad de densidad. Orbitales atómicos

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS ELEMENTALES Las partículas subatómicas de las cuales se sabe su existencia son: Bosón, Positrón, Electrón, Protón, Fermión,

Neutrino, Hadrón, Neutrón, Leptón, Quark, Mesón

Las partículas están formadas por componentes atómicos como los electrones, protones y neutrones, (los protones y

los neutrones son partículas compuestas), estas están formadas de quarks. Los Quarks se mantienen unidos por las

partículas gluon que provocan una interacción en los quarks y son indirectamente responsables por mantener los

protones y neutrones juntos en el núcleo atómico.

PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA MASA (gramos)

PROTÓN p+ positiva 1,6726 .10-24

ELECTRÓN e- negativa 9,10952 . 10-28

NEUTRÓN n0 neutra 1,67495 . 10

-24

NÚMERO ATÓMICO ( Z )

El número atómico es un número entero positivo que indica el número total de protones que hay en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número).

El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo.-

En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de electrones ha de ser igual al de protones.

En este caso el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los

átomos.

O sea : Z = p+ = e- ( Para un átomo neutro)

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El elemento representado tiene 6 protones, por lo cual sabemos que es Carbono, ya que

su número atómico es 6, es decir Z=6.

En este caso, como se trata de un átomo neutro, es decir sin carga eléctrica, tiene 6

electrones con carga negativa que neutralizan a los 6 protones positivos

En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente

NÚMERO MÁSICO ( A )

El número másico o número de masa representa el número de nucleones presentes en el núcleo atómico, es decir, la suma de sus protones y neutrones. Se simboliza con la letra A. La masa de los electrónes no se tiene en cuenta para calcular debido a que su valor es despreciable respecto de la masa del p+ y de nº

Para todo átomo e ion: Ya que A = p+ + nº como Z = p+ tenemos A= Z+ nº La suma de los protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo, nos da como resultado un número entero

que denominamos número másico. Ese número es aproximadamente igual a la masa atómica. El número másico no

se recoge en la tabla periódica.

Como en la página anterior, estamos representando el átomo de carbono, Contiene en su núcleo 6 protones y 6 neutrones, y ya que el número másico surge de la suma de protones y neutrones podemos decir que A=12 A= 6 protones + 6 neutrones = 12

Isótopos : Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número

másico. Dado que el número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, sólo elel número de

neutrones en el núcleo, indica de qué isótopo del elemento se trata. El número másico se indica con un superíndice

situado a la izquierda de su símbolo, sobre el número atómico. Por ejemplo, el 1H es el isótopo de hidrógeno

conocido como protio. El 2H es el deuterio y el

3H es el tritio. Dado que todos ellos son hidrógeno, el número atómico

tiene que ser 1.

MASA ATÓMICA RELATIVA

La masa de los átomos es extremadamente pequeña si se expresa en kilogramos y se hace muy difícil operar con

esos números, por ejemplo la masa de un átomo del isótopo más abundante del oxígeno es 26,5606.10-27

kg. Por

este motivo las masas atómicas se han expresado en valores relativos a una unidad previamente escogida (y que ha

variado en diferentes épocas) de manera que los valores resultantes sean números muchos más fáciles de operar.

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Desde el año 1961 fue aprobado por los organismos internacionales correspondientes utilizar como unidad de masa

atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono, a esa cantidad se le llama u.m.a. (unidad de masa

atómica)

La masa atómica relativa de un elemento es un número abstracto que indica cuantas veces es mayor la masa de un

átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica u.m.a.

masa de un átomo del elemento

Masa atómica relativa= __-----------------------------------------------------------_________________________________ 1/12 . masa del átomo de carbono 12

ENERGÍA NUCLEAR:

Sabemos que la Energía nuclear es la energía obtenida por fusión o fisión de los núcleos de los átomos. Los

núcleos de los átomos poseen cierta inestabilidad debido a la concentración de cargas positivas (protones) en un

espacio reducido, esto hace que la fuerza de repulsión sea importante y pueda llegar a separar el núcleo en pedazos

liberando una inmensa cantidad de energía nuclear, a este fenómeno se lo conoce como fisión nuclear. También se

produce energía nuclear por fusión, como en el sol.

La fisión es una reacción nuclear, lo que significa que tiene lugar en el núcleo atómico. La fisión ocurre cuando un

núcleo pesado se divide en dos o más núcleos pequeños, además de algunos subproductos como neutrones libres,

fotones (generalmente rayos gamma) y otros fragmentos del núcleo como partículas alfa

(núcleos de helio) y beta (electrones y positrones de alta energía).

La fusión nuclear es el proceso por el cual varios núcleos atómicos de carga similar se unen y forman un núcleo

más pesado. Simultáneamente se libera o absorbe una cantidad enorme de energía

Energía nuclear producida por una central nuclear de forma controlada

Energía nuclear producida por una bomba atómica de forma incontrolada

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RADIACTIVIDAD

La radiactividad o radioactividad es la emisión de energía por la desintegración de núcleos de átomos inestables.

La energía emitida son partículas con carga eléctrica que ionizan el medio que atraviesan.

También lo podemos definir como un fenómeno físico natural, por el cual algunos cuerpos o elementos químicos

llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas fotográficas, ionizar gases,

producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, etc.

Es aprovechada para la obtención de energía, usada en medicina (radioterapia y radiodiagnóstico) y en aplicaciones

industriales (medidas de espesores y densidades entre otras).

La radiactividad puede ser:

Natural: manifestada por los isótopos que se encuentran en la naturaleza.

Artificial o inducida: manifestada por los radioisótopos producidos en transformaciones artificiales.

El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente al matrimonio Curie, quienes

encontraron otras sustancias radiactivas como el torio, polonio y radio. La intensidad de la radiación emitida era

proporcional a la cantidad de uranio presente, por lo que Marie Curie dedujo que la radiactividad era una propiedad

atómica. El fenómeno de la radiactividad se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. Se cree

que la causa que lo origina es debida a la interacción neutrón-protón del mismo.

Pronto se vio que todas estas reacciones provenían del núcleo atómico que describió Rutherford en 1911.

El estudio de la radiactividad permitió un mayor conocimiento de la estructura del núcleo atómico y de las partículas

subatómicas. Se abre la posibilidad de convertir unos elementos en otros. Incluso el sueño de los alquimistas de

transformar otros elementos

Se comprobó que la radiación puede ser de clases diferentes:

Radiación alfa: Las partículas alfa (núcleos de helio) se detienen al interponer una hoja de

papel. Son flujos de partículas cargadas positivamente compuestas por dos neutrones y dos

protones

Radiación beta: Las partículas beta (electrones y positrones) no son capaces de atravesar

una capa de aluminio. Son flujos de electrones (beta negativas) o positrones (beta positivas)

resultantes de la desintegración de los neutrones o protones del núcleo cuando este se

encuentra en un estado excitado.

Radiación gamma: Los rayos gamma (fotones de alta energía) necesitan una barrera

mucho más gruesa, pudiendo los más energéticos atravesar el plomo. Son ondas

electromagnéticas. Es el tipo más penetrante de radiación. Al ser ondas electromagnéticas

tienen mayor penetración y se necesitan capas muy gruesas de plomo u hormigón para

detenerlas.

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Símbolo de Radiactividad : Hay 2 tipos de símbolos que se utilizan :

a. Símbolo utilizado tradicionalmente para indicar la presencia de radiactividad.

b. Nuevo símbolo de advertencia de radiactividad adoptado por la ISO en 2007 para fuentes que puedan resultar peligrosas. Standard ISO #21482. El 15 de marzo de 1994, la Agencia Internacional de la Energía Atómica dio a conocer este nuevo símbolo de advertencia de radiactividad con validez internacional. La imagen fue aprobada en 11 países.

APLICACIONES DE LA ENERGÍA NUCLEAR

Aunque la energía nuclear se utiliza principalmente para la producción de energía eléctrica en las centrales nucleares ésta no es la única utilidad de la energía nuclear. Este tipo de energía aparece en muchos otros aspectos de nuestra vida cotidiana y en el campo científico. La energía nuclear tiene otras aplicaciones en diversos campos:

Aplicaciones industriales: con fines de análisis y control de procesos.

Aplicaciones médicas: en diagnóstico y terapia de enfermedades.

Aplicaciones agroalimentarias: en la producción de nuevas especies, tratamientos de conservación de los alimentos, lucha contra las plagas de insectos y preparación de vacunas.

Aplicaciones medioambientales: en la determinación de cantidades significativas de sustancias contaminantes en el entorno natural.

Otras aplicaciones: como la datación, que emplea las propiedades de fijación del carbono-14 a los huesos, maderas o residuos orgánicos, determinando su edad cronológica, y los usos en Geofísica y Geoquímica, que aprovechan la existencia de materiales radiactivos naturales para la fijación de las fechas de los depósitos de rocas, carbón o petróleo.

Diagnóstico médico Datación de fósiles

APLICACIÓN DE LA TEORÍA A LA PRÁCTICA Y AMPLIACIÓN 1- Realiza la actividad nº 4 del anexo 2- Investiga y elabora un informe sobre los peligros del uso de la energía nuclear (Actividad nº5) 3- Realiza el trabajo

práctico de ejercitación nº 6: A-Z-isótopos-iones

Conservación de alimentos Comparación después de 15 días

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Es importante recordar que el modelo actual se basa en principios muy importantes como son el Principio de incertidumbre de Heinserberg y el Principio de Máxima Multiplicidad. Principio de incertidumbre de Heinserberg. Este principio establece que es imposible determinar en forma simultánea la posición y la velocidad de un electrón o de cualquier otra partícula en movimiento , solo es posible hablar de posibilidad; de allí surge el termino Orbital como lugar o zona posible.

Orbital :Se llama orbital al lugar donde posiblemente se encuentre el electrón en un momento determinado. Los

orbitales tienen diferentes formas espaciales.-

Según este modelo los niveles de energía se encuentran dividos en sub niveles :s,p,d y f, en donde se encuentran los orbitales.-

Forma de los orbitales :

Los orbitals ¨s¨ poseen forma esférica, por lo cual su orientación en el espacio es homogénea.- Los orbitales ¨p¨ tienen forma de lóbulos y se orientan en el espacio en los tres ejes de coordenadas.- Los orbitales ¨d¨ y ¨f¨ tienen forma elíptica y se orientan en 5 direcciones del espacio

Principio de Máxima Multiplicidad o de Hund

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 espines paralelos, es decir, que no se cruzan.

La partícula subatomica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines

paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos).que surgen de un tipo

distinto de mecánica conocida como Mecánica Cuántica que explica el comportamiento de las partículas muy

pequeñas con mayor precisión porque se basa en las propiedades ondulatorias de la materia.-

Esto quiere decir que los electrones irán ingresando en los orbitales de un mismo subnivel uno tras otro , quedando

desapareados o sea semi-ocupando los orbitales. Cuándo todos los orbitales estén semi-ocupados , entonces se

llenan y se dice que los electrones se aparean.-

En 1926 Schoedinger propuso una ecuación matemática referida a un núcleo y un electrón en movimiento que sirve

para calcular la posición del e- entro de los limites posibles, la probabilidad disminuye al alejarse del núcleo.-

Al resolver la ecuación de Schoedinger aparecen valores numéricos conocidos como números cuánticos.

UNIDAD 2 :

Modelo atómico actual . Distribución electrónica en niveles y sub-niveles. Cajas o Casillas Cuánticas.-

Estructura de Lewis. Números Cuánticos.-

Tabla Periódica: Símbolo Químico. Concepto

Propiedades periódicas: grupos, período, radio atómico, electronegatividad y carácter metálico y no

metálico. Isótopos. Uso de la Tabla. Ejercicios

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Los números cuánticos son números que caracterizan al electrón indicando su posición

Los números cuánticos son cuatro : n, l, m , s

Número cuántico principal (n) :relacionado con la distancia media entre el electrón y el núcleo , indica el

número de nivel en el que se encuentra el electrón ( toma números enteros desde 1, 2 , 3, 4, 5, etc. ).-

Número azimutal ( l ): relacionado con el subnivel que ocupa el electrón, por lo que tiene que ver con la forma

del área que ocupa o sea el orbital.

Puede presentar valores que van desde el cero hasta (n-1).

Tenemos entonces los siguientes valores :Para el siguiente subnivel s p d f

Corresponde el número cuántico azimutal 0 1 2 3

Número cuántico magnético ( m) : se relaciona con la orientación espacial del orbital.

Puede tomar valores de – l a +l pasando por el 0.-

- El nivel K toma el valor numérico 1 por lo cual comúnmente se le denomina nivel 1 y contiene solo 2 electrones

- El nivel L toma el valor numérico 2 por lo cual comúnmente se le denomina nivel 2 y contiene 8 electrones

- El nivel M toma el valor numérico 3 por lo cual comúnmente se le denomina nivel 3 y contiene 18 electrones.

- El nivel N toma el valor numérico 4 por lo cual comúnmente se le denomina nivel 4 y contiene 32 electrones.

Así sucesivamente

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Número cuántico de spin(s) :indica el sentido de giro del electrón y puede tomar valores de +1/2 o –1/2 de

acuerdo a si gira en el sentido de las agujas del reloj o en sentido contrario.

Por ejemplo, el Helio es un elemento químico que posee 2 electrones tal como se representa a continuación

DIFERENCIAS Y SIMILITUDES ENTRE EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y EL DE BOHR

MODELO ACTUAL BOHR

HABLA DE ORBITAL ( LUGAR POSIBLE) HABLA DE ORBITA ( LUGAR FIJO)

Habla de niveles de Energía divido en subniveles Habla solo de niveles

Hay más de 7 niveles de Energía Hay solo 7 niveles de Energía

En cada nivel entra : 2.n2

En cada nivel entra : 2.n2

Cada nivel se divide en 4 subniveles ;s,p,d,f, nivel 1 : 2 e-

Subnivel s : 2 e- , en 1 orbital nivel 2 : 8 e-

Subnivel p : 6 e- , en 3 orbitales nivel 3 : 18 e-

Subnivel d : 10 e- , en 5 orbitales nivel 4 : 32 e-

Subnivel f : 14 e- , en 7 orbitales nivel 5 : 50 e-

En cada orbital entran como máximo 2 e- nivel 6 : 72 e-

Los e- entran al orbital con spines opuestos nivel 7 : 98 e-

CAJAS O CASILLAS CUÁNTICAS

Para representar la configuración electrónica de cualquier elemento utilizamos un Modelo llamado de las Cajas o

Casillas Cuánticas. En ellas se representa cada orbital mediante un cuadrado en el que entran 1 par de electrones

representados por flechas encontradas para expresar los spines opuestos .

Es decir :

Decimos que cada electrón es una partícula con carga eléctrica, al moverse en torno al núcleo, crea un campo

magnético que define su orientación dentro de los orbitales.-

Para este electrón (violeta) sus números cuánticos serán: n = 1 porque se encuentra en el nivel 1 de energía

l = 0 porque se encuentra en el subnivel s

m = 0 porque corresponde a –l,0,+l s = + 1/2

Para este electrón (verde) sus números cuánticos serán: n = 1 porque se encuentra en el nivel 1 de energía

l = 0 porque se encuentra en el subnivel s

m = 0 porque corresponde a –l,0,+l s = - 1/2

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Uso de Cajas o casillas cuánticas

Para realizar una configuración electrónica utilizando las casillas cuánticas se procede de la siguiente manera:

a. Se comienza en todos los niveles por el subnivel s .-

b. Los electrones se ingresan sub-llenando los orbitales respetando así la Reglas formuladas por Hund (o

Principio de Máxima multiplicidad) y con sus espines opuestos según el Principio de exclusión de

Pauli que dice :

―En un determinado sistema cuántico no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos

iguales”

Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el

número cuántico de spin (s) . Según se pudo observar en el ejemplo del helio en la página anterior.

c. Para realizar el llenado se recurre a un diagrama mnemotécnico denominado Regla de la Diagonales o

Principio de construcción (Aufbau). La misma se encuentran en la en la parte posterior de la Tabla

Periódica. Los casilleros se llenan siempre en diagonal comenzando por el 1s , 2s , 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,

4p, y así sucesivamente.-

El principio de construcción de Aufbau indica que ―en su estado fundamental la distribución electrónica

de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le

confiera la máxima estabilidad (menor energía)‖

Regla de las diagonales

Aquí se representan las cajas cuánticas, siguiendo la regla de las diagonales para un elemento que presenta 34 electrones

1 s 2

s px py pz

3

s px py pz dxy dxz dyz dz2 dx

2y2

4 4

s px py pz

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Configuración electrónica completa

La configuración electrónica se representa colocando el símbolo químico del elemento en cuestión, por ejemplo para

selenio es Se, luego la cantidad de electrones que posee este elemento y como se distribuyen, tal como se muestra a

continuación.

Se = 24e- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

Configuración electrónica externa

La configuración electrónica externa corresponde al último nivel de energía en el cual se colocaron electrones, en este

caso el nivel 4 (todo el nivel 4 que presente electrones.

Cee. Se = 4s2 4p4

Importante para recordar : Los electrones del último nivel de energía serán los responsables de las futuras uniones con

otros elementos que tendrá un átomo cualquiera

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Estructura de Lewis

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es

una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares

de electrones solitarios que puedan existir

El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia

de cada átomo.

La valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se

encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica.

El diagrama se realiza colocando el símbolo químico del elemento en un cuadrado imaginario, mientras que en los

laterales de dicho cuadrado se representan mediante puntos los electrones de valencia ( último nivel de energía) de a

pares o no según como se encuentren en las cajas cuánticas.

Electrones apareados del orbital 4s

Electrones apareados del orbital 4px Electrón desapareado del orbital 4py

Electrón desapareado del orbital 4pz

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

Realiza la ejercitación nº 7 del anexo

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus

propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla periódica moderna a Dimitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación

manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un

ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de

Mendeléyev y fue diseñada por Alfred Werner. La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

El descubrimiento de los elementos

El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos

La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico")

Las relaciones entre la masa atómica y del número atómico y las propiedades periódicas de los elementos.

El descubrimiento de los elementos

La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no

existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Actualmente se puede

decir que:

Los elementos químicos son unidades fundamentales que se combinan entre sí para dar lugar a la formación

de todas las sustancias químicas que se conocen.-

Algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la

antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning

Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes fueron

los gases: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N).

También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su

famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos.

A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento

de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy.

Se

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En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio,

se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características:

cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

Antiguamente cada alquimista utilizaba símbolos solo conocido por él, posteriormente Dalton propuso unificar las representaciones mediante una serie de símbolos que todos conocieran.

Actualmente, los elementos químicos se representan mediante símbolos que son abreviaturas convencionales

(surgidas por acuerdo científico en convenciones). La abreviatura está formada por la primera letra en mayúscula de su

nombre en griego o latín. Si existiera otro elemento anteriormente descubierto que comenzara con la misma inicial se

coloca una 2da letra en minúscula e incluso una tercera letra si hiciera falta.

La tabla periódica está dividida en casilleros, cada uno de los cuales corresponden a 1 elemento. Dentro de los casilleros

se encuentran datos respecto del cada elemento, por ejemplo Z , A, Símbolo, cee externa, electronegatividad, etc

En 1937 la Tabla Periódica tenía un aspecto bastante parecido al actual. Se habían descubierto la mayoría de los

elementos conocidos, pero faltaban los artificiales.-

El Tecnecio y el Promecio son artificiales y fueron producidos en 1937 y 1947 respectivamente. También son artificiales

los elementos de Z superior al del Uranio, es decir sintetizados en el laboratorio a partir de 1940. Se los denomina

elementos transuránicos porque su Z es superior a la del Uranio.-

Para los elementos producidos luego de 1990, llamados elementos transférmicos( mas allá del fermio) la IUPAC (Union

internacional de Química Pura y aplicada) decidió una nomenclatura provisoria:

0= nil ; 1 = un ; 2= bi ; 3= tri ; 4= quad ; 5= pent ; 6= hex ;7= sept ; 8= oct ; 9= en

Ejemplo : el elemento 104 se denomina : unnilquadio , el elemento 105 se denomina : unnilpentio

A partir de 1997 se les dio un nombre propio, como el Bohrio, Hassio etc.-

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS: HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de

manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de

clasificación.

Metales, no metales y metaloides y metales de transición

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se

clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la

tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como

químicas.

Triadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos

se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable

parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al

último.

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Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación

(cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que

indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Tornillo telúrico de Chancourtois

En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica)

los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban

separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba

una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de

Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del

hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta

época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley ordenaba los elementos en familias (grupos), con propiedades

muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos

cuyas propiedades iban variando progresivamente.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar

estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales,

por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, no fue apreciada

por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que

23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la

medalla Davy.

Ley de las octavas de Newlands

1 2 3 4 5 6 7

Li

6,9

Na

23,0

K

39,0

Be

9,0

Mg

24,3

Ca

40,0

B

10,8

Al

27,0

C

12,0

Si

28,1

N

14,0

P

31,0

O

16,0

S

32,1

F

19,0

Cl

35,5

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Tabla periódica de Mendeléyev

En 1869, el ruso Dimitri I. Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica en Alemania. Por ésta fecha ya eran conocidos

63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con

los criterios siguientes:

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

La primera clasificación periódica de Mendeléyev no fue bien recibida. Después de varias modificaciones publicó en el

año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo

de los años se llamaron familia A y B.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles

descubiertos durante esos años

Tabla de Mendeléyevfue publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.

La primera clasificación periódica de Mendeléyev no fue bien recibida. Después de varias modificaciones publicó en el

año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo

de los años se llamaron familia A y B.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles

descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos

elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el

grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en

ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de

ellos: el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka-

sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis

química, en 1937.

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TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNA

En 1913 un joven ingles llamado Henry G.J.Moseley , de solo 25 años de edad estudiando los rayos X llega a la conclusión de que las propiedades periódicas de los elementos son una función de los números atómicos y no de los pesos atómicos como se decía Mendeleiev.- Actualmente la tabla periódica está relacionada con la estructura electrónica de los átomos. Los elementos son ordenados en orden creciente de su Z.- En ella se hallan todos los elementos conocidos naturales y que se obtuvieron en laboratorio. Dichos elementos se ubicaron de la siguiente manera en GRUPOS (columnas)con propiedades físicas y químicas similares y PERÍODOS (filas) en orden creciente de número atómico.

Bloques de la tabla periódica

Tabla periódica dividida en 4 bloques: s, p, d, f, que están ubicados en el orden s d p, de izquierda a derecha, y f Los elementos de los bloques s y p se llaman elementos representativos, los del bloque d se llaman elementos de transición y finalmente los del bloque f son los elementos de transición interna y corresponden a los lantánidos y actínidos.

Metales , Metaloides y No metales:

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Propiedades de Metales:

Tienen brillo metálico. La mayoría es plateado excepto el oro y el cobre.- Son sólidos a temperatura ambiente excepto el Mercurio y el Francio que son líquidos.- Son dúctiles y maleables, es decir, se les puede dar forma de hilos y láminas .- Son buenos conductores del calor y la electricidad.- Tienen puntos de fusión y ebullición altos.- En general , cuando se combinan con otros elementos tienen tendencia a perder electrones y convertirse en

cationes.- Propiedades de no metales :

Si carecen de brillo pero tienen varios colores Ej yodo ( violeta) ; bromo (rojo) ; azufre( amarillo) .- Se encuentran en los 3 estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso.- No son dúctiles ni maleables. Son duros pero quebradizos.- Malos conductores de la corriente eléctrica y el calor.- Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.- Tienden a ganar electrones transformándose en aniones.-

Propiedades de metaloides : Forman un pequeño grupo formado por : Boro, Silicio, Germanio,Arsénico, Antimonio , Telurio, Polonio y Astato, se ubican en diagonal a la tabla entre los metales y no metales. Poseen propiedades intermedias .-

Son semiconductores.- Reactividad muy variada.- Puntos de fusión y ebullición mayor que los no metales.- Son sólidos a temperatura ambiente.- Tienen brillo metálico.-

PERÍODOS

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de

la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares:

todos los elementos de un período tienen el mismo nivel de energía ocupado. Siguiendo esa norma, cada elemento se

coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen

sólo el orbital 1s ocupado.

La tabla periódica consta en este momento de 8 períodos

GRUPOS

Se llama grupos a las columnas verticales de la tabla periódica . Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen

la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Numerados de izquierda a

derecha, los grupos de la tabla periódica van del 1 al 18.

Como ya se mencionó los grupos tienen la misma valencia y características similares, por lo cual existen grupos con nombres particulares y otros que forman familias. Así, tenemos:

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Grupo de los metales alcalinos Los metales alcalinos, litio ( li ), sodio ( na ), potasio ( k ), rubidio ( rb ), cesio ( cs ) y francio ( fr ), son metales blandos de

color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo.

Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el

agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se lesencuentra como elementos libres (no combinados) en la

naturaleza.

Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en

depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con el oxígeno, se venden en recipientes al vacío, pero

por lo general se almacenan bajo aceite mineral . En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.

Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, ceden fácilmente el electrón de valencia y

pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades.

La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación.

Electrón del orbital 2s

Li+1

+ Electrón del orbital 2s perdido

Grupo de los metales alcalino-térreos

Se encuentran el berilio ( be ), magnesio ( mg ), calcio ( ca ), estroncio ( sr ), bario ( ba ) y el radio ( ra ). Estos metales

presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo anterior, sus densidades son todavía más bajas. Son menos

reactivos que los metales alcalinos. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones

con doble carga positiva ( 2 +).

Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos. No existen en estado elemental, por ser

demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos. Los metales son

difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido.

Electrones del orbital 2s

Be+2

+ Electrones del orbital 2s perdidos

Grupo de los metales de transición Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades: Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones. La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.

Li

Be

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Grupo 13:

Elementos térreos o grupo del boro. Presenta a los elementos boro, aluminio, galio, indio, talio y ununtrium. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso. Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros deplomo y cinc. Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con las uñas. Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua. No se disuelven en amoníaco. El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos. Sus aplicaciones son : boro en industria nuclear, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas y vidrios. El talio es muy tóxico.

Grupo 14: Elementos carbonoides: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.

Constituyen más del 27% en peso de la corteza, siendo el silicio el que aporta prácticamente todo a ese valor, le sigue el carbono; el germanio es el menos abundante. El silicio es el responsable de toda la estructura inorgánica y el carbono de la vida orgánica de la superficie terrestre. Se presentan en estado nativo carbono, estaño y plomo; aunque los minerales más corrientes son los óxidos y sulfuros. Las propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primero (carbono, no metal, forma compuestos covalentes con los no metales e iónicos con los metales) al último (plomo, metal): el carbono es muy duro (diamante) y el plomo rayado con las uñas. El silicio y germanio son metaloides de dureza intermedia. Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición. Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo. No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo. Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles. El plomo es tóxico.

Grupo 15 : Elementos nitrogenoides: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, bismuto y ununpentio. Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera). A veces se presentan nativos.

Los minerales son óxidos o sulfuros. Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros. La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último. Las propiedades metálicas se incrementan desde el nitrógeno al bismuto de forma que el nitrógeno es no metal, gas diatómico, las modificaciones negra del fósforo y gris de arsénico y antimonio presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado. Esto se traduce en una disminución de los puntos de fusión a partir del arsénico, pues disminuye el carácter covalente de los enlaces y aumenta el carácter metálico. La semiocupación de los orbitales p se traduce en un potencial de ionización alto, ya que es una estructura electrónica relativamente estable. Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos como oxígeno,

azufre y halógenos es +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al

crecer el número atómico predomina el estado +3. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación,

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el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc. El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

Grupo 16: Elementos calcógenos o anfígenos: oxígeno, azufre, selenio, teluro, polonio y ununhexio.

El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales; una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases. El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de desintegración. Los minerales que forman son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo. El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones. La configuración electrónica presenta seis electrones de valencia: 2 electrones s y 4 electrones p. Al crecer el número atómico disminuye la tendencia de los electrones a participar en la formación de enlaces. Los estados de oxidación más usuales son -2, +2, +4 y +6. El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad. Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

Grupo 17: Halógenos: flúor, cloro, bromo, iodo, astato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales". No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva. Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico. Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia: Sólidos: Iodo, Astato

Líquido: Bromo Gaseosos: Flúor, Cloro

Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico. Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos. En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos. El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.

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Grupo 18 Gases Nobles : helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908. El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)). Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural. Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino. Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

Para información general :Oligoelementos: Los oligoelementos son bioelementos que se encuentran en cantidades ínfimas (menos de un 0,1%) en los seres vivos y tanto su ausencia como una concentración por encima de su nivel característico puede ser perjudicial para el organismo.

Los siguientes elementos (listados alfabéticamente) son considerados oligoelementos en humanos:

Boro. Mantenimiento de la estructura de la pared celular en los vegetales.

Cromo. Potencia la acción de la insulina y favorece la entrada de glucosa a las células. Su contenido en los órganos del cuerpo decrece con la edad. Los berros, las algas, las carnes magras, las hortalizas, las aceitunas y los cítricos (naranjas, limones, toronjas, etc.), el hígado y los riñones son excelentes proveedores de cromo.

Cobalto. Componente central de la vitamina B12.

Cobre. Estimula el sistema inmunitario. Podemos obtenerlo en los vegetales verdes, el pescado, los guisantes, las lentejas, el hígado, los moluscos y los crustáceos.

Flúor. Se acumula en huesos y dientes dándoles una mayor resistencia.

Hierro. Forma parte de la molécula de hemoglobina y de los citocromos que forman parte de la cadena respiratoria. Su facilidad para oxidarse le permite transportar oxígeno a través de la sangre combinándose con la hemoglobina para formar la oxihemoglobina. Se necesita en cantidades mínimas porque se reutiliza , no se elimina. Su falta provoca anemia.

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Manganeso. El manganeso tiene un papel tanto estructural como enzimático.

Molibdeno. Se encuentra en una cantidad importante en el agua de mar en forma de molibdatos (MoO42-

), y los seres vivos pueden absorberlo fácilmente de esta forma. Tiene la función de transferir átomos de oxígeno al agua.

Selenio. El dióxido de selenio es un catalizador adecuado para la oxidación, hidrogenación y deshidrogenación de compuestos orgánicos.

Vanadio. El vanadio es un elemento esencial en algunos organismos. En humanos no está demostrada su esencialidad, aunque existen compuestos de vanadio que imitan y potencian la actividad de la insulina.

Yodo. El yodo es un elemento químico esencial. La glándula tiroides fabrica las hormonas tiroxina y triyodotironina, que contienen yodo.

Zinc. El cinc es un elemento químico esencial para las personas: interviene en el metabolismo de proteínas y ácidos nucleicos, estimula la actividad de aproximadamente 100 enzimas, colabora en el buen funcionamiento del sistema inmunológico, es necesario para la cicatrización de las heridas, interviene en las percepciones del gusto y el olfato y en la síntesis del ADN.

Para otros elementos, como el litio, el estaño o el cadmio, su esencialidad no está totalmente aceptada; incluso de la anterior lista no está clara la esencialidad del bromo y el boro. Hay otros elementos que están en una mayor cantidad en los seres humanos, por lo que no se les denomina elementos traza. En orden de abundancia (en peso) en el cuerpo humano: azufre, potasio, sodio, cloro y magnesio. Los anteriores elementos son esenciales en seres humanos; hay elementos que sólo lo son en unos determinados seres vivos. Por ejemplo, el wolframio es esencial en algunos microorganismos. Cada elemento tiene un rango óptimo de concentraciones dentro de los cuales el organismo, en esas condiciones, funciona adecuadamente; dependiendo del elemento este rango puede ser más o menos amplio. El organismo deja de funcionar adecuadamente tanto por presentar deficiencia como por presentar un exceso en uno de estos elementos.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

a- Realiza la actividad nº8 del anexo b- Tarea nº 9: Investiga el funcionamiento e importancia de la bomba de sodio-potasio

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PROPIEDADES PERIÓDICAS

ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, cuando forma un enlace

químico en una molécula.

El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.

La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa

atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha

podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta

magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.

La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de

ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas.

El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de

Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo

dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos

enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad

electrónica o electroafinidad.

AFINIDAD ELECTRÓNICA La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión.

átomo neutro + electrón ión negativo + energía (AE)

ENERGÍA DE IONIZACIÓN La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso.

átomo neutro + energía (Ei) ión positivo + electrón

+ afinidad electrónica

+ potencial de ionización +

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RADIO ATÓMICO

El radio atómico está definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes

propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos.

Identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es

posible determinar el tamaño del átomo.

En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de niveles de energía. Al ser mayor

el nivel de energía, el radio atómico es mayor.

En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción

que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia entre el núcleo y

los electrones.

CARÁCTER METÁLICO

El carácter metálico se relaciona con la facilidad que presentan los elementos a ceder un electrón; será más metálico aquel elemento que pierda mas fácilmente un electrón. Los elementos químicos tienen mayor carácter metálico cuanto más abajoy a la izquierda de la tabla periódica se. Es decir, el elemento con mayor carácter metálico será el Francio ―Fr‖ (es el elemento que se encuentra más abajo y a la izquierda de la tabla periódica) y el elemento con menor carácter metálico será el Flúor ―F‖ (es el elemento que más arriba y a la derecha se encuentra de la tabla periódica sin tener en cuenta los gases nobles).

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1- Realiza la ejercitación nº 10 del anexo 2- Realiza la ejercitación nº11 del anexo 3- ¡Ya falta poco! Última actividad de la unidad Nº2 Realiza la ejercitación nº 12 que te servirá para integrar contenidos.

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UNIDAD Nº 3

Uniones Químicas: Concepto, Electronegatividad. Estados de oxidación. Teoría del Octeto Tipos de uniones :

Unión iónica. Iones. Óxidos básicos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico.

Unión Covalente simple, doble, triple, , Coordinada o Dativa. Polaridad de la Unión. Óxidos ácidos. Nomenclatura. Propiedades. Balanceo estequiométrico

Unión Metálica.

Características de cada unión.

Calculo de tipos de uniones. Ejercicios para determinarlas

Representación de compuestos. Estructura de Lewis y de Kossel

Fuerzas intermoleculares: Puente Hidrógeno. Dipolo-dipolo. Dipolo inducido

¿Por qué sucede esto?

¿Porqué se unen los átomos?

¿Cómo se unen los átomos?

Estas preguntas fueron planteadas por varios científicos. Uno de ellos Gilbert Lewis, encontró una respuesta probable

que más adelante la transformó en teoría.-

Los elementos tratan de unirse para buscar estabilidad y ésta se da cuando tienen 8 electrones en el último nivel de

energía, como en el caso de los gases nobles o inertes.-

Para comprender por qué los átomos se unen se unen de diferentes maneras debemos conocer el significado de

algunos términos nuevos , uno de ellos es : la electronegatividad

Electronegatividad : Es la fuerza de atracción con que los elementos retienen los electrones.- No todos los elementos poseen la misma electronegatividad, los metales generalmente poseen una electronegatividad más baja que los no metales. De esto surge otro concepto importante a tener en cuenta para cada tipo de unión : los estados de oxidación .- Estados de oxidación : se llama así al número de electrones que un elemento pondrá en juego cuando se produzca una unión química. El número de oxidación tiene signo porque considera a las uniones como iónicas por lo tanto es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a ganarlos ( más electronegativo). Es negativo si el átomo gana electrones o los comparte con otro que tenga menor electronegatividad. Valencia: la valencia son los electrones que ese átomo pone en juego en un enlace. Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de oxidación, no tiene signo. La estabilidad se logra cumpliendo con la regla del octeto.- Regla del Octeto : Dice que todo elemento buscará tener 8 electrones en su último nivel de energía con la finalidad de lograr una mayor estabilidad. Esta estabilidad la poseen los elementos del grupo 18 ( gases nobles) y es debido a que poseen justamente 8 electrones en su último nivel energético.- Ahora sí estamos en condiciones de definir que es una Unión Química: Uniones químicas: son el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los elementos en una molécula o ión cuando éstos forman agrupaciones estables .- Para unirse hemos dicho que los elementos utilizan los electrones que poseen en el último nivel de energía. Según la

cantidad de electrones que poseen será su comportamiento, siempre la tendencia será completar el octeto.

UNIONES QUÍMICAS

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Para elementos que tienen entre 1 y 3 electrones en el último nivel , podrán completar el octeto perdiendo dichos

electrones. En este caso el número de protones será superior al número de electrones y el elemento quedará con carga

positiva ( + ) recibiendo el nombre de CATIÓN

Por ejemplo el sodio tiene 11 electrones y tiene 1 en el último nivel que perderá al unirse con otro elemento

transformándose en catión .-

Para elementos que tienen entre 4 y 7 electrones en el último nivel , podrán completar el octeto tomando o compartiendo

dichos electrones. En este caso el número de protones será menor al número de electrones y el elemento quedará con

carga negativa ( - ) recibiendo el nombre de ANIÓN

En el caso de unirse 2 elementos pueden que cada uno posea electronegatividad muy distinta o cercana respecto del

otro. Esta diferencia de electronegatividad será la base para definir los distintos tipos de unión que se pueden

producirse entre ellos.-

Los metales tienen una electronegatividad muy baja mientras que los no metales tienen una electronegatividad

generalmente alta.-

Son aquellas uniones que se dan entre metales y no metales. La diferencia de electronegatividad entre los elementos que intervienen en la misma es alta, mayor a 1,7. En esta unión los metales ceden los electrones del último nivel de energía al no metal que es más electronegativo.

Iones Un ión es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización. Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). El anión tiene carga eléctrica negativa, mientras que el catión tiene carga eléctrica positiva.

UNIONES IÓNICAS

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Representación de compuestos iónicos:

a- Fórmula mínima o Empírica: Se llama así a la representación formulada de un compuesto que presenta unión

iónica. Es necesario recordar que los compuestos iónicos no forman moléculas.- En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica.-

b- Representación electrónica de una unión iónica o estructura de Kossel: se representarán los átomos neutros con los electrones de su capa de valencia y luego los electrones de cada ión con su respectiva carga, después de ocurrida la transferencia de los mismos.

Características de compuestos Iónicos

Son sólidos de estructura cristalina.

Presentan altos puntos de fusión y ebullición.

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.

Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja.

Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.

En estado sólido no conducen la electricidad.

Los óxidos básicos se forman por reacción del oxígeno con los metales. Como el oxígeno es muy electronegativo y los metales son electropositivos, la unión es iónica. Se escribe en primer lugar el metal por ser el menos electronegativo. La regla práctica para obtener rápidamente la fórmula es cruzar los números de oxidación o valencias.

Ecuación química y balanceo estequiométrico Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Ca(s) + O2 CaO

Reactivos Producto En el caso del ejemplo, los dos átomos (calcio y oxígeno) tienen valencia 2, pero el número de oxidación del calcio es +2 (pierde electrones) y el del oxígeno -2 (gana 2 electrones). Si se cruzan los números de oxidación y se simplifica siempre que se pueda, se obtiene: CaO Esta ecuación química debe ser balanceada estequiométricamente, es decir, igualarla de manera que las cantidades de los reactivos sean las mismas que en los productos

Ca(s) + O2 Ca O 1 átomo de calcio = 1 átomo de calcio La cantidad de calcio es la misma en los productos y en los reactivos. Ahora, veamos el oxígeno

Ca(s) + O2 Ca O 2 átomos 1 átomo

de oxígeno = de oxígeno En los reactivos tenemos 2 átomos de oxígeno, mientras que en los productos existe solo un átomo de oxígeno, por lo cual debemos agregar un número que multiplique las cantidades de este elemento hasta igualarlo, en este caso agregaremos el 2 delante del producto y para igualar la cantidad de calcio también colocaremos 2 delante de este reactivo.

2 Ca(s) + O2 2 Ca O Esta ecuación química indica:

2 Ca(s) existen dos átomos de calcio sólidos en los reactivos 2CaO y dos átomos de calcio en el óxido de calcio

o producto

ÓXIDOS BÁSICOS

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O2 existen dos átomos de oxígeno en los reactivos 2 Ca O y dos átomos de oxígeno en el óxido de calcio o

producto NOMENCLATURA de óxidos básicos Se refiere a la forma de nombrar los compuestos químicos formados, en este caso, los óxidos básicos Existen tres diferentes nomenclaturas:

Nomenclatura clásica o tradicional: toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos a - Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación: Se nombra: "OXIDO" + nombre del elemento. Por ejemplo, CaO = Oxido de Calcio b- Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación: Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO". Por ejemplo, Bi2O3 = Oxido Bismutoso, ya que bismuto tiene estado de oxidación 3 o 5, y en este caso utiliza el menor estado de oxidación, o sea 3 Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Por ejemplo, Bi2O5 = Oxido Bismutico, ya que bismuto tiene estado de oxidación 3 o 5, y en este caso utiliza el mayor estado de oxidación, o sea 5 c- Cuando el elemento tiene tres estados de oxidación: Si se toma el estado de ox. menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento+ sufijo "OSO"

Por ejemplo, Cr+2

+ O-2

= Cr2O2 = CrO: óxido hipocromoso Si se toma el estado de oxidación intermedio: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Por ejemplo, Cr

+3 + O

-2 = Cr2O3: óxido cromoso

Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Por ejemplo, Cr

+6 + O

-2 = Cr2O6 = CrO3: óxido crómico

d- Cuando tiene cuatro estados de oxidación: Si se toma el est. de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Por ejemplo, Mn

+2 + O

-2 = Mn2O2 = MnO: óxido hipomanganoso

Si se toma el estado de oxidación intermedio menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Por ejemplo, Mn

+3 + O

-2 = Mn2O3: óxido manganoso

Si se toma el estado de oxidación intermedio mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Por ejemplo, Mn

+4 + O

-2 = Mn2O4 = MnO2: óxido mangánico

Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "PER" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Por ejemplo, Mn

+7 + O

-2 » Mn2O7: óxido permangánico

Nomenclatura sistémica o de atomicidad: toma en cuenta toma en cuenta el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Se nombra: Prefijo + "OXIDO DE" + prefijo + nombre del elemento. El prefijo depende del número de moleculas que tenga el elemento:

1 átomo - mono 2 átomos - di 3 átomos - tri 4 átomos - tetra 5 átomos - penta 6 átomos - hexa 7 átomos - hepta 8 átomos - octa 9 átomos - nona 10 átomos - deca

Por ejemplo, Li2O = Oxido de dilitio Al2O3 = Trioxido de dialuminio

Nomenclatura por numeral de Stock: toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos sin contar el oxigeno Se nombra: "OXIDO DE" + nombre del elemento + (estado de oxidación del elemento) Por ejemplo, CaO = Oxido de calcio (II) sabiendo que Ca tiene como estado de oxidación + 2 Rb2O = Oxido de rubidio (I) sabiendo que Rb tiene como estado de oxidación +1

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

Realiza la ejercitación nº 13 del anexo

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Son aquellas uniones que se dan entre no metales y no metales. En este caso la diferencia de electronegatividad es muy baja, menor a 1,7, por eso hay un compartir de electrones entre estos elementos. – El compartir electrones, les permite a estos elementos asemejarse al gas noble más cercano y en la mayoría de los casos completar el octeto, excepto el hidrógeno que completa un par de electrones asemejándose al helio.

Las uniones covalentes pueden ser: a- Unión covalente común simple: en este caso los átomos comparten 2 electrones, uno proveniente de cada elemento de la unión.

b- Unión covalente común doble: en este caso los átomos comparten 4 electrones, dos provenientes de cada elemento de la unión.

c- Unión covalente común triple: en este caso los átomos comparten 6 electrones, tres provenientes de cada elemento de la unión.

d- Unión covalente Dativa: se produce cuando uno de los elementos de la unión haya completado el octeto y el otro no, aquí el que está completo comparte sus electrones.-

UNIONES COVALENTES

O O S

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Representación de compuestos covalentes:

a- Fórmula Molecular (FM): Se llama así a la representación formulada de un compuesto covalente sin simplificar.

S2O6

b- Fórmula Molecular Mínima (FMM): Se llama así a la representación formulada de un compuesto covalente en la

cual se simplificaron los átomos para obtener la mínima expresión posible. Por ejemplo:

S2O6 = SO3 1 3 c- Representación electrónica de una unión covalente o estructura de Lewis: se representarán los átomos con los electrones compartidos en cada enlace encerrados en un conjunto y en caso de tratarse de una unión covalente dativa se realizará un semicírculo que los contenga. d- Fórmula estructural o diagrama de barrras: en este tipo de formulación se representa con una línea cada par de electrones compartidos y en el caso de la unión covalente dativa, con una flecha cuyo origen indica el átomo que comparte ambos electrones

d- Estructura angular: en este tipo de formulación se representa con una línea cada par de electrones compartidos respetando el ángulo de enlace.

Enlaces covalentes polares y no polares

Los elementos para unirse utilizan los electrones del último nivel energético. Lo harán tomando, cediendo o

compartiendo e- según sea la diferencia de electronegatividad (E ) entre ellos . En los enlaces covalentes las uniones

se realizan compartiendo electrones, pero estos no se distribuyen en el espacio de manera uniforme , sino que lo harán

según teniendo presenta esa diferencia, así serán atraídos con más fuerza por el elemento que tenga mayor

electronegatividad . De esta característica surge la clasificación de los enlaces en polares y no polares

Los átomos de electronegatividad similar que comparten electrones poseen una distribución de cargas simétricas, es

decir no tiene regiones preferenciales de electronegatividad, como es el caso de los compuestos de cloro y los de

hidrógeno gaseoso.

Este tipo de en lace se denomina no polar o apolar en función a la diferencia de electronegatividades E = 0.

Los enlaces donde el par de electrones no se comparten por igual dejando una región carga eléctricamente forman moléculas asimétricas , como es el caso del cloruro de hidrógeno, estos modelos de densidad electrónica permiten definir la polaridad de las moléculas y predicen la distribución de la nube de cargas electrónicas o dipolo, en este caso la mínima densidad esta en el hidrógeno y la máxima en el cloro

O O S

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Para el agua el modelo presentado a continuación de la densidad electrónica en el agua, el oxigeno tiene gran densidad electrónica, y los hidrógenos baja por lo tanto el oxigeno está cargado y los hidrógenos tiene carga parcial.

Propiedades de los compuestos covalentes

Las sustancias con enlaces covalentes forman moléculas.

Temperaturas de fusión y ebullición bajas.

En condiciones ordinales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos

Son blandos en estado sólido.

Aislantes de corriente eléctrica y calor.

Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares

(semejante disuelve a semejante).

Los óxidos ácidos son los óxidos formados por el Oxígeno y un no metal. Poseen unión covalente y pueden presentar también unión covalente dativa, por esta razón un mismo elemento puede producir más de un óxido

Conforme a la IUPAC, los elementos se escriben en la fórmula molecular en orden creciente de electronegatividad. En estos casos, primero se escribe el no metal y luego el oxígeno. Ejemplos: Cl2O óxido hipocloroso, cuando cloro utiliza el estado de oxidación +1

Cl2O3 óxido cloroso, cuando cloro utiliza el estado de oxidación +3 Cl2O5 óxido clórico, cuando cloro utiliza el estado de oxidación +5 Cl2O7 óxido perclórico, cuando cloro utiliza el estado de oxidación +7

La manera de obtener la fórmula es la misma que para los óxidos básicos, es decir cruzando los números de oxidación o valencia.

ANHÍDRIDOS: ÓXIDOS ÁCIDOS

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Ecuación química y balanceo estequiométrico Se realiza de la misma manera que para los óxidos básicos.

S + O2 S2O6 = SO3 1 3

ahora, debemos igualarla 2S + 3O2 2 SO3

De esta manera tenemos:

2 átomos de azufre del lado de los reactivos e igual cantidad ( dos átomos de azufre) del lado de los productos.

Seis átomos de oxígeno del lado de los reactivos y seis también en los productos.

3O2 = 2 SO3

3 x 2 = 6 2 x 3 = 6

NOMENCLATURA DE ANHÍDRIDOS ( ÓXIDOS ÁCIDOS) Se nombran siguiendo la misma explicación que para los óxidos básicos. Existen tres diferentes nomenclaturas: a- Nomenclatura tradicional o clásica: Se nombrarán anteponiendo la palabra anhídrido seguida de la ráz del no metal y utilizando, de acuerdo, al estado de oxidación que presente el mismo los prefijos y/o sufijos según la siguiente tabla.

b- Nomenclatura sistémica o de atomicidad: toma en cuenta toma en cuenta el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto.

c- Nomenclatura por numeral de Stock: toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos sin contar el oxigeno

Oxido de azufre (VI)

Oxido de azufre (V)

Oxido de cloro (VII)

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Son las uniones que se dan entre los metales . Se conoce con el nombre de mar de electrones ya que los electrones se encuentran y mueven entre los núcleos sin formar parte de ninguno.- El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos:

Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes forman moléculas. Así, por ejemplo, sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo tipo de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como por ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por otra parte, sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión ambientales se hallan es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De esta forma se puede obtener, por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO2 a una temperatura inferior a -76°C. ¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación abordaremos este problema. Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos. Las uniones químicas permiten explicar porqué a la misma temperatura, algunas sustancias son sólidas, mientras que otras son líquidas o gaseosas? Hasta ahora hemos visto que las fuerzas que mantienen unidos a los iones de una unión iónica son del tipo electrostática, éstas son fuerzas intensas que producen un punto de fusión y ebullición bastante elevado. Será necesario entregar gran cantidad de energía para separar los iones.- En los metales la energía necesaria para separar los átomo es menor que en los compuestos iónicos.-

UNIONES METÁLICAS

FUERZAS INTERMOLECULARES

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En los compuestos moleculares el pasaje de un estado de agregación a otro implica ruptura de uniones entre átomos. Ahora bien las sustancias no están solo en estado gaseoso por lo que: ¿Que mantiene unidad a las moléculas? Existen ciertas fuerzas que actúan entre las moléculas para mantenerlas unidas se las llama fuerzas intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals, llamadas así en homenaje al científico que las descubrió.- Hay 3 tipos de fuerzas intermoleculares:

a) Fuerzas debido a dipolos transitorios o fuerzas de London b) Fuerzas de dipolos permanentes o fuerzas dipolo-dipolo c) Uniones Puente Hidrógeno

a) Las fuerzas de London actúan entre moléculas sean polares o no polares, o entre átomos, si la sustancia es

monoatómica. Son el resultado de la interacción de las moléculas, que produce corrimientos momentáneos de la nube electrónica de una molécula o átomo, lo que produce dipolos fluctuantes en átomos o moléculas cercanas. Son fuerzas débiles.-

b) Fuerzas dipolo-dipolo : se producen en moléculas polares debido a la atracción de los extremos positivo y negativo de moléculas adyacentes. Estas fuerzas ayudan a llevar el estado líquido a sólido. Los solventes polares tienen estas fuerzas y esto explicaría la solubilidad de ciertas moléculas iónicas en estos solventes.-

c) Uniones Puente Hidrógeno: Estas fuerzas son más fuertes que las Dipolo-dipolo y producen una aumento del punto de ebullición de ciertas sustancias .- Ejemplo: Fluoruro de Hidrógeno y Fluoruro de metilo, poseen polaridades similares pero el punto de ebullición del primero es 19ºC mientras que la del segundo es -32ºC. esta fuerzas se explican debido a que el H2 , que posee muy baja densidad electrónica se ve atraído por los electrones de elementos muy electronegativos . Este tipo de unión se da entre el hidrógeno con los elementos : oxigeno, nitrógeno, flúor y a veces el cloro.-

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RESUMIENDO:

Oxido básico

(Oxido ácido)

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EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1- Realiza la ejercitación nº 13 del anexo 2- Realiza la ejercitación nº 14 del anexo 3- Realiza la actividad nº 15 del anexo

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UNIDAD Nº 4

Reacción química. Ecuación. Balanceo estequiométrico. Formación de compuestos: Binarios : Estados de Oxidación . Óxidos Básicos y Ácidos. Hidruros metálicos y No-metálicos, sales de Hidrácidos . Ecuaciones de obtención . Balanceo estequiométrico. Nomenclatura. Propiedades Ternarios : Formación de Hidróxidos, Oxácidos, Sales neutras, Ecuaciones de obtención . Propiedades. Nomenclatura. - Cuaternarios : Sales básicas, ácidas y mixtas. Ecuación de obtención . Nomenclatura.

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido férrico (Fe2O3) producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. En este fenómeno los electrones de dos o más elementos o compuesto se reordenan en el espacio, dando lugar a la formación de un nuevo compuesto cuyas características son diferentes a la de los reactivos que le dieron origen Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos:

a- Reacciones ácido-base o de neutralización, sin cambios en los estados de oxidación b- Reacciones redox, con cambios en los estados de oxidación.

Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación tendremos:

a-Reacciones de síntesis (combinación) b- Reacciones de descomposición c- Reacciones de sustitución simple d- Reacciones de sustitución doble

Nombre Descripción Representación Ejemplo

Reacción de síntesis

Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

A+B → AB

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

Reacción de descomposición

Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en dos o más productos.

AB → A+B

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Reacción de desplazamiento o simple sustitución

Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

A + BC → AC + B

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución

Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.

AB + CD → AD + BC

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas.

Mg + Cl2 MgCl2

Reactivos Productos

REACCIÓN QUÍMICA

ECUACIÓN QUÍMICA

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BALANCEO ESTEQUIOMÉTRICO Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes , se debe ajustar el número de átomos dereactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier. Por ejemplo en la siguiente reacción de síntesis de agua, el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos. Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes de forma que quede balanceada. Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el coeficiente es igual a 1 se omite por lo que el número de átomos es igual al subíndice. Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: a- Método de balanceo por tanteo: consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies. Ejemplo :

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha, e este caso 2

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF Ecuación balanceada

b- Método de balanceo algebraico: Este método es un proceso matemático que consistente en asignar letras a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones y determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear:

FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Primero se debe escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de

la ecuación:

A

B

C

D

FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Luego escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .

El símbolo produce ( ) equivale al signo igual a (=).

Fe A = 2C

S A = D O 2B = 3C + 2D

Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

H2 + O2 H2O

2 H2 + O2 2 H2O

Importante: Para representar un elemento en estado fundamental cuando se escribe una ecuación hay que tener presente a aquellos elementos que son di-atómicos, es decir, que en la naturaleza está formado por moléculas que contienen 2 átomos. Existen varios elementos que son di-atómicos, todos en estado gaseoso con excepción del Bromo (que es líquido) y del yodo (que es sólido). En la tabla podemos observar cuales son los elementos di atómicos: H, O, N, Cl, F, a los que debemos agregar al Br y al I. Como puede verse en el caso del Cl ,dado anteriormente,se coloca un subíndice que indica que su molécula está formada por dos átomos y se presenta así : Cl2

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A B C D

FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D

S A = D A= 2C D = 4 2B = (3)(2) + (2)(4)

O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14

A = 4 B = 14/2 B = 7

Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A B C D

4 FeS + 7 O2 2Fe2O3 + 4SO2

b- Método de balanceo redox: Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos

átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabrasREDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.

Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación aumente Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación disminuyan.

Por ejemplo: Na + H2O NaOH + H2

Na0 Na+1 Oxidación

H+12

H02 Reducción

No se realizará balanceo redox en este curso, por lo cual sólo se realiza la mención sin profundizar en el tema Reglas de los Estados de oxidación : Para poder calcular con que estado de oxidación actúa un elemento frente a otro debemos tener presente las siguientes premisas:

1) El número de oxidación de los átomos en una sustancia en estado elemental es cero .- 2) La suma algebraica de todos los números de oxidación de los distintos átomos que forman parte de un

compuesto deberá ser igual a cero.-

3) El número de oxidación de un átomo en un ión monoatómico de una sustancia iónica será igual a la carga de ese ión. En el caso de un ión poliatómico , la suma algebraica de los números de oxidación de los distintos átomos que forman parte del ión deberá ser igual a la carga de dicho ión.-

4) El Oxígeno : tiene siempre estado de oxidación -2 , salvo en los peróxidos donde tiene estado de oxidación -1.-

+5 -8 = -3

(+5.1) (-2.4)

(P O4)-3

= P1 O4

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5) El Hidrógeno : Tiene frente a los no metales y al oxígeno estado de Oxidación +1 , pero frente a los metales actuará con -1 .-

6) Grupo 1 : tienen siempre estado de oxidación +1.- 7) Grupo 2 .tienen siempre Estado de oxidación +2.- 8) Los halógenos o Grupo XVII: Frente al hidrógeno y los metales actúan con estado de oxidación negativo -1 ,

mientras que frente al oxígenos pueden actuar con distintos estados ( todos positivos), en este caso puede tener: +1,+3,+5,+7 .-

9) Grupo XVI : Actuaran con carga negativa -2 frente al hidrógeno y los metales, mientras que frente al oxígeno lo harán con carga positiva. Todos los estados de oxidación figuran en la tabla periódica.-

Esquema para determinar el comportamiento utilizando las Reglas de los Estados de Oxidación

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En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija.- Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos). Debemos recordar el comportamiento de los elementos respecto a su estado de oxidación que se han resumido en las reglas de los Estados de Oxidación CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS QUÍMICOS Los compuestos Químicos se pueden clasificar según el número de elementos que lo forman en :

a. Binarios: formados por 2 tipos de elementos b. Ternarios: formados por 3 tipos de elementos c. Cuaternarios: formados por 4 tipos de elementos d. Poliátomicos: formados por más de 4 tipos de elementos

Un compuesto binario es un compuesto químico formado por átomos de sólo dos elementos, como en el caso del agua, compuesta por hidrógeno y oxígeno. Se distinguen dos grupos principales de compuestos binarios: Los compuestos iónicos binarios, donde se incluyen las sales binarias, los óxidos metálicos (anhídridos básicos) y los hidruros metálicos. Los compuestos covalentes binarios, donde se incluye los óxidos de no metal (anhídridos ácidos) y los halogenuros de

no metal.

Son compuestos binarios formados por el Oxígeno y cualquier elemento de la tabla periódica . Estos pueden clasificarse en: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos

Este tema se trató en la unidad anterior ( páginas 35 hasta página 40)

COMPUESTOS QUÍMICOS

COMPUESTOS BINARIOS

ÓXIDOS

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Son compuestos binarios formados por el hidrógeno y un metal o no metal . Se clasifican en Hidruros metálicos (Hidrógeno + metal generalmente del grupo 1 y 2 ) y No metálicos ( Hidrogeno + no metal ) A- HIDRUROS METÁLICOS

Los hidruros metálicos son el resultado de la unión entre el hidrógeno y un elemento metálico. Presentan unión iónica

metal + hidrógeno → hidruro metálico

2Na + H2 → 2NaH

Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los únicos compuestos en los que el hidrógeno funciona como número de oxidación de -1. Para escribir la fórmula de un hidruro metálico primero se escribe el símbolo del elemento metálico (parte positiva) y después el del hidrógeno (parte negativa). Por ejemplo, la fórmula del hidruro que resulta al combinarse el calcio con el hidrógeno es la siguiente:

Ca H2 con Ca2+ e H1-

En este caso el hidrógeno es el más electronegativo y por ello al representar su FM se escribirá su símbolo a la derecha mientras que el del Metal irá a la izquierda. En estos compuestos el Hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 . Nomenclatura Clásica : Se los nombra como Hidruro y el nombre del metal correspondiente terminado en ico, en caso de presentar, el metal, más de un estado de oxidación se utilizarán los sufijos ―ico‖ y ―oso‖ de la misma manera que para los óxidos. Por ejemplo :

Una valencia: Hidruro ... ico Li

+1 + H

-1 » LiH: hidruro lítico

Na+1

+ H-1

» NaH: hidruro sódico Dos valencias:

Menor valencia: Hidruro ... oso Co

+2 + H

-1 » CoH2: hidruro cobaltoso

Mayor valencia: Hidruro ... ico Co

+3 + H

-1 » CoH3: hidruro cobáltico

Tres valencias: Menor valencia: Hidruro hipo ... oso

Ti+2

+ H-1

» TiH2: hidruro hipotitanioso Valencia intermedia: Hidruro ... oso

Ti+3

+ H-1

» TiH3: hidruro titanioso Mayor valencia: Hidruro ... ico

Ti+4

+ H-1

» TiH4: hidruro titánico Cuatro valencias:

Primera valencia (baja): Hidruro hipo ... oso V

+2 + H

-1 » VH2: hidruro hipovanadioso

Segunda valencia: Hidruro ... oso V

+3 + H

-1 » VH3: hidruro vanadioso

Tercera valencia: Hidruro ... ico V

+4 + H

-1 » VH4: hidruro vanádico

Cuarta valencia (alta): Hidruro per ... ico V

+5 + H

-1 » VH5: hidruro pervanádico

Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza con la palabra hidruro seguido del elemento metálico indicando entre paréntesis en números romanos el número de oxidación. Ejemplos:

CoH2: hidruro de cobalto (II) CoH3: hidruro de cobalto (III)

Nomenclatura sistemática o de atomicidad: la nomenclatura sistemática se realiza utilizando los prefijos numerales: mono- , di-, tri-, tetra-, penta-, etc. Ejemplos:

NiH2: dihidruro de níquel NiH3: trihidruro de níquel

HIDRUROS

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B- HIDRUROS NO METÁLICOS Son compuestos formados por hidrógeno y un elemento no metálico

no metal + hidrógeno → hidruro no metálico

Cl2 + H2 → 2 HCl El hidrógeno forma hidruros con los siguientes no metales : S , Te, Se, F, I, Cl, Br. En estos compuestos el más electronegativo es el no metal por eso se lo representa a la derecha y al hidrógeno que

actuará con su estado de oxidación positivo (+1) se lo coloca a la izquierda. Ej :HCl y H2S. En el caso de los hidruros no

metálicos sin propiedades ácidas se hace a la inversa, es decir primero el no metal y luego el hidrógeno. Generalmente se encuentran en estado gaseoso a la temperatura ambiente, por lo cual se representa el producto con una flecha que apunta hacia arriba o seguido de la letra g entre paréntesis. Algunos manifiestan propiedades ácidas, tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no son ácidos, como el agua, amoníaco, metano, silanos, etc. Los hidruros ácidos se formulan escribiendo primero el símbolo del hidrógeno y después el del elemento. A continuación se intercambian las valencias. Los elementos flúor, cloro, bromo y yodo utilizan valencia -1 cuando se combinan con el hidrógeno , y los elementos azufre, selenio y telurio lo hacen con valencia -2. Se nombran añadiendo la terminación -uro en la raíz del nombre del no metal y especificando, a continuación, de hidrógeno. Los hidruros ácidos en solución acuosa presentan propiedades ácidas, por ello cuando se encuentran en solución acuosa se los llama hidrácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguida de la raíz del no metal terminada en –hídrico. (ver tabla) Los hidrácidos se forman principalmente con los elementos del grupo XVII y algunos del grupo XVI . Para representarlos a la FMM se le agrega un subíndice : (ac) Por ejemplo .

H2S(ac) HCl(ac) La siguiente tabla recoge algunos ejemplos de hidruros no metálicos:

Fórmula Nomenclatura de composición o estequiométrica En disolución acuosa

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te teluro de hidrógeno ácido telurhídrico

Otros hidruros no metálicos no presentan propiedades ácidas y se formulan indicando, primero el símbolo del elemento y, luego, el del hidrógeno. A continuación, se intercambian las valencias.

Hidruros de los grupos IIIA, IVA y VA

Fórmula N. tradicional N. Stock N. sistemática

BH3 Borano Trihidruro de boro Hidruro de boro (III)

CH4 Metano Tetrahidruro de carbono Hidruro de carbono (IV)

SiH4 Silano Tetrahidruro de silicio Hidruro de silicio (IV)

NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno Hidruro de nitrógeno (III)

PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo Hidruro de fósforo (III)

AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico Hidruro de arsénico (III)

SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio Hidruro de antimonio (III)

BiH3 Bismutina Trihidruro de bismuto Hidruro de bismuto (III)

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Son compuestos formados por metal y no metal diferente de oxígeno o hidrógeno. Poseen unión Iónica . Se pueden obtener: a- De la reacción de un hidrácido y un hidróxido respectivamente.:

Mg(OH)2 + 2 HBr(ac) Mg Br2 + 2 H2O b- De la reacción de un hidrácido y el metal con la consiguiente producción de hidrógeno:

Na(s)+ HCl(ac) Na Cl(s) + H2(g)

Formulación: Para hacer la FM se debe colocar en primer lugar al metal( parte electropositiva de la molécula) y luego al no metal(parte negativa). Estos compuestos tienen unión iónica.- Nomenclatura : Se nombra colocando la terminación ―uro ― al nombre del no metal que se menciona en primer término, en el ejemplo del NaCl se denomina Cloruro de Sodio. Se deben respetar los sufijos ―oso‖ e ―ico‖ en el caso de aquel metal que posea mas de un estado de oxidación :

+1 -1

CuCl se denomina Cloruro cuproso

+2 -1

CuCl2 se denomina Cloruro cúprico

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1- Realiza la ejercitación nº 16 del anexo 2- Realiza la ejercitación nº 17 del anexo

Son compuestos ternarios formados por un óxido básico y agua. -

Tienen como característica principal entregar grupos (OH)-

( oxidrilos o hidroxilos) al medio y de azulear el tornasol.

Na2O + H2O 2 Na (OH)

También pueden formarse por la reacción de un metal y el agua

2Na + 2 H2O 2 Na (OH) + H2

Como puede observarse en el hidrógeno se colocó una flecha que indica el estado gaseosos que presenta ese elemento. También se puede indicar el estado gaseoso con el sub índice (g)

Formulación directa :

Para formular un hidróxido de forma directa se tiene en cuenta que la carga del oxidrilo es siempre -1 siendo una especie química cuyo enlace está formado, por lo cual se representa entre paréntesis. Delante del grupo oxidrilo se coloca el símbolo químico del metal y luego se intercambian valencias, considerando que el oxidrilo tendrá carga -1, el subíndice del metal siempre será 1 por lo cual no hace falta colocarlo. Se utiliza el siguiente esquema general : n -1

Me ( OH ) n

SALES DE HIDRÁCIDOS

COMPUESTOS TERNARIOS

Son aquellos compuestos que poseen 3 tipos de elementos en su fórmula. Se clasifican en : a- Hdróxidos b- Oxoácidos c- Oxosales

HIDRÓXIDOS

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En el esquema M representa al metal, se coloca primero el símbolo del metal , luego el grupo oxidrilo. Como se ve en el esquema este lleva un subíndice que indicado por n que indica el número de oxidrilos que corresponde a tantos OH como carga tenga el metal.- Como se observa en el ejemplo la estructura de Lewis al oxigeno esta unido al H mediante enlace covalente y solo le falta 1 electrón para completar el octeto y de allí surge la carga -1 .

Nomenclatura:

Tradicional : se reemplaza la palabra Óxido por Hidróxido en el caso de tener el metal 1 solo estado de oxidación Si tiene 2 estados de oxidación se apela al uso de los sufijos oso e ico , como en los óxidos. Por ej: para el Óxido férrico, será Hidróxido férrico mientras que el Óxido de aluminio, será Hidróxido de aluminio Al2O3 + 3 H2O 2 Al (OH)3

Numerales de Stock : se nombra igual que los óxido pero reemplazando la palabra óxido por hidróxido . Por ej. en el caso del óxido férrico, al agregarle agua pasará a ser Hidróxido de hierro (III), mientras que al agregarle agua al óxido de aluminio se transformará en hidróxido de aluminio(III), ya que el aluminio presenta una sola valencia, se puede omitir el paréntesis y nombrar como hidróxido de aluminio directamente.

Atomicidad : se nombra igual que los óxido pero reemplazando la palabra óxido por hidróxido . Se usan los prefijos para indicar la cantidad .-

Fe (OH)3 trihidróxido de hierro Propiedades y usos de los hidróxidos o bases • Crean sustancias que aceptan o reciben protones. • Resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. • son sustancias que en solución producen iones de hidroxilo. • son electrolitos (conducen la corriente eléctrica) • los hidróxidos solubles en agua, cuando entran en contacto con ella, liberan aniones de hidroxilo. • presentan un sabor amargo • son cáusticos para la piel y para nuestro organismo.

Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe (OH)3

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Son compuestos ternarios formados por la reacción de un Óxido Ácido y agua. Tienen como característica principal entregar protones ( H

+ ) al medio, y la de enrojecer al tornasol.-

Por ejemplo el oxácido de Cl+1

Cl2O + H2O 2 HClO Formulación directa Se sigue el siguiente esquema :

HaNoMbOc

Donde a,b y c indican los números de átomos de los elementos presentes en la fórmula.- Para realizar la fórmula de manera directa se debe tener en cuenta :

El elemento central y su estado de oxidación , datos que surgen del nombre del ácido.

Se neutralizan las cargas positivas del no metal con oxígenos hasta que el balance de cargas de saldo negativo.-

Las cargas negativas del saldo se neutralizan con hidrógenos Ejemplo el oxácido que forma el Cl con estado de oxidación +3 será Fórmula general: HClO2

2 oxígenos por -2 = - 4 1 cloro por +3 = +3 1 hidrógeno por +1 = +1

Nomenclatura : Para poder nombrar los compuestos tenemos que saber el estado de oxidación de los elementos que conforman el mismo. Por ello,cuando no se sabe la valencia con la cual actúa el no metal, se puede deducir teniendo en cuenta las reglas de los estados de oxidación vistas anteriormente . Sabiendo que el oxígeno actúa con -2, lo multiplicamos por la cantidad de oxígenos presentes; a esto le sumamos la cantidad de hidrógenos multiplicados por +1, finalmente multiplicamos la cantidad de átomos del No Metal por x (valor desconocido) que corresponde al valor del estado de oxidación del mismo; esta sumatoria es igual a cero. Resulta así una ecuación con una incógnita que podemos despejar fácilmente.

Tradicional : se mantiene la misma estructura que para los óxidos solo que se cambia la palabra óxido por ácido Se mantiene el uso de prefijos y sufijos según la cantidad de estados de oxidación que posea el no metal. Con 4 Estados de Oxidación : -Al menor se lo nombra con Hipo - No metal -- Oso - Al siguiente con No metal- oso -Al penúltimo con No metal - ico -Al último Per— Nometal - ico

HClO : Ácido Hipocloroso ( el Cl con Estado de oxid. +1) ;

HClO2 : Ácido cloroso ( el cloro tiene estado de oxidación +3)

HClO3 : Ácido clórico ( el cloro tiene estado de oxidación +5)

HClO4 : Ácido Perclórico ( el cloro tiene estado de oxidación +7)

Stock : Se nombra el átomo central (no metal diferente de H y O) , con la terminación ato, entre paréntesis se coloca el estado de oxidación del mismo y por último se nombra el hidrógeno

HClO : Clorato (I) de Hidrogeno

HClO2 : Clorato (III) de Hidrogeno ( el cloro tiene estado de oxidación +3)

HSO3 : Sulfato (IV) de Hidrógeno ( el azufre tiene estado de oxidación +4)

Atomicidad : Se utilizan los prefijos para indicar cantidad de oxígenos presentes , colocando el sufijo ―ato‖ al nombre del no metal (diferente de H y O) y luego se nombra el hidrógeno.-

HClO2 : Dioxo Clorato de Hidrogeno

HSO3 : Trioxo Sulfato de Hidrógeno

OXOÁCIDOS U OXÁCIDOS

Si sumamos las cargas del compuesto, resultará cero ya que es neutro

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Propiedades y usos de los oxácidos

Sabor agrio

Cambian la coloración del papel tornasol de azul a rojo

Al combinarse con las bases forman la sal correspondiente más agua

En solución acuosa conducen la electricidad.

Son capaces de ceder un protón H+.

El ácido sulfúrico se emplea en la obtencde fertilizantes, en procesos petroquímicos, en las baterías de los automóviles

El ácido nítricose utiliza para fabricar explosivos el TNT y es un componente de la lluvia ácida

El ácido carbónico es responsable de mantener el pH de la sangre

Las oxosales neutras presentan en su composición metal, no metal y oxígeno

Las oxosales se producen por reacciones de sustitución de los protones de un oxoácido por un catión de una base . En esta reacción se produce además agua

OXOSALES NEUTRAS

-1 +1

+

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Las sales inorgánicas se clasifican en : a- Haloideas, cuando el no metal es un elemento del grupo 16 o 17 y no presentan oxígeno. Por ej. Na Cl cloruro de sodio b- Oxosales, cuando se forman a partir de un oxoácido por lo cual presentarán oxígeno en su composición. Estas, además pueden ser:

Neutras si todos los protones y oxidrilos forman agua Na2SO4

Ácidas, si queda algún protón en su composición Ba (HPO4)

Básicas si queda algún oxidrilo en su composición NiOH(CO3)

Dobles cuando presentan dos metales KCa(PO4)

Formulación Químicamente se puede entender como la unión de un catión metálico (M+) y de un oxoanión (NMO

-)

Se escribe primero el metal por ser el menos electronegativo y luego entre paréntesis el anión formado por el no metal con el oxígeno, luego se intercambian las valencias del metal con la del oxoanión

M+x (NM O)-y My(NM O)x

Neutralización Es el fenómeno que se produce cuando se hace reaccionar una base y un ácido produciéndose una sal y agua . Tienen en equilibrio la concentración de OH

- y de H

+

Los ácidos y las bases tienen propiedades opuestas, se contrarrestan mutuamente, al ponerlos en contacto se produce una transformación química llamada neutralización. Las soluciones que no se comportan ni como ácido ni como base reciben el nombre de soluciones neutras.

Ácido + Hidróxido Sal + Agua

Enrojece Azulea el SUSTANCIAS

el tornasol tornasol NEUTRAS

Por ejemplo:

Nomenclatura Tradicional : para nombrar según la tradicional de oxosales, debemos nombrar el elemento central seguido de la terminación –ito (si el ácido llevaba la terminación –oso), o de la terminación –ato (si el ácido llevaba la terminación –ico) Si el ácido llevara hipo- ó per-, también se mantendrían .Luego se agrega la terminación del nombre del elemento metálico, indicando el nº de oxidación que lleva si tuviera más de uno. +4 +4 -2

Sn (SO3)2

Sn +2 …….OSO +4 …….ICO estánnico

S -2 …….URO +4 …….OSO en la sal cambia por ITO sulfito +6 …….ICO en la sal cambia por ATO

Sulfito estánnico

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De numeral de Stock: se nombran igual que en los oxoácidos pero cambiando el nombre del hidrógeno por el del metal seguido de la valencia del mismo entre paréntesis. Recordar que el oxoanión terminará siempre en –ato +4 +4 -2

Sn (SO3)2

Atomicidad: se nombran igual que en los oxoácidos pero cambiando el nombre del hidrógeno por el del metal. En el caso que existan más de un oxoanión se coloca el prefijo correspondiente a la cantidad seguido de un guión para finalmente nombrar el oxoanión y el metal. Recordar que el nombre del no metal terminará siempre en –ato

Sn (SO3)2

Fe3(SO4)2 Propiedades y usos En general, las sales son materiales cristalinos con estructura iónica. Por ejemplo, los cristales de haluros de los metales alcalinos y alcalinotérreos (NaCl, CsCl, CaF2) formados por aniones, situados al principio del empaquetamiento esférico más denso, y cationes que ocupan huecos dentro del paquete. Cristales de sal iónicos pueden ser también formados a partir de residuos de ácido combinados en un sinfín de estructuras dimensionales aniónicos y fragmentos de éstos con cationes en las cavidades (como los silicatos). Esta estructura se refleja apropiadamente en sus propiedades físicas: tienen altos puntos de fusión y en estado sólido son dieléctricos. 1 Las sales pueden tener la apariencia de ser claras y transparentes (como el cloruro de sodio), opacas e incluso metálicas y brillantes (como la pirita o sulfuro de hierro). En muchos casos la opacidad o transparencia aparentes están relacionadas con la diferencia de tamaño de los monocristales individuales; como la luz se refleja en las fronteras de grano, los cristales grandes tienden a ser transparentes, mientras que los agregados policristalinos tienen la apariencia de polvo blanco. Las sales pueden tener muchos colores diferentes, como por ejemplo: Amarillo (cromato de sodio)

Naranja (cromato de potasio) Rojo (ferricianuro de potasio) Malva (cloruro de cobalto (II)) Azul (sulfato de cobre (II), azul de Prusia) Lila (permanganato de potasio) Verde (cloruro de níquel (II)) Blanco (cloruro de sodio) Negro (óxido de manganeso (IV)) Sin color (sulfato de magnesio)

La mayoría de minerales y pigmentos inorgánicos, así como muchos tintes orgánicos sintéticos, son sales. El color de la sal específica es debido a la presencia de electrones desapareados en el orbital atómico de los elementos de transición. Las diferentes sales pueden provocar todos los cinco diferentes sabores básicos como, por ejemplo, el salado (cloruro de sodio), el dulce (acetato de plomo (II), que provoca saturnismo si se ingiere), el agrio (bitartrato de potasio), el amargo (sulfato de magnesio) y el umami (glutamato monosódico) . Las sales de ácidos fuertes y bases fuertes (sales fuertes), no suele ser volátiles y no tienen olor, mientras que las sales tanto de bases débiles como de ácidos débiles (sal débil), pueden tener olor en forma de ácido conjugado (por ejemplo, acetatos como el ácido acético o vinagre, y cianuros como el cianuro de hidrógeno en las Almendras) Las sales se encuentran o bien en forma de mineral como parte de las rocas (como la halita), o bien disueltas en el agua (por ejemplo, el agua de mar). Son un componente vital de los seres vivos, en los que las podemos encontrar de diferentes formas: Disueltas dentro de los organismos en los iones que las constituyen, los cuales pueden actuar en procesos biológicos como transmisión de los impulsos nerviosos, contracción muscular, síntesis y actividad de la clorofila, transporte del oxígeno de la hemoglobina, etc. Formando parte de estructuras sólidas insolubles que proporcionan protección o sostenimiento (huesos, conchas ...) Asociadas a moléculas orgánicas: hay iones que son imprescindibles para la síntesis de algunas biomoléculas (como por ejemplo el yodo para las hormonas fabricadas en la glándula tiroides), o para determinadas funciones (por ejemplo, el ion fosfato asociado a lípidos forma los fosfolípidos de la membrana celular; fosfoproteínas como la caseína de la leche, la molécula de hemoglobina que contiene hierro ...)

Sulfato (IV) de estaño (IV)

Bis-tetraoxosulfato de trihierro

Bis-trioxosulfato de estaño

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EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1- Realiza la ejercitación nº 18 del anexo Las sales ácidas se forman por la reacción de un hidróxido y un ácido, pero a diferencia de en las sales neutras solo se produce una neutralización parcial de los hidrogeniones del ácido. Es necesario que los ácidos tengan más de un hidrógeno para formar estas sales (polipróticos). Ejemplos:

H3PO4 +3 NaOH → Na3 PO4 +3 H2O Sal neutra, se forman 3 moléculas de agua neutralizándose los 3 H+ del ácido

H3PO4 +2 NaOH → Na2 H PO4 + 2 H2O Sal mono-ácida, se forman 2 moléculas de agua neutralizándose los 2

H+ del ácido, quedando 1 H

+ sin neutralizar

H3PO4 + 1 NaOH → NaH2PO4 + H2O Sal di-ácida, se forma 1 molécula de agua neutralizándose los 1 H+ del ácido

quedando 2 H+ sin neutralizar

Nomenclatura

Fe(HSO4)2 Tradicional sulfato ácido ferroso

Stock Hidrógeno sulfato(VI) de hierro(II) Atomicidad bis[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (II)

Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH

-.

Mg(OH)2 + HClO → Mg(OH)ClO + H2O Nomenclatura

Cu2(OH)2SO4 Tradicional Sulfato dibásico cuproso

Stock Dihidróxido sulfato(VI) de cobre(I)

Atomicidad Dihidróxido tetraoxosulfato de dicobre

OXOSALES ÁCIDAS

OXOSALES BÁSICAS

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Actividad Nº 1.

Leyendo el texto de pag. 3, 4 y 5 responde el siguiente cuestionario:

1. ¿Qué es la Química?

2. ¿En qué época se realizaron las primeras transformaciones tecnológicas?

3. ¿Qué aportan los Egipcios a la ciencia? ¿Podían explicar los procedimientos que realizaban?

4. ¿Qué relación tienen los griegos con la química?

5. ¿Cuál es la principal actividad de los alquimistas?¿Cuándo se inicia?

6. ¿Qué le debe la Química moderna a los alquimistas?

7. ¿A qué se llama Iatroquímica?. ¿Qué significa el nombre Paracelso?

8. ¿Qué hecho marca, y en qué época, la independencia de la química respecto de la medicina?

9. Explica la Teoría del Flogisto ¿Quien fue su verdadero creador? ¿Por qué te parece que esta Teoría no explica

que ocurre con la calcinación de los metales?

10. Resuelve la siguiente grilla:

a. Disciplina que busca el elixir de la vida

b. Proceso químico estudiado por Stahl

c. Primera ciencia auxiliar de la medicina

d. Griego que postuló la 1º Teoría atómica

e. Sustancia que se pierde en la combustión según Stahl

f. Prescursor de la Iatroquímica

g. producto de la combustión

Actividad Nº 2

1- Busca la ecuación de combustión completa e incompleta para el metano.

2- Cuenta la cantidad de carbonos, oxígenos e hidrógenos que se encuentran en el lado de los reactivos de la

ecuación (a la izquierda de la misma, antes de la flecha) y completa el cuadro comparativo.

3- Cuenta la cantidad de carbonos, oxígenos e hidrógenos que se encuentran en el lado de los productos de la

ecuación (a la derecha de la misma, despues de la flecha) y completa el cuadro comparativo.

4- Compara la cantidad de cada elemento en los reactivos y en los productos e indica si es igual o distinta

COMBUSTIÓN COMPLETA COMBUSTION INCOMPLETA

REACTIVOS PRODUCTOS COMPARACIÓN REACTIVOS PRODUCTOS COMPARACIÓN

CARBONOS

HIDRÓGENOS

OXÍGENOS

_ _ Q _ _ _ _ _ _ _ _ _ U _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ I _ _ _ _ _ _ M _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ I _ _ _ _ _ _ _ C _ _ _ _ _ A _

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Ejercitación nº 3: Ley de Lavoisier- Ley de Proust

1- Se disuelve una sal efervescente en agua produciéndose una reacción química. Los datos registrados durante el

experimento fueron los siguientes:

SISTEMA MASA

Frasco + Tapa 15,3 g

Frasco + Tapa + Agua 17,8 g

Frasco + Tapa + Agua + Sal efervescente 19,0 g

Frasco + Tapa + Producto de reacción ¿……? g

a. ¿Cuál es la masa de agua utilizada?

b. ¿Cuál es la masa de la sal efervescente agregada?

c. ¿Cuál es la masa final del sistema?

d. ¿En qué ley fundamentas tus respuestas? Enúnciala

2- Se analizaron dos muestras formada por oxígeno y calcio, y se obtuvieron los siguientes resultados:

MASA DEL COMPUESTO MASA DE CALCIO MASA DE OXÍGENO

MUESTRA A 112 gramos 80 gramos 32 gramos

MUESTRA B 16,8 gramos 12 gramos 4,8 gramos

a. ¿Se trata del mismo compuesto?

b. ¿Qué ley gravimétrica lo justifica?

c. Con los datos suministrados, ¿qué otra ley puedes comprobar? Hazlo

d. ¿Cuántos gramos de oxígeno se combinarán con 24 gramos de calcio?

e. ¿Cuántos gramos de calcio son necesarios para obtener 100 gramos de óxido?

3- Se hacen reaccionar 127 gramos de cobre con 16 gramos de oxígeno y se obtienen 143 gramos de producto. De

acuerdo a los datos comprueba si se trata del mismo producto obtenido en la siguiente reacción

4Cu + O2 2Cu2 O

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Actividad nº4

1) Unir con una flecha cada partícula del dibujo con el nombre, indicar modelo atómico.-

NÚCLEO NEUTRONES NIVELES DE ENERGÍA PROTONES ELECTRONES

2) Completa el siguiente cuadro que tiene elementos imaginarios :

Nro de Protones Nro de electrones Nro de neutrones Nro atómico Nromasico

35

26

40

62

36 74

45 36

27 28

60

59

40 23

3) Unir con una flecha a los elementos que son isótopos ( son elementos imaginarios), aclarar si no tiene encerrando al

elemento en un círculo : 236X50

23X7 55X36

55X37 90X67

56X34 56X36

90X68 6X5

55X36 23X5

237X50

4) Completar la siguiente red conceptual indicando a que término corresponde las letras marcadas:

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ACTIVIDAD Nº 5 Investiga y elabora un informe sobre los peligros del uso de la energía nuclear Busca bibliografía sobre cómo se elabora un informe

TRABAJO PRÁCTICO DE EJERCITACIÓN Nº 6: A-Z-ISÓTOPOS-IONES

1- La estructura del átomo de aluminio (número atómico, 13; número másico 27) es la siguiente: El núcleo está formado por 13 protones y 14 neutrones; la nube electrónica presenta 13 electrones. a- Verdadero b- Falso 2- Uno de los componentes más dañinos de los residuos nucleares es un isótopo radiactivo del estroncio

90Sr38; puede

depositarse en los huesos, donde sustituye al calcio. ¿Cuántos protones y neutrones hay en el núcleo del Sr-90? a. protones 90; neutrones 38 b. protones 38; neutrones 90 c. protones 38; neutrones 52 d. protones 52; neutrones 38

3- El bromo es el único no metal que es líquido a temperatura ambiente. Considerar el isótopo de bromo-81,81

35Br. Seleccionar la combinación que corresponde a el número atómico, número de neutrones y número másico respectivamente.

a. 35, 46, 81 b. 35, 81, 46 c. 81, 46, 35 d. 46, 81, 35

4-El átomo de potasio, K, se convierte en ión potasio perdiendo un electrón. Por tanto si el peso atómico del K es 39, el del ión potasio será 40. a- Verdadero b- Falso

5-¿Cuáles de los siguientes pares son isótopos? a.

2H

+ y

3H

b. 3He y

4He

c. 12

C y 14

N+

d. 3H y

4He

+

6- Un elemento con número atómico 79 y número másico 197 tiene: a. 79 protones, 118 neutrones y 79 electrones b. 78 protones, 119 neutrones y 79 electrones c. 79 protones, 118 neutrones y 197 electrones d. 118 protones, 118 neutrones y 79 electrones

7- El 123

I 53 es un isótopo radiactivo que se utiliza como en diagnóstico por imágenes. ¿Cuántos neutrones presnta? a. 70 b. 123 c. 131

d. 78

8- Tenemos dos isótopos de un mismo elemento. El primero tiene de número másico 35 y es neutro; el segundo tiene número másico 37 y es un anión con carga -1 que tiene 18 electrones. Rellena el número de partículas de cada isótopo: a. Isótopo primero: _____ protones, _____ electrones, _____ neutrones. b. Isótopo segundo: _____ protones,_____ electrones,_____ neutrones.

9. Si el número atómico es 17: a. El átomo tendrá_____ electrones si el átomo es neutro. b. El átomo tendrá _____ electrones si el átomo tiene de carga +2. c. El átomo tendrá_____ electrones si el átomo tiene de carga -2.

10. Tenemos el elemento platino que se muestra en el siguiente cuadro a. Z = _____ b. A = _____ c. Número de protones: _____ d. Número de electrones: _____ e. Número de neutrones: _____

78

Pt 195

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Ejercicio nº 7 1.¿Cuántos electrones ,en su capa o nivel de energía más externo, poseen los átomos de argón (Ar), cuyo número

atómico 18? Marca con una x la opción correcta:

2 electrones

6 electrones

8 electrones

18 electrones

2. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de cobre de Z = 29?.Marca la opción

correcta

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

10 4p

1

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

10 4s

2

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

9

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

10 4p

2

3. a- Empleando las cajas cuánticas representa la ce de los siguientes elementos: Cu=29, Cr=24, Ca=20, Se=34, Ar=18.

b- Escribe la configuración electrónica externa de Cu, Cr, Ca, Se, Ar

c- Realiza la estructura de Lewis para cada uno de los elementos empleados en el ítem anterior

4. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas justificando su respuesta:

a-El conjunto de números cuánticos n= 2 ; l= 1 ; m= 1 y s= ½ , corresponde a un electrón ubicado en los orbitales 2p

b-Para el número cuántico l= 3 , los orbitales de dicho subnivel pueden contener 18 electrones .-

c-El siguiente conjunto de números cuánticos 3, 2, 0, ½ puede pertenecer al último electrón de Z= 37

5. Indique : ¿Cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos es posible?

a) n = 0 ; l= 1 ; m= 1; s= ½

b) n= 2 ; l= 1 ; m= 2 ; s = ½

c) n = 3 ; l= 1 ; m= -1 ; s= ½

6. Escribe los números cuánticos para los electrones indicados de los siguientes elementos :

a)Penúltimo electrón del Br cuyo Z= 35

b)Último electrón del Ca cuyo Z = 20

Actividad Nº 8 Observa la Tabla Periódica y empleando la información que encuentres en ella, responde

1) ¿Cómo varía la electronegatividad de los elementos en un mismo período y grupo?

2) ¿Qué indica el número de período?

3) En un mismo grupo ¿La masa aumenta o no con respecto al número atómico?

4) a- ¿A qué se llama carácter metálico de un elemento?

b-¿Cómo varía el carácter metálico y no metálico en el período y grupo?

5) ¿Cuántos electrones hay en el último nivel ocupado en los elementos de un mismo grupo?

6) ¿Cuál es el último subnivel de energía ocupado en los elementos del grupo 1 y 2?

7) a-¿Cuáles son los grupos que poseen el subnivel p ocupado por los electrones de valencia?

b-¿Cómo se llama a los elementos cuyo último subnivel ocupado son los d ?

c-¿Cómo se llama a los elementos cuyo último subnivel ocupado son los f ?

8) Distingue en la tabla los estados de agregación de los siguientes elementos : mercurio, telurio, cloro,

rutherfordio .

9) a-¿Cómo se representan en la tabla los estados de agregación de los elementos naturales?

b-¿Cómo se representan los elementos artificiales?

10) a-¿A qué se llama Isótopo ,Isóbaro e Isotanos?

b-¿Qué es un elemento anfótero?

Tarea nº 9 : Investiga el funcionamiento de la bomba sodio- potasio en los seres vivos y realiza un informe con una parte teórica y otra gráfica. Puedes realizar una presentación en la net bock.

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Profesora María Emilia Lopez 64

EJERCICIO nº 10

1- Busca los siguientes elementos en la tabla periódica : Cesio, Bismuto, Telurio, Estroncio, Arsénico, Antimonio,

Yodo,Cloro , Galio, Mercurio y Zinc

a. Realiza un cuadro de doble entrada que indique las siguientes propiedades: Z, A, grupo período, tipo de

elemento, estado de agregación a temperatura normal, electronegatividad , densidad, configuración

electrónica, punto de fusión y punto de ebullición.

b. Agrupa a los elementos del punto anterior de acuerdo a su densidad creciente.

c. Agrupa a los elementos del punto anterior de acuerdo a su punto de Ebullición decreciente.

2-¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Ca, Cr, Fe, Cu y Zn? Señala las

afirmaciones correctas marcándola/s con una x

Pertenecen al mismo período

Tienen el mismo número de nivel ocupado

Todos tienen el mismo número de electrones en su nivel más

externo

Tienen pocos electrones en su nivel más externo

3- Indica cuántos electrones poseen en el último nivel los siguientes elementos: O , Cl , Mg , Na , Cl

4- Agrupa los elementos del ítem 3 según su electronegatividad creciente.-

5- Sabiendo que un átomo A tiene Z= 11 y cuenta con 11 neutrones , mientras que otro B que tiene también Z= 11

tiene 12 neutrones , responde: a-¿Pertenecen al elemento………….. ¿Porqué? ...................................................

b-¿En que se diferencian? ........................................................................

c-¿Cómo se los denomina?...........................................

6- Buscar en la tabla periódica y completar el cuadro considerando que todos los elementos son neutros

Nombre símbolo período grupo Z A p+ e- nº Clasificación

5

GAS INERTE

TELURIO

Mg

4 15

3

14

5 10

1

neutro

35

18

25

5

EJERCITACIÓN Nº 11: configuración electrónica - tabla periódica – propiedades periódicas

1. Indica el grupo, período para los átomos que tienen las siguientes configuraciones electrónicas externas:

a) 3s2 3p

5

b) 3s2 3p

6 3d

5 4s

2

c) 3s2 3p

6 4s

2

d) 3s2 3p

6 3d

10 4s

2

2. Ubica en una tabla periódica muda

3. a- Indica si son representativos o de transición

b- Indica si son metálicos, no metálicos o metaloides

4. a-Ordena de menor a mayor electronegatividad

b-Ordena de de menor a mayor radio atómico

5. Realiza la estructura de Lewis de cada uno de los elementos del punto 1

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Profesora María Emilia Lopez 65

EJERCITACIÓN Nº 12: TABLA PERIÓDICA 1. El elemento número 91 de la tabla periódica es el protactinio, Pa. Se trata de un elemento cuyo punto de ebullición es desconocido. Estima el punto de ebullición del Pa sabiendo que los puntos de ebullición del torio (z=90) y del uranio(Z=92) son, respectivamente, 4788°C y 4313°C 2- El Re, fue el último elemento estable descubierto. Su configuración electrónica es (Xe) 4f

14 5d

5 6s

2

a- ¿A qué grupo y período pertenece? b- ¿Es un elemento representativo, de transición o de transición interna?

3- Si alguna vez se llega a sintetizar en cantidades suficientes el elemento atómico Z=117 a- ¿Cuál sería su estado de agregación en condiciones ambientales? b- ¿En qué basas tu predicción?

4- Los científicos han especulado que existen elementos superpesados desconocidos que pueden ser moderadamente estables. De hecho, en 1976 se creía de forma errónea que el elemento 126 había sido descubierto en una mina. a- Escribe la configuración electrónica esperada e indica a qué período pertenecería b- Indica si pertenecería a un elemento representativo, de transición, de transición interna o a un bloque nuevo c- ¿Cuántos elementos, teóricamente, habría en el período de dicho elemento?

5- Cuatro elementos tienen los siguientes radios: 180pm, 154 pm, 144 pm y 141 pm. Los elementos ordenados al azar son: In, Sn, Tl y Pb a- ¿Qué elemento tiene el radio de 141 pm? b- ¿A cuál le corresponde el radio de 180 pm?

6- Los iones Fe+2

y Fe +3

se encuentran en una variedad de proteínas, tales como la hemoglobina, la mioglobina y los citocromos. Indica cuál de estos iones es más pequeño.

7- El corindón; Al2O3 es incoloro. Sin embargo, cuando se sustituyen algunos iones Al+3

por iones Cr+3,

adquiere un bello color verde y constituye la gema llamada rubí. a- ¿A qué se debe que dicha sustitución sea posible? b- ¿Sería posible sustituir el ión Al

+3 por un ión Sc

+3?

c- Busca información e indica algún uso industrial o tecnológico del corindón. 8- El selenio se utiliza en las máquinas fotocopiadoras, ya que su conductividad aumenta en presencia de luz.

a- Comparen su electronegatividad con la del bromo b- ¿El selenio será más o menos reactivo que el azufre?

9- El ex espía ruso Alexander Litvinenko fue envenenado con polonio-210, una de las sustancias más letales conocidas, debido a la intensa radiación que emite. Teniendo en cuenta la posición del polonio en la tabla periódica: a- Escribe su configuración electrónica completa b- Compara su radio atómico con el del Se c- Justifica si tendrá carácter metálico mayor o menor al del Te d- Compara su electronegatividad con la del yodo

10-

11- Explica el chiste

“¿Podría alguno de ustedes caballeros decirme qué hay detrás de la ventana que es tan atractivo?”

a- Observen las características que tienen los átomos que están dentro de la clase y fuera de ella. ¿Por qué se sienten atraídos entre ellos? b- ¿A qué grupo pertenecen los que están afuera?¿Y los de adentro? c- Escribe la distribución electrónica por niveles de cada átomo. d- Cuál de todos los elementos que están afuera atrae más a los de adentro? ¿Por qué? Justifica f- Arma algunas parejas y represéntalas según el modelo de Lewis

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TRABAJO PRÁCTICO Nº 13: UNIONES IÓNICAS

1- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias iónicas: a) LiF b) BaBr2 c) MgS d) Na3Pe) AlCl3

f) PbS2 g) K2O h) Ca3N2 i) SnBr4 j) Ga2O3

2-Representar las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las sustancias formadas por:

a) 19K y 17Cl b) 20 Ca y 8 O c) 3Li y 16S d) 13Al y 9F e) 11Na y 7 N

3-Escribir las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las siguientes sustancias:

a)Bromuro de hierro ( III) b)Seleniuro de sodio c)Sulfuro de aluminio

d)Óxido de hierro (III) e)Nitruro de hierro (II) f)Nitruro de cobalto (III)

g)Cloruro de plomo (IV) h)Fosfuro de cálcio i)Arseniuro de galio

j)Yoduro de niquel (III) k)Fosfuro de oro (I) l)Óxido de oro (III)

4-Ordenar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes: AlBr3 ; LiBr y CaBr2

5-Indicar cuál de las siguientes características pertenecen a las sustancias iónicas:

a- tienen puntos de fusión elevados

b-no conducen la corriente eléctrica al estado sólido

c-las uniones se forman por compartir electrones

d-conducen la corriente eléctrica cuando se los funde.

6-Calcular la diferencia de electronegatividad e identificar el tipo de enlace presente entre los átomos de las siguientes

sustancias: Na2S ; Hg ; Li2O ; GaN ; OF2

7-Dar una explicación a los ptos. de ebullición de los sgtes. fluoruros: NaF ( 988°C) ; MgF2 ( 1266 °C) ; AlF3 ( 1291°C)

TRABAJO PRÁCTICO Nº 14: UNIONES COVALENTES

1) ¿A qué se refiere con ―…hay dos Hidrógenos para cada oxígeno‖? 2) ¿Qué compuesto se formaría? 3) ¿Qué tipo de unión hay entre los átomos? ¿Por qué? 4) ¿Son simples dobles o triples? ¿Por qué? 5) Realiza la estructura de Kossel

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EJERCITACIÓN Y REPASO Nº 15: UNIONES

1- Indica cuando un enlace es: a- Covalente común b- Covalente común simple c- Covalente común doble d- Covalente común triple e- Covalente dativo o coordinado

2- Entre que tipo de elementos se produce una : a- Unión iónica b- Unión covalente c- Unión metálica

3- ¿Qué diferencia de electronegatividad debe existir entre los elementos que forman una unión iónica? 4- ¿Qué diferencia de electronegatividad debe existir entre los elementos que forman una unión covalente? 5- Indica el tipo de enlace que se producirá en los siguientes ejemplos

a- Rb2 O b- H2O c- SO d- Ba O e- Y2 O3 f- As2O5

6- Para el elemento de Z = 12, responder: a. ¿ Tiene tendencia a formar cationes o aniones? b. ¿ Qué fórmula mínima tiene la sustancia que forma con 35 Br? c. ¿ Qué tipo de unión hay en dicha sustancia? d. ¿ Cuál es la estructura de Lewis de la sustancia formada?

7- El elemento oxígeno pertenece al segundo período y al grupo 16 de la tabla periódica; mientras que el elemento X tiene número atómico 17. En base a los datos aportados:

a- Escribir la configuración electrónica para cada elemento b- ¿Qué tipo de unión existirá entre los átomos de una sustancia formada por O y X?. ¿ Por qué?. c- Escribir la estructura de Lewis y la fórmula mínima del compuesto X2O. Justificar el tipo de unión

8-Para el elemento de Z = 15, responder: a) ¿De acuerdo a su ubicación en la tabla periódica, es metálico o no metálico? b) ¿Tiene tendencia a formar cationes o aniones? Realiza la ecuación que lo demuestra

9-El elemento oxígeno pertenece al segundo período y al grupo 16 de la tabla periódica; mientras que el elemento X tiene número atómico 17. En base a los datos aportados:

a- Escribir la configuración electrónica para cada elemento b- ¿Qué tipo de unión existirá entre los átomos de una sustancia formada por O y X?. ¿ Por qué?. c- Escribir la estructura de Lewis del compuesto X2O

10-Completa el siguiente cuadro

11-Para los siguientes casos.

Br2O5 Li2O a- Tipo de unión presente

b- Estructura electrónica del producto formado c- Nombra de acuerdo a las tres nomenclaturas

12- El elemento nitrógeno=7 se une a un elemento X cuyo Z es igual a 38. En base a los datos aportados : a-Escribe la configuración electrónica para cada elemento (no puedes buscarla en la tabla periódica) b-Dibuja las cajas cuánticas para la configuración electrónica externa de los elementos mencionados c-¿Qué tipo de unión existirá entre los átomos mencionados? ¿Por qué? d-Escribe la estructura de Lewis del compuesto X3N2

e- Escribe la ecuación de formación balanceada estequiométricamente

TIPO DE UNIÓN

ELEMENTOS QUE LA

FORMAN

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

¿CONDUCEN ELECTRICIDAD?

¿PRODUCEN IONES?

¿SON SOLUBLES EN AGUA?

¿QUÉ LES SUCEDE A LOS ELECTRONES

IONICA

COVALENTE

METALICA

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Actividad nº 16 1. Dadas las siguientes sustancias: HCl Cl2 NaCl HF Br2 SiO2

a) Indique el enlace que presentan los átomos que la forman.

b) Los compuestos unidos pro fuerzas intermoleculares ¿Qué fuerzas intermoleculares tienen?

c) Ordene las 6 primeras según su punto de fusión decreciente.-

d) Hacer la estructura de Lewis y la formula desarrollada.-

1. Indique que fuerzas intermoleculares es posible encontrar en los siguientes compuestos: CO2 , H2 , Na , HBr

EJERCITACIÓN Nº 17 1) Representa la estructura de Lewis y fórmula desarrollada de las siguientes sustancias:

a) Cloruro de potasio K Cl b) Ioduro de calcio Ca Cl2 c) Óxido de litio Li2 O d) Oxido de aluminio Al2O3 e) Sulfuro de sodio Na2 S f) Óxido de calcio CaO g) Sulfuro de hidrógeno H2S

2) Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no metal del grupo de los halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca:

Enlace covalente Enlace metálico Enlace puente de hidrógeno Enlace iónico

3) Un sólido metálico está formado por: Iones positivos y negativos Núcleos positivos y electrones Iones positivos y electrones Átomos neutros que comparten electrones

4) ¿Cuál será el enlace químico más probable que puede establecerse entre los átomos de los siguientes elementos? a- Hierro – Hierro ............................................ b- Cloro – Magnesio......................................... c- Carbono – Oxígeno ..................................... d- Flúor – Flúor .................................................

5) Señala cuáles de los siguientes compuestos serán de tipo iónico: CaO (óxido de calcio) SO2 (dióxído de azufre NaF (fluoruro de sodio). N2O (óxido de dinitrógeno NH3 (amoníaco).

6) De los sólidos siguientes, marca los que son muy solubles en agua: Cobre (Cu) Cuarzo (SiO2) Fluorita (CaF2). Hierro (Fe) Silvina (KCl).

7) Combina los siguientes elementos y realiza la Estructura electrónica de su unión : a. Hidrogeno-Calcio b. Cloro- Hidrogeno c. Bario –Cloro d. Calcio-Oxigeno e. Azufre – Hidrogeno f. Potasio – Azufre g. Sodio – Oxígeno h. Aluminio-Oxigeno

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8) Realiza la ecuación de formación balanceada estequiométricamente para todos los compuestos del punto 7 9) Completa la siguiente tabla

Nombre y FMM/FM del compuesto

Representación de Lewis

Fórmula desarrollada Tipo de Unión

- Trióxido de azufre SO3

-Cloruro de sodio NaCl

- Agua H2O

- Dióxido de azufre SO2

- Metano CH4

-oxido de magnesio MgO

- Dióxido de carbono CO2

10) Completar el siguiente cuadro con la nomenclatura correspondiente :

FMM TRADICIONAL STOCK ATOMICIDAD

Ga2O3

Na2O

As2O5

FeO

NiO

Cs2O

SO2

SeO3

Cu2O

Cl2O7

PbO2

Br2O3

I2O5

ZnO

NaH

CaH2

HI

NH3

H2O

CH4

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Ejercicio nº 18

1. Realiza una red conceptual con los siguientes términos : Compuestos químicos , Reacción química , ecuación química , Fórmula molecular mínima, Fórmula desarrollada, Hidruros, Hidrácidos, Sales de Hidrácidos, binarios, óxidos

2. Confecciona, las configuraciones electrónicas y las FMM o FM de los óxidos e hidruros de los siguientes elementos: Mg, Ba, Fe, Cl

+3, Br

+1 , S

+4

3. Con las FMM del punto 2 realiza las ecuación de formación balanceada de óxidos e hidruros formulados 4. Realiza las estructuras electrónicas de los productos del punto anterior 5. Realiza la fórmula desarrollada según corresponda de los compuestos del punto anterior 6. Empleando las 3 nomenclaturas todos los compuestos formados .- 7. Escribe las FMM , Fórmula desarrollada y electrónica de los siguientes compuestos : Dióxido de Carbono,

Pentóxido de dinitrogeno, óxido Sulfurico, Óxido Hipoiodoso, Ácido Bronhidrico, Hidruro de Sodio, Cloruro Ferroso, Monóxido de Carbono.-

8. Dada la siguientes formulas: Br2O5 ; N2O3 ; SeO, H2S ; ClH, CaS ; NaBr . Indica : a- Tipo de compuesto b- Nombre tradicional y moderno c- Tipo de unión que mantienen sus elementos.

9. Escribe la estructura electrónica de los compuestos del punto 8 10. Con los óxidos que se indican a continuación :

Óxido de Bario; Trióxido de Azufre; Óxido perclórico; Óxido áurico; Óxido hipoyodoso; Óxido de Plata; Óxido plumboso

a. Escribe sus fórmulas moleculares .- b. Clasifica sus enlaces iónicos y covalentes.- c. Clasificalos en óxidos básicos o ácidos.- d. Escribe la estructura electrónica e. Escribir la fórmula desarrollada si corresponde.- f. Escribir la ecuación de obtención balanceada

11. Calcula el Número de oxidación de los elementos que forman las siguientes sustancias: a-H4P2O7 b- H2MnO4 c- H2Cr2O7 12. Indica los nombres de los siguientes compuestos : a- Br2O7 b- ZnO c- P2O5 d- Cr2O3 13. Con los siguientes elementos : Al ; C

+4 ; Ca ; Fe

+3 ; Li ; Cu

+1 ; Br

+3

a. Forma los óxidos, oxácidos, hidrácidos, hidróxidos y sales que se puedan b. Realiza la ecuación de obtención balanceada estequiométricamente c. Nómbralos.- d. Clasifica los compuestos formados e. Realiza la estructura electrónica y fórmula desarrollada ( si corresponde) de cada uno

14. Completa e iguala las siguientes ecuaciones:

a. ---------- + H2O H2SO3

b. MgO + H2O ----------------------

c. CO2 + H2O ----------------------

d. ---------------------- + --------------------- -Na(OH)