Propiedades de la materia y modelos atómicos

CLASE 1 TEMA: PROPIEDADES DE LA MATERIA OBJETVO: DETERMINAR Y DIFERENCIAR LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA DESCRIPCION: Propiedades de la materia ordinaria Propiedades generales: Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, el peso, volumen. Otras, las que no dependen de la cantidad de materia sino de la sustancia de que se trate, se llaman intensivas. El ejemplo paradigmático de magnitud intensiva de la materia másica es la densidad. Propiedades extensivas: Son las cualidades de la materia dependientes de la cantidad de que se trate. Son aditivas y de uso más restringido para caracterizar a las clases de materia debido a que dependen de la masa o cantidad de materia. Si de las propiedades intensivas puede decirse que caracterizan a las distintas sustancias o materiales, de las propiedades extensivas puede decirse que caracterizan a los cuerpos o los sistemas materiales. Propiedades intensivas y características: Son las cualidades de la materia independientes de la cantidad que se trate, es decir no dependen de la masa no son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. El ejemplo perfecto lo proporciona la densidad, que relaciona la masa con el volumen. Es el caso también del punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, etc. Propiedades químicas: Son propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando se combinan con otras, es decir, que les pasa en procesos por los que, por otra parte, las sustancias originales dejan generalmente de existir, formándose con la misma materia otras nuevas. Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos (reacciones químicas), mientras que las propiedades propiamente llamadas propiedades físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc. Ejemplos de propiedades químicas: Corrosividad de ácidos Poder calorífico o energía calórica Acidez Reactividad EJERCIO UNO DE EXPLICACION: PROP. GENERALESPROP. ESPECIFICASPROP. PARTICULARES CIERRE: EJERCICIOS: 1: ¿Menciona 5 propiedades generales de la materia? 2:¿Cuándo se describe a la materia por su característica de cantidad o masa se hace referencia a? 3:¿Qué diferencias existen entre las características físicas de las químicas? CLASE 2:MEZCLAS Y METODOS DE SEPARACION SUSTANCIAS: Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades (características que nos permiten identificarlas) y distinguirlas de otras sustancias. Una sustancia tiene una composición fija y propiedades que la distinguen. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas. MEZCLAS Las propiedades físicas son las que podemos medir sin cambiar la identidad de la sustancia, por ejemplo, color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza. Las propiedades químicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar (reaccionar) para formar otras sustancias. Cuando dos o más sustancias puras se mezclan y no se combinan químicamente, aparece una mezcla. Una mezcla puede ser separada en sus componentes (sustancias) simplemente por métodos físicos. Estas pueden ser clasificadas en homogéneas y heterogéneas. a) Mezclas heterogéneas: no son uniformes; en algunos casos, puede observarse la discontinuidad a simple vista (sal y carbón, por ejemplo); en otros casos, debe usarse una mayor resolución para observar la discontinuidad. Estas mezclas heterogéneas se les llama coloide (emulsiones y suspensiones) b) Mezclas homogéneas: son totalmente uniformes (no presentan discontinuidades al ultramicroscopio) y presentan iguales propiedades y composición en todo el sistema, algunos ejemplos son la salmuera, el aire. Estas mezclas homogéneas se denominan soluciones. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias dispersadas como moléculas, átomos o iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño. Existen soluciones donde las sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación; así, hay soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son soluciones), de gas en líquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones) Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente que se encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como solutos. Estado de la soluciónEstado del disolventeEstado del solutoEjemploGaseosoGaseosoGasosoAbreLíquidoLíquidoGaseosoOxígeno en aguaLíquidoLíquidoLíquidoAlcohol en aguaLíquidoLíquidoSólidoSal en aguaSólidoSólidoGaseosoHidrógeno en PlatinoSólidoSólidoLíquidoMercurio en PlataSólidoSólidoSólidoPlata en Oro El solvente o disolvente es el componente considerado como la sustancia que disuelve al otro componente o soluto. Esta distinción, aunque arbitraria, es bastante útil. Cuando ambos son líquidos, y uno de ellos es mucho más abundante que el otro, se le llama disolvente al más abundante: en el vinagre, el agua es el disolvente y el ácido acético, el soluto; en un ácido acético ligeramente contaminado con agua, la situación es inversa. Pero en ocasiones, la denominación de soluto y solvente se realiza simplemente adjudicando el primer nombre a aquella sustancia que nos interesa más desde el punto de vista químico; así, en las soluciones concentradas de ácido sulfúrico (tienen 98 g de ácido por cada 2 g de agua) se llama convencionalmente soluto al ácido sulfúrico. Diluida: es aquella que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto (o solutos) en relación a la cantidad de disolvente. Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de soluto. Estos términos son tan imprecisos como las palabras quot;
grandequot;
o quot;
pequeñoquot;
, en realidad, estos términos serán usados de acuerdo a la máxima cantidad de soluto que puede disolverse -en esas condiciones- en esa cantidad de solvente (que obviamente cambia de acuerdo a las sustancias consideradas). Saturada: precisamente, aquellas soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto posible disuelta en cierta cantidad de solvente, se denominan saturadas. La concentración de soluto en esas soluciones se denomina solubilidad; esta cantidad varía, en general, con la temperatura. Sobresaturada: en ocasiones, un solvente disuelve mayor cantidad de soluto que la que es posible a esa temperatura (mayor que la solubilidad); ese tipo de soluciones se denomina sobresaturada. Una solución de este tipo no representa una situación estable y finalmente deriva en la solución saturada correspondiente y un exceso de soluto sin disolver. Los diferentes sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo se denominan fases. Existen gran número de métodos para separar los componentes que forman una mezcla; en realidad, cada mezcla implicará el uso de uno o más métodos particulares para su separación en los componentes individuales. Describiremos brevemente solo algunos de estos métodos: METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS: Mezclas heterogéneas: Filtración, evaporación, decantación, centrifugado, tamizado, levigación, magnetismo, sublimación, selección, floculación. Mezclas homogéneas: Destilación, cromatografía, cristalización, electrolisis CLASE 2 EJERCICIO DE LA CLASE: EJERCICIO FINAL: Menciona cuales son los métodos utilizados para separar mezclas heterogéneas: de la siguiente lista cuales son mezclas homogéneas y cuales son mezclas heterogéneas: tostada y agua _______________________________ sopa de verdura ________________________________ bebida mineral ________________________________ jugo de fruta ________________________________ te ________________________________ café ________________________________ agua de mar ________________________________ agua potable ________________________________ agua y arena de playa ________________________________ agua y tierra ________________________________ agua y tiza ________________________________ agua y vinagre ________________________________ describe al tipo de mezcla saturada y sobre saturada: CLASE 3 LOS ÁTOMOS Evolución del Modelo Atómico: La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica. Modelo de Dalton: Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Este primer modelo atómico postulaba: La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+). Modelo de Thomson Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel. Detalles del modelo atómico: Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica. Diseño una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. En número de cargas negativas y positivas adecuadas para neutralización de cargas. Modelo de Rutherford Modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste. Modelo de Bohr Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. “El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas) Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz). Modelo de Schrödinger: Modelo Actual Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía. Después de que Louis-Víctor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, 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. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxígeno. EVOLUCION DE LA TABLA PERIODICA: Ley de las tríadas: En 1817 Johann Dobereiner observó que el peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario, en 1829 descubre la triada de halógenos compuesta por cloro, bromo y yodo, y la triada de litio, sodio y potasio elementos que poseen propiedades químicas similares entre si en sus respectivas familias dando así el resultado del elemento central como un promedio de los dos extremos. (la Ley de Tríadas). Las investigaciones llevadas a cabo presentaban la dificultad de que no siempre se disponía de valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de regularidades. Dimitri Mendeleyev: publicó en el año 1869 una tabla periódica en la que situó todos los elementos conocidos en aquella época, ordenando los elementos de forma tal que los elementos pertenecientes a una misma familia aparecen en la misma línea horizontal. El descubrimiento del helio causó a Mendeleyev una gran contrariedad, ya que este nuevo elemento no tenía un lugar adecuado para colocarse en la Tabla, pero en el fondo fue una brillante confirmación de la ley periódica ya que el helio, junto con los demás gases nobles descubiertos más tarde, constituyeron el grupo 0. Éstas eran anomalías en la tabla, así que él predijo debido a la universalidad de la ley la existencia de los elementos con las características indicadas por el espacio que ocupan en la tabla. Empleó la palabra sánscrita eka, que significa uno. En 1875 el francés Lecoq de Boisbaudran encontró al eka-Aluminio y lo llamó Galio; en 1879 eka-Boro fue descubierto por el sueco Nilson que lo llamó Escandio; finalmente en 1886 el alemán Winkler encontró al Germanio. EJERCICIO DE CLASE: THOMPSON PRINCIPALES AVANCES POR LOS CIENTIFICOSAPORTACIONESATOMO J. DALTON: EJERCICIO FINAL: ¿En cual de las teorías se hace mención que todos los átomos poseen energía asociada pero que la capa u orbital externo existe una mayor cantidad de dicha energía? Cierto o Falso que los electrones no son pequeñas bolitas diminutas ya que estas no existen como tal pero que los electrones se mueven de una forma ondulatoria: Describe las principales aportaciones del conocimiento de los elementos químicos según Dimitri I. Mendeleyev. CLASE 4: CONFIGURACION ELECTRONICA La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Dos electrones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente. En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón, se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: El número cuántico principal (n), que está relacionado con la energía del electrón. esto demuestra el tamaño del orbital 0-7 El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo que está relacionado con el momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital. Esta significa la forma del átomo. S, P, D, F El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número entero (positivo, negativo o cero), relacionado con el tercer componente del momento angular. S=1 P=3 D=5 F=7 El número cuántico de spín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o -1/2. En resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Bloques de la tabla periódica : Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica. Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones son más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos. Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama. *Regla del octeto: Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spín +1/2 y otro de spín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2. En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%. Distribución Electrónica: EDIFICACION PROGRESIVA DE AUFBAU Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4F 5d 6P 7S 5F 6d 7P *Analicemos las configuraciones de los siguientes elementos: Ne101s2s2, 2p6 Mg121s2, 2s2, 2p6, 3s2 Ar181s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6Fe261s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6Kr3612s, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6Sr381s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6, 5s2 EJERCICIO DE CLASE: Numero cuántico que hace referencia a los subniveles de energía. ¿Cuál es la cantidad de electrones que el orbital (d y f)? ¿Cuántos tipos de configuración existen? EJERCICIO FINAL: Realiza las siguientes configuraciones químicas: ATOMOCONFIGURACION ELECTRONICA SEGÚN PAULISi14Rb37Ti22 CLASE 5: CONFIGURACION ELECTRONICA Y ESTRUCTURA DE LEWIS METODO DE PAULI: 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4F 5d 6P 7S 5F 6d 7P METODO DE KERNEL Si realizamos la configuración electrónica de átomos multielectrónicos. Como la plata y el bario, nos daremos cuenta que es muy laboriosa por el número de subniveles y electrones que debemos llenar y distribuir. En estos casos, se emplea el método del kernel, el cual es una abreviatura de la configuración de un gas noble: Ne. 10 Ar 18 kr 36 Xe 54 Rn 86 Ejemplo 16 S 10 Ne Ubicar el nivel del átomo a configurar. Determinar cual es gas noble que antecede en cantidad de electrones. siempre esta en el nivel anterior. Solo se utiliza el nivel de configuración donde esta ubicado el elemento ejemplo. Te 52N= 5S=pKr 36Ba 56N= 6S= SXe 54 6s25S2 4d10 5p4 *como los métodos de los números cuánticos y las configuraciones de Arnold Sommerfield, Pauli y Kernel no utilizaron todos los números cuánticos en estas aplicaciones solo se utilizaron la (n y la l) y por lo tanto la llegada de otro científico de nombre Hund que emplea la (m y la s) que son las orientaciones y la trayectoria. *las orientaciones (m) que son para: representados por recuadros S=1p=3d=5f=7 * Y para agregar la cantidad de electrones se ubican de acuerdo a la capacidad de cada uno de los subniveles. S=2p=6d=10f=14 Te 52 N= 5 S=p Kr 36 5S2 4d10 5p4 Estructura de Lewis, también llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapareados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece. Según la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo, Sin embargo, hay excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo electrón en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su electrón con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar quot;
octetos expandidosquot;
--es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en orbitales d. Ejemplos del modelo: Al2O3: procedimiento: determinar la valencia de cada uno de los elementos y esto puede realizarse con la tabla periódica o realizando la configuración electrónica y determinando si es factible que cedan electrones o que acepten según esta regla “si la valencia es menor de 5 ceden y si es mayor aceptan” caso especifico aluminio ( +3) oxigeno (-2) ya que el aluminio para tener ocho es su ultimo nivel le sobran 3 y el oxigeno le faltan 2 el signo de la parte izquierda siempre es positivo y significa que cede y el signo de la parte derecha es negativo y significa que acepta electrones. posteriormente se distribuyen así: Al+++ * **0*** + * **0*** Al+3 + 3 + * **0***+ (-2) Al+++ * **0*** cede 3 acepta 2 cada uno= 6 electrones EJERCICIO DE CLASE: Realiza la configuración electrónica del prometió (61) con el método de Pauli Menciona cual de los métodos utiliza todos lo números cuánticos ¿Qué es la regla del octeto? Realiza por el método de Lewis el siguiente compuesto químico CO2 EJERCICIO DE EVALUACIÓN: configura por el método de kernel al tantalio Ta73 Utilizando el método de Hund y Pauli configura electrónicamente al Germanio (Ge32) Realiza con la estructura de Lewis el siguiente compuesto: NH3 CLASE 6NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA Número o estado de oxidación: o estado de oxidación (EDO), es un concepto teórico convencional que es importante tener en cuenta para la nomenclatura en química inorgánica. Se define como la carga aparente que adquiere un átomo cuando forma parte de un compuesto. Cada elemento químico tiene una capacidad de combinación que le es propia y que se designa por uno o más números enteros positivos y/o negativos Estado de oxidación de los elementos representativos. Grupo IGrupo IINombreSímboloEDONombreSímboloEDOLitioLi+1BerilioBe+2SodioNa+1MagnesioMg+2PotasioK+1CalcioCa+2RubidioRb+1EstroncioSr+2CesioCs+1BarioBa+2FrancioFr+1RadioRa+2Grupo IIIGrupo IVNombreSímboloEDONombreSímboloEDOBoroB+3CarbonoC+2 y +4AluminioAl+3SilicioSi+2 y 4GalioGa+3GermanioGe+2 y 4IndioIn+3EstañoSn+2 y +4TalioTl+3PlomoPb+2 y +4Grupo VGrupo VINombreSímboloEDONombreSímboloEDONitrógenoN+1, +2, 3, +4 y +5OxígenoO-1 y -2FósforoP3 y+5AzufreS2, +4 y +6ArsénicoAs3 y+5SelenioSe-2, +4 y +6AntimonioSb3 y+5TeluroTe-2, +4 y +6BismutoBi+3 y +5PolonioPo2 y +4Grupo VIINombreSímboloEDOFlúorF-1CloroCl1, +3, +5 y +7BromoBr1 y +5YodoI1, +5 y +7AstatoAt1, +5 y +7 Estado de oxidación de algunos elementos de transición. Grupo IGrupo IINombreSímboloEDONombreSímboloEDOCobreCu+1 y +2ZincZn+2PlataAg+1CadmioCd+2OroAu+1 y +3MercurioHg+1 y +2Grupo VIGrupo VIINombreSímboloEDONombreSímboloEDOCromoCr+2, +3 y +6ManganesoMn+2, +3, +4,MolibdenoMo+2, +3, +4, +5 y +6+6 y +7Grupo VIIINombreSímboloEDOHierroFe+2 y +3CobaltoCo+2 y +3NíquelNi+2 y +3PaladioPd+2 y +4PlatinoPt+2 y +4 Con fines netamente prácticos definiremos algunas reglas que nos permiten determinar el estado de oxidación de los elementos constituyentes de una fórmula química. El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es 0. El número de oxidación para el hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro que es -1. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma peróxido que es -1. El número de oxidación de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es +1. El número de oxidación de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es +2. Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuenta las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que componen un compuesto neutro es cero, y de un ion es igual a su carga. *REGLAS GENERALES Para determinar el nombre de los compuestos es necesario determinar en primera instancia si existe la presencia de metales o no metales en la formula. *Si están presentes los metales la terminación que se usara serán con OSO la Valencia MENOR (OXIDOS) *Si están presentes los no metales las terminaciones que se usaran serán con: (ANHIDRIDOS, ACIDOS OXIACIDOS). Valencias 1- 2 hipo ___oso 3- 4 ___oso 5- 6 ___ico 7 per ___ico En el caso especifico de las SALES BINARIAS; para los no metales siempre traban con su valencia menor dependiendo al grupo par e impar (-1 y -2 con excepción del fósforo y el boro -3) y se les dará la terminación URO (sin oxigeno) y a los Metales con las terminaciones OSO e ICO dependiendo su valencia. En el caso especifico de los ACIDOS HIDRACIDOS; los no metales siempre trabajan con su valencia que va de acuerdo con su grupo y su terminación será HIDRICO. En el caso especifico de las SALES TERCIARIAS que se utilizan una combinación de terminaciones es necesario primero nombrar al ION ejemplo (SO4) ion sulfato por lo cual se utilizara una tabla parecida para nombrar a los anhídridos.Valencias 1- 2 hipo ___ito 3- 4 ___ito 5- 6 ___ato 7 per ___ ato Y posteriormente diferenciar entre átomos metálicos y no metálicos para determinar su terminación como metales o como no metales utilizando cualquiera de las tablas anteriormente citadas. En el caso especifico de los ACIDOS OXIACIDOS es necesario tener en cuenta que provienen de la unión de los anhídridos y el agua y por lo tanto tendremos un compuesto con tres elementos y que el oxigeno siempre estará presente con una valencia de -2 y la del hidrogeno de +1 y que solo el elemento intermedio entre estos variara la valencia dependiendo a su grupo desde +1 hasta +7 utilizando tabla del perico para nombrarlas. En el casos especifico de los HIDROXIDOS siempre estará presente un ion HIDROXILO (OH)-1 y se dará nombre con la terminación de OSO e ICO respectivamente EJERCICIO DE CLASE: 1. Determine el estado de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos: MnO4 ____________________ H2SO4 _______________________________ CO2 ____________________ K2Cr2O7_______________________________ 2. ¿Cuáles son las fuerzas predominantes para que los compuestos químicos se establezcan como tal? 3. Determine a que tipo de compuesto pertenece esta formula SO3 ____________________________ EJERCICIO DE EVALUACIÓN: Determine el nombre de los siguientes compuestos químicos: Cu2O__________________ NO2__________________ Mg(OH)2__________________ Determine cual es la formula del los siguientes compuestos químicos: Hidróxido de bario___________________ Oxido plúmbico___________________ Anhídrido fósforico___________________ CLASE 7 NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA (continuación) COMPUESTOCOMPOSICIONTERMINOLOGIAREGLASOXIDOMETAL + OXIGENOSegún la valencia mayor = icoMenor = osoSe nombra dando la terminación oso e ico correspondientes a cada valencia y si es valencia intermedia se nombra con IUPAC FeO ANHIDRIDOSNO METAL + OXIGENO1- 2 hipo ___oso3- 4 ___oso5- 6 ___ico7 per ___icoSe nombra siempre con la relación de la valencia y esta siempre esta en relación al grupo del elemento Br2O7 HIDROXIDOSMETAL + ION HIDROXILOSegún la valencia mayor = icoMenor = osoSe nombra dando la terminación oso e ico correspondientes a cada valencia y si es valencia intermedia se nombra con IUPAC esto para el metal y para el ion hidroxilo (OH)-1 se respeta la valencia -1 Mg(OH)2 ACIDOS HIDRACIDOSHIDROGENO + NO METALSe manejan el término hídrico, para el no metal. Los elementos no metales siempre van a trabajar con su valencia menor dependiendo a su grupo -1 para los impares y -2 para los pares con excepción del (P Y B) con -3 H2C OXIACIDOSHIDROGENO + NO METAL + OXIGENO1- 2 hipo ___oso3- 4 ___oso5- 6 ___ico7 per ___icoLa terminación se dará únicamente al elemento no metálico, identificándola por medio de una operación matemática que dará como resultado cero debido a que todos los átomo y moléculas son neutras y están en relación de su grupo y el (P Y B) son excepción H2SeO3 SALES BINARIASMETAL + NO METALSegún la valencia mayor = icoMenor = osoY uro para el no metal Los no metales presentan una valencia y es la menor dependiendo a su grupo y el termino oso e ico para los metales será la forma de la terminación del nombre del compuesto. CaF2 TERCIARIASMETAL + ION NO METALICO1- 2 hipo ___ito 3- 4 ___ito 5- 6 ___ato 7 per ___ ato Se utiliza las reglas para nombrar a los anhídridos con la terminación cambiada pero con el mismo procedimiento y para los metales con oso e ico. Fe2(SO4)3 EJERCICIO DE CLASE: Clasifica los siguientes compuestos como óxidos, anhídridos, hidróxidos, acidos y sales B2O3________________ W2O5________________ HF________________ KMnO4________________ LiF________________ De nombre al siguiente compuesto: a)MgSO4_______________________ b)H3P_______________________ EVALUACIÓN DE CLASE: De el nombre de los siguientes compuestos: H2CO2_________________ RbBr_________________ CuCO3_________________ De la formula de los siguientes compuestos: Acido yodhídrico___________________ Selenuro de bario___________________ Carbonato de sodio___________________ CLASE 8Balanceo de ecuaciones químicas Las reacciones químicas son la expresión escrita de una transformación de la materia y la energía y esta en el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa y la energía. Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción. A + B -> C + D Reactivos -> Productos Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todo el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia. Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en  H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos  5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación H2O + N2O5 -> NHO3  Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno. H2O + N2O5 -> 2 NHO3  Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)  Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3) Otros ejemplos HCl + Zn -> ZnCl2 + H2 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H2 KClO3 -> KCl + O2 2 KClO3 -> 2KCl + 3O2 Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxidorreducción) En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.) Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguiente pasos 1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación. Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:  En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos  El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, con excepción los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1  El Oxigeno casi siempre trabaja con -2  Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0 * Regla: El primer elemento a ser balanceado es el metal y posteriormente el no metal, siguiente el Hidrogeno y por ultimo el Oxigeno que se balancea por si solo al igualar las cantidades de los elementos anteriores. 2) Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación Fe0 + O02 -> Fe+32O-23 Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Hierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Hierro de 0 a +3 3) Se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción El hierro oxida con 3 y el Oxigeno reduce con 2 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0, se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0 Hierro se oxida en 3 x 2 = 6e- Oxigeno se reduce en 2 x 3 = 6e- 5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa 12Fe + 9O2 -> 6Fe2O3 Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo Cu + HNO3 -> NO2 + H2O + Cu (NO3)2 0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2 +2 -1 Cu + HNO3 -> NO2 + H2O + Cu (NO3)2 Cu0-> Cu+2 = oxida en 2 x 1 = 2e- N+5-> N+4 = reduce en 1 x 1 = 1e- Cu + HNO3 -> 2NO2 + H2O + Cu (NO3)2 Cu + 4HNO3 -> 2NO2 + 2H2O + Cu (NO3)2 EJERCICIO DE CLASE: Determina la cantidad de átomos de los siguientes compuesto químicos: 5 K2Cr2O7___________________________________________ 4 Mn(NO3)2__________________________________________ Determina la valencia de los siguientes átomos y compuestos químicos: Fe2(SO4)3____________________________ NaHSO4____________________________________ Balancea la siguiente ecuación química por Tanteo: *SnCl2 + HgCl2 -> SnCl4 + Hg2Cl2 EVALUACIÓN: Balance la siguiente ecuación química por el método de tanteo PCl5 + H2O -> HCl + H3PO4 Balancea la siguiente ecuación química por el método de Oxido reducción. CuO + NH3 -> N2 + Cu + H2O

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