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Manual de Química

Parte 1

Unidad de Acompañamiento y Acceso a la Universidad

2MANUAL DE QUÍMICA MANUAL DE QUÍMICA

3UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD

TABL

A DE

CON

TEN

IDOS

Antes de comenzar: hábitos para aprender química 5Contenidos y textos de estudio 6¿Por qué se debe estudiar y aprender química? 7¿Cómo utilizar esta guía? 8Apunte 1: propiedades de la materia y sus medidas 8Quimiinstrúyete: resumen teórico 8Clasificación de la materia 8Estados de la materia y cambios de estado 9Propiedades de la materia 10Unidades de medida: si 10Prefijos utilizados para unidades del si 12Notación científica 12Cifras significativas 13Ejercicios resueltos: 13El resultado de una división o multiplicación: 14El resultado de una suma o resta: 14Quimiejercita: ¿cómo resolver? 14Estrategia 15Solucionario: 15Estrategia 16Quimientrénate: ejercicios propuestos 17Clasificación y propiedades de la materia 17Cifras significativas, conversión y unidades si 17Solucionario 19Clasificación y propiedades de la materia 19Cifras significativas, conversión y unidades si 19Apunte 2: estructura atómica y enlace químico 20Esquema de contenidos 20Quimiinstrúyete: resumen teórico 20Teoría atómica de john dalton, químico británico, 1803: 21Modelo atómico de joseph thomson, científico británico, 1903: 21Modelo atómico de ernest rutherford, geiger y marsden, 1910: 21Modelo atómico de niels bohr, 1913: 21Resumiendo: 22Átomo, número atómico, número másico y masa atómica 23Tipos de átomos 24Isótopos, isóbaros e isótonos 24Cálculo masa atómica promedio 25Ejercicio resuelto: 25Números cuánticos 26Número cuántico principal (n) 26Número cuántico del momento angular o secundario (l) 26Número cuántico magnético (ml) 28Número cuántico de espín (ms) 28Configuración electrónica 29Regla 2: principio de exclusión de pauli 29Regla 3: regla de hund 29Regla 1: principio de la mínima energía 29Ejercicio resuelto: 30¿Cómo escribir la configuración electrónica? 30Tabla periódica 31Propiedades periódicas 33



Estructura de lewis 34Electrones de valencia 34Símbolos de lewis 35Regla del octeto 35Regla del dueto 35¿Cómo definir la estructura de lewis para una sustancia? 35Excepciones a la regla del octeto 37Enlace químico 38Geometría molecular 40¿Cómo aplicar la teoría rpecv? 41Quimiejercita: ¿cómo resolver? 41Quimientrénate: ejercicios propuestos 42Teoría atómica y número de partículas 42Masa atómica promedio 43Configuración electrónica y propiedades periódicas 43Estructura de lewis y enlace químico 44Solucionario 44Teoría atómica y número de partículas 44Masa atómica promedio 45Configuración electrónica y propiedades periódicas 45Estructura de lewis y enlace químico 45Apunte 3: sustancia y estequiometría 46Esquema de contenidos 46Quimiinstrúyete: resumen teórico 46Sustancias inorgánicas 47Estado o número de oxidación 47Nomenclatura sistemática 48Nomenclatura tradicional 48Nomenclatura stock 48Clasificación sustancias inorgánicas 49Compuestos binarios 49Compuesto ternarios 51Sustancias cuaternarias 52Magnitudes 53Masa atómica 54Masa molecular 54Masa formular 54Masa molar 54Mol 54Ejercicios resueltos: 56Fórmulas químicas 57Reacciones químicas 59Balances de ecuaciones químicas 60

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MANUAL DE QUÍMICA7UNIDAD DE ACOMPAÑAMIENTO Y ACCESO A LA UNIVERSIDAD

Antes de comenzar: hábitos para aprender químicaMuchas veces hemos escuchado o nos han preguntado si tenemos o no hábitos de estudios. Si no sabe de qué se trata, no desespere, pues la mayoría de los estudiantes comienzan o terminan de desarrollarlos en la universidad. En general, los hábitos de estudios son válidos para cualquier asignatura, sin embargo, a continuación, se presentan aquellas prácticas más recomendables para enfrentar con éxito la asignatura de química.



Contenidos y textos de estudioEn la universidad las asignaturas de química de primer año abordan prácticamente los mismos contenidos generales, con algunas diferencias propias del perfil particular de cada carrera. Por ello, es frecuente encontrar en todas las asignaturas la mayor parte de los siguientes contenidos:

1.- Propiedades de la materia y sus medidas2.- Estructura atómica y enlace químico3.- Cambio químico y estequiometría4.- Disoluciones5.- Fuerzas intermoleculares6.- Gases7.- Termoquímica8.- Cinética química9.- Equilibrio químico10.- Ácidos y bases11.- Redox12.- Química orgánica

Para cada contenido que le corresponda abordar es recomendable apoyar los estudios con algunos de los textos de química de uso y recomendación universal. A saber, una revisión de los textos disponibles en las bibliotecas de las mejores universidades a nivel mundial y latinoamericano da cuenta que al igual que en la UCSC los textos más utilizados y recomendados por docentes para estudiar y aprender química son:

QuímicaRaymond Chang

10ª Edición

Química la Ciencia CentralT. Brown, H. LeMay y B. Bursten

9ª Edición

Química GeneralR. Petrucci, W. Harwood y

F. Herring 8ª Edición

La idea de mostrar las portadas de algunas de sus ediciones es que pueda reconocerlo con mayor facilidad en biblioteca y comiencen a resultar familiares, en general, cualquier estudiante que cursa una asignatura de química general en alguna universidad, jamás olvida al menos uno de ellos. Tenga presente, que estás u otras ediciones son igual de recomendables, te apostamos que el corto tiempo ya tendrás tu preferido.

¿Por qué se debe estudiar y aprender química?

Bueno, porque la química es una ciencia imprescindible para otras ramas de la ciencia, como la física, biología y medicina; porque no agota su utilidad en la ciencia, más bien es traslapado a la vida cotidiana en sectores que no tienen necesariamente que ver con los campos científicos, por ejemplo, la química de la cocina; porque es una ciencia atractiva y divertida, principalmente debido a su carácter experimental; porque ha beneficiado desde siempre a la humanidad, desde las mejoras en la conservación de los alimentos al descubrimiento de medicamentos y fármacos que han aumentado la esperanza de vida de la población; y, porque todo es química, está en todas partes y constantemente estamos haciendo química, consciente o inconscientemente, por ejemplo, cuándo nos bañamos, respiramos e incluso cuando nos enamoramos. Entre los usos principales de la química se destacan, a modo de ejemplo, los que aparecen en el Esquema 1.

Esquema 1: Usos y aplicaciones de la química



¿Cómo utilizar esta guía?

Revisar el sillabus de tu asignatura.Ubica el apunte correspondiente a la siguiente clase.Prepárate para la clase revisando la sección RESUMEN TEÓRICO de tu apunte.Lleva tu apunte a clases y complementa los contenidos en tu cuaderno.Refuerza los contenidos realizando ejercicios propuestos en clases, en el apunte y otros que haya propuesto el docente en guía o textos.Complementa tus conocimientos revisando el capítulo correspondiente en algunos de los textos recomendados.

Apunte 1: Propiedades de la Materia y sus Medidas

Esquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico Por definición, la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, por ejemplo, el ser humano, una flor, el aire, el agua, la sal de mesa, una célula, el gas de un globo, el alcohol, una mesa, etc.

Clasificación de la materiaLa materia se clasifica en sustancias puras y mezclas, considerando su composición y tamaño de partículas. A continuación, se presenta las definiciones de cada una de ellas y sus subdivisiones.

Sustancia pura: Tienen una composición definida y constante. No se descomponen en otras más simples por métodos físicos. Pueden ser elementos o compuestos.

Elemento: Átomo o grupos de átomos de la misma clase o tipo. - Ejemplo: cobre (Cu), cloro (Cl), nitrógeno molecular (N2), hierro sólido (Fe(s)), ozono (O3). En decir, cualquier elemento de la tabla periódica y sustancias elementales formadas por el mismo tipo de átomo.Compuesto: Dos o más átomos distintos unidos mediante algún tipo de enlace. - Ejemplo: agua (H2O), glucosa (C6H12O6), sal común (NaCl), sulfato de cobre dihidrato (CuSO4*2H2O). Es decir, se incluyen todas las moléculas de dos o más átomos distintos y los sólidos cristalinos y amorfos. Mezcla: Combinación de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Se pueden separar por métodos físicos. Pueden ser homogéneas o heterogéneas.Mezcla homogénea: Sus componentes estás distribuidos de manera uniforme, de tal forma, que es imposible distinguir entre ellos. - Ejemplo: agua potable, aire, orina, leche descremada y las aleaciones metálicas.Mezcla heterogénea: Sus componentes no están distribuidos de manera uniforme, de tal forma, que es posible distinguir entre ellos.- Ejemplos: agua con aceite, arena en agua, pan de pascua, aceite trifásico, un plato de cazuela y el granito.

Estados de la materia y cambios de estadoLa materia se presenta comúnmente en estado sólido, líquido y gaseoso. Sin embargo, actualmente también se incluyen el plasma y condensado de Bose-Einstein. A continuación, se describen características de cada uno.Estado sólido: Las partículas se encuentran fuertemente unidad entre sí, ocupando posiciones fijas, por lo que son rígidos. Tienen un volumen constante. Estado líquido: Las partículas se encuentra unidas por fuerzas de mediana intensidad, logrando así poder deslizarse unas entre otras. Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene.Estado gaseoso: Las partículas están separadas por grandes distancias, por lo que no hay fuerzas de atracción o son muy débiles. Tienden a ocupar todo el espacio disponible en cualquier volumen sin importan el tamaño.Estado plasma: Las partículas además de estar separadas, pueden estar cargadas eléctricamente, por ello, bajo la influencia de un campo magnético pueden formar estructuras como filamentos, rayos y capas dobles.Estado Bose-Einstein: Estado que se da en ciertos materiales a temperaturas cercanas al cero absoluto (0 K o -273,15 °C).

La materia puede experimentar cambios de estado debido a la absorción o liberación de energía, generalmente en forma de calor. El nombre de los cambios de estados entre sólidos, líquido y gases, se presentan en el Esquema 2.

Esquema 2: Cambios de estados experimentados por la materia



Propiedades de la materiaCorresponden a cualidades y atributos utilizados para distinguir una muestra de materia de otra. En general, se agrupan en dos grandes categorías: físicas y químicas.

Propiedades Físicas: Son aquellas que se pueden medir sin que cambie la composición e identidad de la muestra analizar.Por ejemplo: olor, color, densidad, solubilidad, viscosidad, estado de agregación, temperatura, etc.Propiedades Químicas: Son aquellas que se miden mediante una transformación química, es decir, la muestra analizar se hace reaccionar con otra(s) sustancia(s) y se convierten en nuevas sustancias de composición diferente a las iniciales.Por ejemplo: oxidación, reducción, combustión, neutralización, polimerización, fermentación, fotosíntesis, etc.

Unidades de medida: SIEl sistema internacional de unidades (SI), corresponde a un lenguaje universal para medir distintas magnitudes y así poder comunicarnos independiente del lugar del mundo en que se realice la medición. El SI es una versión moderna del sistema métrico, basado en la unidad de longitud llamada metro (m) y que originalmente se definió como la diezmillonésima parte de la distancia del Ecuador al Polo Norte. El SI sustituyó esa definición por una que pudiera reproducirse en cualquier parte del mundo, así 1 metro es la distancia recorrida por la luz en el vacío en 1/299 792 458 de segundo (divide en tu calculadora para que veas del poco tiempo que se trata).La longitud es una de las siete magnitudes fundamentales del sistema SI, pues cualquier otra magnitud corresponde a unidades que derivan de estas siete. Las siete magnitudes del SI de medida de presentan en la Tabla 1.

Tabla 1: Magnitudes básicas SI

La masa es la medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo. La masa, se diferencia del peso, pues este se define como la fuerza con que la Tierra atrae a un cuerpo hacia su centro. Las relaciones entre las unidades de masa, más utilizadas, son las siguientes:

Relaciones entre las unidades de masa más utilizadas:

1 kilo = 0,001 t = toneladas1 kilo = 1000 g = gramos1 kilo = 1*106 mg = miligramos1 kilo = 1*109 µg = microgramos1 kilo = 2,20462 lb = libra

La temperatura es la medida del grado de movimiento de las partículas de un cuerpo. Aunque su unidad en el SI es el kelvin (K), comúnmente se mide en grados Celsius (°C) y se expresa en grados Fahrenheit (°F). Para

Magnitud física Unidad AbreviaturaLongitud metro m

Masa kilógramo kgTiempo segundo s

Temperatura kelvin KCantidad de sustancia mol mol

Intensidad de corriente eléctrica amperio A

Intensidad luminosa candela cd

determinar la temperatura y realizar transformaciones entre sus unidades, se deben utilizar las siguientes fórmulas:

Muchas propiedades se expresan mediante combinaciones de estas magnitudes básicas o fundamentales y se les denomina unidades derivadas, por ejemplo, el volumen que tiene unidades de (longitud)3 y la unidad estándar SI de volumen es el metro cúbico (m3). Aunque las unidades de volumen más frecuente son el centímetro cúbico (cm3) y el litro (L). Otro ejemplo de unidad derivada es la velocidad, longitud dividida por tiempo, como m/s o m s-1.

El volumen es la medida del espacio que ocupa una muestra de materia. Las relaciones entre unidades de volumen, más utilizadas, son las siguientes:

Relaciones entre las unidades de volumen más utilizadas:

1 m3 = 1000 L = litro1 m3 = 1*106 mL = mililitro1 m3 = 1*106 cm3 = centímetros cúbicos1 L = 1000 mL = mililitro1 L = 1000 cm3 = centímetros cúbicos1 mL = 1 cm3 = centímetros cúbicos

La densidad es la relación que existe entre la masa y el volumen de un cuerpo. Su unidad en el SI es el kg/m3, sin embargo, como son muy grandes, se usa g/cm3. La densidad se calcula:

Como es una propiedad característica de la materia, cada sustancia tiene su propia densidad. Esto permite diferenciar una sustancia de otra.La presión representa la intensidad que la fuerza ejerce sobre cada unidad de área de la superficie considerada. La unidad de presión empleada en el Sistema Internacional es el pascal (cuyo símbolo es Pa). También son habituales la atmósfera (atm), el bar, el torricelli (Torr), el milímetro de mercurio (mmHg, equivalente al Torr), tal como se puede observar en la siguiente tabla de equivalencias:

Pa atm bar Torr o mmHg psiPa 1 0,00001 0,00001 0,0075 0,0000145

atm 101.325 1 1.013 760 14,7bar 100.000 0,987 1 750 14,504

Torr o mmHg 133,3 0,03342 0,001333 1 0,01934psi 6895 0,0681 0,0689 51,715 1



Prefijos utilizados para unidades del SIAhora bien, las magnitudes que difieren de la unidad básica en potencias de diez se indican por medio de prefijos escritos antes de la unidad básica. Por ejemplo, el prefijo kilo significa mil veces (103) la unidad básica y se abrevia por k. Así un kilómetro = 1000 metros o 1 km = 1000 m. En la Tabla 2 se muestran los prefijos del SI.

Múltiplo Prefijo Múltiplo Prefijo1018 exa (E) 10-1 deci (d)1015 peta (P) 10-2 centi (c)1012 tera (T) 10-3 milli (m)109 giga (G) 10-6 micro (µ)106 mega (M) 10-9 nano (n)103 kilo (k) 10-12 pico (p)102 hecto (h) 10-15 femto (f)10 deca (da) 10-18 atto (a)

Tabla 2: Prefijos SI

Notación científicaSe utiliza para trabajar con números grandes o pequeños, de acuerdo con la siguiente fórmula:

a x 10b

Dondea : es igual a un número entre 1 y 10b : es un número entero positivo

Si un valor es muy grande, se corre la coma decimal hacia la izquierda hasta que el valor esté entre 1 y 10. En este caso, b es positivo. Por ejemplo:

354.000 = 3,54*105 ¿dónde está la coma? = 354.000,0

Si un valor es muy pequeño, la coma decimal se corre hacia la derecha y b es negativo. Por ejemplo:

0,000000058 = 5,8*10-8

Cifras significativasSe utilizan para indicar el margen de error que existe en las mediciones, se debe señalar el número de cifras significativas (cs), que son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. Ejemplo: Diferencias en el margen de error entre una balanza granataria y una analítica, observe la cantidad de decimales que cada aparato informa.

Margen de Error Balanza Granataria: ± 0,01 Margen de Error Balanza Analítica: ± 0,0001

¿Cómo determinar la cantidad de cifras significativas en una magnitud?Todo número distinto de cero es una cs.Los ceros entre números son cs.Los ceros a la izquierda no son cs.Los ceros a la derecha si son cs.

Ejercicios Resueltos:

Número Cantidad de cs Número Cantidad de cs25 2 cs 0,10000004 8 cs

31,084 5 cs 45.000 5 cs0,0000431 3 cs 1.000.000 7 cs6,022*1023 4 cs 0,02000 4 cs

¿Cómo expresar el resultado de una operación con la cantidad correcta de cs?Un requisito importante en los cálculos es que la precisión no puede aumentar ni disminuir en los cálculos en que intervienen las magnitudes medidas.



EL RESULTADO DE UNA DIVISIÓN O MULTIPLICACIÓN: Tiene como máximo tantas cifras significativas como la magnitud con menor cs.

14,79 cm * 12,111 cm * 5,05 cm = 904 cm3 (4 cs) (5 cs) (3 cs) (3 cs)

EL RESULTADO DE UNA SUMA O RESTA: Tiene como máximo tantas cifras significativas como la magnitud con menor cantidad de decimales.

0,2346 g (4 cs) 1,2 g (2 cs)+ 3,89765 g (6 cs) 5,3 g (2 cs)

QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?

Ejemplo 1: Clasifique los siguientes ejemplos de materia como elementos, compuestos, mezcla homogénea y mezcla heterogénea.

Bicarbonato de sodio, NaHCO3 Bronce (aleación cobre y estaño)

Mercurio (Hg) Granito

EstrategiaBicarbonato de sodio, NaHCO3

Solucionario:a) Bicarbonato de sodio, NaHCO3 = Compuestob) Bronce (aleación cobre y estaño) = Mezcla Homogéneac) Mercurio (Hg) = Elementod) Granito = Mezcla Heterogénea

Ejemplo 2: Determine la densidad en g/cm3 de un cubo de aluminio de 15 centímetros de lado y una masa de 8.775.000 miligramos. No olvide considerar las cifras significativas.



Estrategia

Para tener en cuenta:

Presta

atención a la configuración de tu calculadora.

Realiza el siguiente

ejercicio: Escribe 1000 (mil) en

tu calculadora y nota si en la pantalla aparece:

1,000 si es así, significa que en tu calculadora el punto (.) es la coma (,) y

viceversa

QuimiEntrénate: Ejercicios propuestosClasificación y Propiedades de la Materia

1) Señale si cada una de las siguientes afirmaciones representa un cambio físico o un cambio químico:

a) El helio (He) contenido en el interior de un globo tiende a escapar después de unas cuantas horas.b) Los fertilizantes orgánicos incrementan la producción agrícola sin dañar el medio ambiente.c) Un jugo de frutas congelado se reconstituye al añadirle agua.d) El agua en los Geiseres del Tatio en San Pedro de Atacama hierve a menos de 100°C.e) El átomo de carbono-14 es un elemento radioactivo ocupado para datar restos orgánicos.f) La energía solar es fundamental en el proceso de fotosíntesis de una planta.

2) Clasifique cada una de las siguientes sustancias o mezclas como elemento, compuesto, mezcla homogénea o mezcla heterogénea según corresponda:

a) Magnesio (Mg)b) Leche descremada líquidac) Glucosa (C6H12O6) d) Anillo de oroe) Ozono (O3)f) Concreto

3) El litio (Li) es un elemento químico de color blanco plata, que se funde a 180,54°C y hierve a 1342°C; su densidad a 20°C es de 0,53 g/cm3. Al acercarlo a una llama se torna carmesí, pero si la combustión es violenta, la llama adquiere un color blanco brillante. El litio es usado para la coordinación de ligandos a través del intermedio litiado, en la síntesis de compuestos orgánicos y en la forma de cloruro de litio (LiCl) su elevada higroscopicidad lo convierte en excelente secante. ¿Cuáles de dichas características son propiedades físicas y cuáles químicas?

4) Clasifique las siguientes mezclas (homogénea o heterogénea):

a) El etanol (CH3CH2OH) de una muestra de vino.b) Los glóbulos rojos, los glóbulos blancos y el plasma de una muestra de sangre humana.c) La arena de mar del agua.d) El ácido acético (CH3COOH) de una muestra de vinagre.e) Las virutas de hierro en vidrio molido.f) La gasolina del agua destilada.

Cifras Significativas, Conversión y Unidades SI

5) Imagine que ha realizado una serie de cálculos en laboratorio y debe presentar cada respuesta con las unidades correspondientes, en notación científica y con el número correcto de cifras significativas, por lo tanto: ¡No puede fallar!



8,320 kg / 4,60 kg 0,0087 s + (2,3*10-3 s)79 500 m / 2,5*102 m(3,26*10-3 mg) – (7,88*10-5 mg) (7,28 cm – 0,34 cm) / (1,15 s + 0,82 s)1 000 mol x 9,9*106 mol

6) Realice las siguientes transformaciones:a) La temperatura en un frío día de invierno en la ciudad de Concepción puede llegar a los 32,4°F. Exprese dicha temperatura en °C.b) La anilina (C6H5NH2) utilizada para fabricar pinturas sintéticas, antioxidantes entre otros, tiene un punto de fusión de -7 °C y un punto de ebullición de 184°C. Exprese estas temperaturas en °F y K.c) La mayor parte de los datos científicos se reportan a 25°C. Exprese esta temperatura en Kelvin y Fahrenheit.

7) ¿Sabías qué un anticongelante como el etilenglicol (C2H6O2) permite mantener la temperatura óptima de un motor de automóvil? Ahora bien, si imaginas que:a) Se tiene un volumen 35,00 mL de etilenglicol a 20°C de temperatura y una masa de 62,00 gramos ¿Cuál es su densidad a esta temperatura?b) Se cuenta con una muestra de etilenglicol de densidad 1,116 g/cm3 a 25°C ¿Qué volumen de etilenglicol se tiene disponible con una masa igual a 8,34*10-2 kg a esa temperatura?c) Se compara la densidad el etilenglicol a 25°C (1,116 g/cm3), con la densidad de una muestra de tolueno (C6H5CH3) del cual se determinó un volumen de 36,30 cm3 y una masa de 31,609 g, responda: ¿El tolueno flotará en el etilenglicol o viceversa?

8) ¿Sabías que las monedas de $1 chilenas están fabricadas de un 98% de aluminio (Al) y cada una tiene una masa de 0,70 g? Imagina que experimentalmente se midió en una probeta de 50 mL un volumen inicial de agua destilada de 30 mL y luego de agregar cierta cantidad de monedas el volumen registrado fue de 37,0 mL ¿Qué cantidad de monedas se sumergieron en la probeta si la densidad del aluminio es 2,698 g/cm3?

Vi = 30,0 mL Vf = 37,0 mL

9) Es sabido que la sal de mar, a diferencia de la sal yodada, es más apreciada en la alimentación por su origen natural, su sabor, su riqueza en minerales y oligoelementos. Si en Chile en promedio cada persona consume 12 g/día de sal (cloruro de sodio) ¿Cuántos metros cúbicos (m3) de agua de mar se necesitan para obtener la cantidad de gramos que consumiría al año una persona? Considere que el agua de mar que contiene un 4,3% en masa de sal se evaporará a sequedad y tiene una densidad de 1,07 g/mL.

10) En la metrópolis de gran Concepción, se calcula que se clora el agua potable en una proporción de 1 ppm, es decir, 1 kilogramo de cloro por millón de kilogramos de agua. El cloro (Cl) se añade en forma de hipoclorito de sodio (NaClO), el cual tiene 47,62 por ciento de cloro. La población del Gran Concepción hasta el año 2014 se estima en 1.002.043 personas. Si cada persona utiliza en promedio 650 L de agua por día. ¿Cuántos kilogramos de hipoclorito de sodio deben añadirse al agua cada semana para tener el nivel requerido de cloro de 1 ppm?

SolucionarioClasificación y Propiedades de la Materia

1) a) Físico; b) Químico; c) Físico; d) Físico; e) Químico; f) Químico

2) a) Elemento; b) M. Homogénea; c) Compuesto; d) M. Homogénea; e) Elemento; f) M. Heterogénea

3) Propiedades Físicas: blanco plata; punto de fusión 180,54°C, punto de ebullición 1342°C; densidad 0,53g/cm3 y alta higroscopicidad (secante). Propiedades Químicas: arde en la llama tornándose carmesí o blanco brillante y agente coordinación de ligandos.4) a) M. Homogénea; b) M. Heterogénea; c) M. Heterogénea; d) M. Homogénea; e) M. Heterogénea; f) M. Heterogénea

Cifras Significativas, Conversión y Unidades SI5) a) 1,81*100 kg; b) 1,1*10-2s; c) 3,2*102m; d) 3,18*10-3 mg; e) 2,10*101 s-1; f) 9,9*109 mol

6) a) 0,22 °C; b) Punto fusión: 266,45 K y 19,4°F ; Punto ebullición: 457,28 K y 363,2°F

7) a) 1,77 g/mL ; b) 74,73 mL ; c) El tolueno es menos denso, flotará en etilenglicol

8) 27 monedas

9) 95,19 m3

10) 9,57*103 kg de hipoclorito de sodio



Apunte 2: Estructura Atómica y Enlace QuímicoEsquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico Los intentos por explicar la composición de todo aquello que nos rodea y tiene masa (materia) se remontan a la época de los filósofos griegos. Alrededor del 450 a.C. se plantearon dos concepciones filosóficas sobre la composición de la materia, por un lado, estaban los atomistas como Leucipo y Demócrito, que sostenían que la materia era discontinua y estaba constituida por átomos y, por otro lado, estaban los continuistas como Empédocles y Aristóteles, que sostenían que la materia era continúa y estaba formada por: tierra, aire, agua y fuego. Con lo que conoces de la composición de la materia ¿podrías indicar quienes tenían la razón? ¿Los atomistas? o ¿Los continuistas? Piensa.La teoría atomista prevaleció en el tiempo gracias al Poema Dē Rērum Natūra o “Sobre la Naturaleza de las Cosas”, escrito por Lucrecio alrededor del 50 a.C. Fue así que casi 2000 años después, exactamente en 1803 el químico, matemático y meteorólogo británico, John Dalton retoma las ideas atomistas, considera además la Ley de las proporciones definidas y la Ley de las proporciones múltiple de fines del siglo XVII y principios del siglo XIX, y plantea la primera teoría atómica moderna, en la que explicó de manera muy simple la constitución de la materia y orientó el desarrollo del resto de las teorías atómicas hasta llegar al actual modelo mecánico-cuántico.

Teoría atómica de John Dalton, químico británico, 1803:Cada elemento se compone de partículas indivisibles o átomos (indivisible es átomo en griego).Los átomos no se crean, ni destruyen, sólo se reordenan en una reacción química (Ley de Conservación de la Materia).Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, tanto en masa como en propiedades químicas y físicas, pero diferentes de otros elementos (no hay Ley anterior).Los compuestos se forman por la unión de átomos diferentes y se combinan en razón de números enteros y sencillos (Ley de la proporciones definidas y ley de las proporciones múltiples).

Modelo atómico de Joseph Thomson, científico británico, 1903:Propuso el primer modelo atómico, conocido como el budín de pasas.El modelo postula que el átomo es una esfera compacta cargada positivamente sobre la cual se incrustan los electrones.Midió la RELACIÓN CARGA/MASA del electrón (conocidas las magnitudes del campo eléctrico y magnético).

Modelo atómico de Ernest Rutherford, junto a Geiger y Marsden, 1910:Se estableció que el átomo estaba formado por una región central, muy pequeña, que se denominó núcleo, en el cual se concentraban las cargas positivas y la mayor parte de la masa del átomo.Las cargas negativas estaban girando alrededor del núcleo.Se demostró que la mayor parte del átomo es vacío.El átomo es neutro, porque tiene el mismo número de cargas positivas en el núcleo y de cargas negativas girando alrededor de él.Pero ¿cómo se explicó la diferencia en las masas de algunos elementos?, debía existir otra partícula en el núcleo. A la fecha, ya se había demostrado la existencia del protón (p+) cargado positivamente y electrón (e-) cargado negativamente ¿Qué partícula subatómica faltaba por descubrir?: el NEUTRÓN.Fue el físico inglés, James Chadwick en 1932 quien descubrió el neutrón luego de bombardear una lámina de berilio con partículas α.

Modelo atómico de Niels Bohr, 1913:El átomo está formado por un núcleo positivo y una envoltura donde giran los electrones.Los electrones solo pueden describir órbitas circulares de modo estable alrededor del núcleo. Cada órbita corresponde a un nivel de energía permitido. Los niveles de energía (n) se representan por los números 1, 2, 3…. Comenzando desde el núcleo hacia afuera.Mientras el electrón esté girando en su nivel, no absorbe ni emite energía. Cuando el electrón está en el nivel de energía más bajo se encuentra en estado fundamental, pues posee menos energía.Si el electrón absorbe suficiente energía externa, puede pasar a un nivel de mayor energía. Se dice que el átomo está en su estado excitado.



Resumiendo:

John Dalton (1766-1844),

químico, matemático y meteorólogo

británico.

Joseph John Thomson(1856-1940), científico británico, galardonado con el Premio Nobel de

Física en 1906.

Ernest Rutherford (1871-1937), físico y químico británico

galardonado con el Premio Nobel de Química en 1908.

Niels Henrik David Bohr (1885-1962), físico danés

galardonado con el Premio Nobel de física en 1922.

Teoría Atómica

Teoría atómica de John Dalton, 1803.

Modelo atómico de Joseph Thomson, 1903.

Modelo atómico de Ernest Rutherford, 1910.

Modelo atómico de Niels Bohr, 1913.

¿Qué se conocía a estas alturas?:

Partícula Masa (g) Masa (uma) Carga (C) Carga (eV) Masa (rela-

ción) Símbolo

Protón 1,672622*10-24 1,007276 1,6022*10-19 +1 1 p+Neutrón 1,674927*10-24 1,008665 0 0 1 n°Electrón 9,109383*10-28 0,005485 -1,6022*10-19 -1 1/1840 e-

* uma = unidad de masa atómica (unidad de masa)* C = culombio o coulomb, cantidad de electricidad o carga eléctrica.* eV = electronvoltio, energía eléctrica que representa la variación energía cinética.

Es importante que consideres lo siguiente:1.- La masa del p+ es mayor que la del e- (1.836 veces).2.- Por lo tanto, la masa de un átomo dependía cantidad de p+ y n° que presentaba (núcleo).3.- Los átomos neutros presentan la misma cantidad de p+ que de e-.

Átomo, Número Atómico, Número Másico y Masa AtómicaCada elemento o átomo clasificado en la tabla periódica, es una partícula que tiene propiedades características y se presenta ordenado por número atómico. Para cada elemento, es común que se informe, además, su número másico, masa atómica, estados de oxidación, configuración electrónica externa, entre otras.

Átomo: Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades características. Número Atómico (Z) : Es el número de protones (p+) que tiene un átomo en su núcleo.

Z=p+=e-

Numero Másico (A): Es el número total de protones más neutrones que tiene un átomo en su núcleo y se informa con números enteros.

A= p+ + no

De acuerdo con esta ecuación, se puede obtener el número de neutrones:no=A - p+

Masa atómica (u): Es la masa del átomo y está dada por la masa de núcleo, es decir, la suma de las masas de los protones y neutrones se expresa en unidad de masa atómica (u).

¿Cómo diferenciar entre Z, A y u para un elemento o átomo?

Por ejemplo, para el hierro o fierro que se presenta a continuación: Observe que alrededor del símbolo del elemento aparecen dos números el 26 y el 55,847, además de la configuración electrónica externa ¿Qué representa el 26? ¿Qué representa el 55,847? ¿Cuál es Z? ¿Cuál es A?, revisemos:

26 = Z = Número atómico = suma de los p+ que están en el núcleo. Entonces: p+ = 26

Si el 55,847 lo aproximamos a un número entero, en este caso a 56 corresponde al número másico (A).

56 = A = Número másico = suma de los p+ + n° que están en el núcleo.

Nota que el A (p+ + n°) siempre será mayor que Z (p+), independiente de lugar donde se anote alrededor del símbolo del elemento.

Z= 26A= 56 = 55,847

p+ = 26 n° = 56 – 26 = 30 e- = 26 e- = se deduce porque el átomo no presenta carga (neutro).

55,847 = µ = masa atómica = suma de la masa de protones y neutrones que están en el núcleo y se expresa en unidades de masa atómica. Entonces la masa atómica: 55,847 µ



Tipos de átomos

Átomo neutro: Presenta la misma cantidad de electrones en su envoltura, que electrones en el núcleo.

Átomo cargado (ión): Elemento que ha perdido electrones, por lo tanto, queda cargado positivamente (catión) o elemento que ha ganado electrones, por lo que queda cargado negativamente (anión).

Nota: no sólo los átomos pueden presentarse en forma de catión o anión, también un grupo de átomos pueden presentar carga eléctrica, ejemplos: H3O+ ; CO32- ; PO43- ; entre otros.

Determinación de los valores de Z, A, p+, n y e- para los siguientes elementos:

6731 Ga3+ Z = 31

A = 67

p+ = 31n° = 67 – 31 = 36e- = 31 – 3 = 28

Catión(la carga se

resta)

3216 S 2- Z = 16

A = 32

p+ = 16n° = 32 – 16 = 16e- = 16 + 2 = 18

Anión(la carga se

suma)

14058 Ce Z = 58

A = 140p+ = 58

n° = 140 – 58 = 82e- = 58

Neutro (p+ = e-)

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Cálculo Masa Atómica PromedioLa masa atómica para un elemento corresponde a la masa ponderada de acuerdo con su abundancia en la naturaleza de los isótopos de un elemento.

Ejercicio Resuelto: La masa atómica promedio para el elemento oxígeno, O corresponde a 15,9994 u ¿cómo se calculó?:

a) Se consideraron los isótopos del oxígeno, su masa atómica y el porcentaje de abundancia en la naturaleza.

Isótopo Masa Atómica (u) % abundancia en la naturaleza

8O16 15,9949 99,76 %

8O17 16,9991 0,030 %

8O18 17,9991 0,210 %

b) Luego, es común aplicar una fórmula o simplemente realizar reglas de tres simple y finalmente sumar. b.1) Aplicando la fórmula:

b.2) Realizando reglas de tres simples y luego sumar:

Luego, se suma X1 + X2 + X3 y se obtendrá:

Como se puede observar, ambas formas de calcular son útiles y sencillas, sin embargo, es esencial saber manejar y “conocer” correctamente la calculadora científica.Modelo Mecánico-Cuántico, Número Cuánticos y Configuración Electrónica



El modelo mecánico-cuántico se sostiene en los postulados de:

Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie (1892-1987), físico

francés galardonado con el Premio Nobel de física en 1929.

Werner Karl Heisenberg (1901-1976), físico y filósofo alemán

galardonado con el Premio Nobel de Física en 1932.

Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (1887-1961), físico y filósofo austríaco, naturalizado

irlandés galardonado con el Premio Nobel de Física en 1933.

Postulado, 1924: “Los ELECTRONES se comportan como ONDA y PARTÍCULA (comportamiento

dual)”.

Postulado, 1925: “Es imposible saber exactamente la VELOCIDAD

y POSICIÓN de una partícula (Principio de la Incertidumbre)”.

Postulado, 1925: “se puede calcular, con una función de onda,

la zona de mayor probabilidad donde es posible encontrar un electrón: ORBITAL ATÓMICO”.

Si bien la mecánica cuántica no indica en qué parte del átomo está un electrón, si advierte la región de mayor probabilidad en un momento dado. Este se conoce como orbital atómico.En mecánica cuántica se define orbital como una zona del espacio donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón.

Números CuánticosSe utilizan para describir el nivel de energía, el tipo de orbital atómico y la cantidad de electrones dentro de cada orbital. Corresponden a los siguientes tres: número cuántico principal, número cuántico del momento angular o secundario y número cuántico magnético. Estos números de derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Se incluye un cuarto número cuántico denominado espín que describe el comportamiento de un determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.

Número cuántico principal (n)Corresponde al nivel de energía y dice relación con la distancia promedio del electrón al núcleo. Matemáticamente toma sólo número enteros a partir del uno, tal como se indica a continuación.

n=1,2,3,4…etc.

Número cuántico del momento angular o secundario (l)Indica la “forma” de los orbitales, es decir, la forma de la zona de mayor probabilidad en donde se pueden encontrar uno o más electrones. Los tipos de orbitales son los siguientes:

Tipo Valor (l) Forma y orientación

s 0

p 1

d 2

f 3

Los valores de (l) dependen del valor asignado al número cuántico principal (n). Matemáticamente toma sólo valores enteros a partir del cero y como máximo hasta (n-1).

l=0,1,2,3…..(n-1)



Tal como se especifica en la tabla anterior, los valores de (l) se designan con las letras:

Valor de (l) 0 1 2 3Letra asignada s p d f

Número cuántico magnético (ml)Indica la orientación del orbital en el espacio. Matemáticamente, puede tomar valores entre:

m_l=(-l……0……+l)

Número cuántico de espín (ms)Da a conocer el sentido de rotación del electrón en torno a su eje cuando se mueve dentro de un orbital. Cada electrón sólo tiene dos posibles sentidos de giro, por ello, se les asignan los valores +1/2 (↑) y -1/2 (↓).Un resumen y detalle de los números cuánticos descritos se presentan en la siguiente tabla:

Número cuántico principal o nivel de energía (n)

Número cuán-tico secundario

o subnivel de energía (l)

Tipo de

orbital

Número cuántico mag-nético u orientación del

orbital (ml)

Número cuántico spin o posibilidades de giro del

electrón (ms)

Total, de elec-trones

posibles

n = 1 l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-

n = 2l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-

n = 3

l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-

l = 2 d ml = -2, -1, 0, +1, +2 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 10 e-

n = 4

l = 0 s ml = 0 ms = ±1/2 2 e-l = 1 p ml = -1, 0, +1 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2 6 e-

l = 2 d ml = -2, -1, 0, +1, +2 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 10 e-

l = 3 fml = -3, -2, -1, 0, +1,

+2, +3 ms = ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2, ±1/2 14 e-

Así, por ejemplo, en el tercer nivel de energía n=3, se pueden encontrar tres distintos subniveles de energía: 0 (s), 1 (p) y 2 (d). En total, un subnivel de tipo s, tres subniveles de tipo p y cinco subniveles de tipo d ¿puedes indicar cómo se determinó esta cantidad? Observa la cantidad de valores ml y tendrás la respuesta, ten presente, que los tres subniveles de tipo p son idénticos en energía, por eso, se les llama orbitales degenerados. Lo mismo ocurre entre los cinco subniveles de tipo d.Ahora bien, tal como vimos en la tabla anterior, el orbital s, es esférico sin orientación y en él se pueden alojar un total de 2 electrones; los tres orbitales p (px, py, pz), son bi-lobulares y se orientan en tres direcciones, -1, 0, +1, alojando un total de 6 electrones y, finalmente, los cinco orbitales d (d1, d2, d3, d4, d5) son tetra-lobulares y se orientan en cinco direcciones, -2, -1, 0, +1, +2, alojando un total de 10 electrones, dos en cada orbital degenerado. En total, en el tercer nivel de energía podríamos encontrar cómo máximo 18 electrones.

Considera y presta atención a lo siguiente: ¿Notaste que cada orbital aloja como máximo siempre 2 electrones? Si aún no lo ves, lleva a cabo una revisión de la tabla y compruébalo.

Configuración electrónicaLos resultados de la mecánica ondulatoria, expresada como un conjunto de reglas, nos permiten designar la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales para un átomo.

Los electrones deben ocupar los orbitales en orden creciente de energía, empezando por los más cerca-nos al núcleo.El diagrama de la derecha indica el orden de llenado de las subcapas electrónicas. Se debe comenzar con la línea superior y seguir las flechas.

1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-… etc.

Observa que el llenado no es por nivel de energía, sino considerando la energía de los subniveles u orbitales. Es por ello, que luego de completar 3p se sigue con 4s y luego 3d.

Diagrama con orden de llenado de las subcapas electrónicas.

Regla 2: Principio de exclusión de PauliCada orbital acepta como máximo 2 electrones, los que deben tener espines contrarios. Es decir, jamás dos electrones de un mismo átomo tendrán los cuatro números cuánticos iguales.

Por ejemplo: Revisemos la configuración electrónica del helio que tiene 2 electrones en su núcleo en su estado fundamental, es decir, tal como aparece en la tabla periódica, sin carga eléctrica.

42He = 1s2 uno de sus electrones es +1/2 (↑) y el otro debe ser -1/2 (↓), espines contrarios.

Regla 3: Regla de HundCuando varios electrones ocupan orbitales degenerados o de igual contenido energético, lo harán de forma desapareada, es decir, un átomo tenderá a tener la mayor cantidad de electrones desapareados posible.

Por ejemplo: Si revisamos la configuración electrónica del átomo de carbono que tiene 6 electrones en su núcleo en su estado fundamental.

126C = 1s2 2s 22p2 configuración condensada

126C = 1s2 2s2 2px

1 2y1 2z

0 configuración expandida

126C = ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Diagrama de orbitales

1s 2s 2px 2py 2pzObserva que se completa primero el orbital 1s de menor energía con espines contrarios, luego el orbital

Regla 1: Principio de la mínima energía



2s y, finalmente, nos encontramos con los tres orbitales degenerados o de igual energía de tipo p, en donde, tenemos que distribuir los restantes electrones procurando tener la mayor cantidad de electrones desapareados (solos en un orbital). En este caso, quedan dos electrones desapareados, uno en 2px y otros en 2py. De esa manera, completamos la configuración electrónica para el átomo de carbono en su estado fundamental respetando las tres reglas.

¿Cómo sería el diagrama de orbitales para el átomo de carbono sin respetar la Regla de Hund?:

126C = ↑↓ ↑↓ ↑↓ Diagrama de orbitales

1s 2s 2px 2py 2pz INCORRECTO

En este diagrama INCORRECTO, se observa que no quedaron electrones desapareados, aunque tal como hemos visto anteriormente, es posible dejar desapareado los últimos dos.

¿Cómo escribir la configuración electrónica?Para que puedas escribir la configuración electrónica de cualquier átomo debes: - Buscar o considerar el número de electrones que tiene el átomo, es decir, su número atómico (Z). Restar o sumar electrones si se trata de un átomo con carga eléctrica. - Ir ubicando los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando por los de menor energía, tal como aparece en el diagrama de llenado del principio mínima energía. - Respetar la cantidad máxima de cada subnivel.

Ejercicio Resuelto: Escribir la configuración electrónica para cada átomo e identificar los números cuánticos para el último electrón.

Átomo Configuración Electrónica Condensada yConfiguración Electrónica Expandida

Número cuánticos último electrón

n l ml ms

73Li 1s2 2s1

1s2 2s1 2 0 0 +1/2

68O 1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2px2 2y

1 2z1 2 1 1 -1/2

5123V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

1s2 2s2 2px2 2y2 2z2 3s2 3px2 3y

2 3z2 4s2 3d1

1 3d21 3d3

1 3d40 3d5

0 3 2 0 +1/2

7031Ga

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

1s2 2s2 2px2 2y

2 2z2 3s2 3px

2 3y2 3z2 4s2 3d12 3d2

2 3d32 3d4

2 3d52

4px1 4y

0 4z0

4 1 -1 +1/2

¿Cómo se obtienen los números cuánticos del último electrón del galio, Ga? Presta atención a lo que informa cada valor y letra:

Recuerda que si:

l = O = sl = 1 = pl = 2 = dl = 3 = f

Luego, de identificar el número cuántico principal y número cuántico secundario, se considera la cantidad de electrones que hay en el o los últimos orbitales degenerados y se dibuja el diagrama de orbitales para identificar adecuadamente el valor de ml y ms, para este ejemplo:

↑ Observa que el único electrón que hay en 4p1 se encuentra en el valor de ml = -1 (4px) y como es el primer electrón en ingresar, por convención, lo hace con valor de espín +1/2 (↑).

-1 0 14px 4py 4pz

Tabla PeriódicaAunque las configuraciones electrónicas te pueden haber parecido abstractas, en realidad nos permiten una comprensión mejor de la tabla periódica ¿no me crees? Mira como la configuración electrónica indica el lugar exacto donde se encuentra un átomo en la Tabla periódica moderna, simplemente ¡IMPRESIONANTE!

5123V = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

73Li = 1s2 2s1 6

8O = 1s2 2s2 2p4



La tabla periódica moderna es el resultado de varios intentos de clasificación de los elementos que se remontan al año 1818, cuando Jacobo Berzelius un químico sueco, sustituyó los símbolos de J. Dalton a notación que aún se utiliza, por ejemplo, para el hidrógeno, la letra H. Luego, se sumaron los aportes de W. Proust, J. Döbereiner, A. Chancourtois, J. Newlands, D. Mendeleiev, L. Meyer, H. Moseley, y J. Werner que dieron origen a la tabla periódica actual.

Observa en la imagen anterior que la tabla periódica actual: - Los elementos están ordenados de menor a mayor número atómico (Z). - Los elementos se agrupan en siete filas horizontales, denominadas PERIODOS y dieciocho columnas verticales, denominadas GRUPOS. - El sexto periodo incluye los lantánidos (57-71) y el séptimo los actínidos (89-103). - Los grupos se designan con números enteros del 1-al-18 de izquierda a derecha. Clásicamente, se designaban con números romanos y las letras A o B (aún se utiliza). - La ubicación de los elementos en cada grupo se hizo considerando la configuración electrónica del nivel más externo, pues comparten propiedades físicas y químicas.

Clasificaciones comúnmente utilizadas de los elementos tabla periódica:

a) Metales, no metales y metaloides

b) Elementos representativos, elementos de transición y elementos de transición interna, incluye algunas familias representativas

Propiedades PeriódicasCorresponden a características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y períodos. Las propiedades que estudiaremos son: carga nuclear efectiva (Zef), radio atómico (RA), radio iónico (RI), energía de ionización (EI), afinidad electrónica (AE) y electronegatividad (EN). La tendencia de cada una de estas propiedades, se resumen en el esquema de la tabla periódica siguiente:

Carga nuclear efectiva, Zef : carga neta que afecta a un electrón externo. Radio atómico, RA: mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento. Radio iónico, RI: radio de un átomo cuando ha perdido o ganado electrones al formar un compuesto.



Energía de ionización, EI: energía mínima (en kJ/mol) necesaria para separar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental (se convierte en catión).Afinidad electrónica, AE: energía que libera un átomo, en estado gaseoso y en su estado fundamental, cuando capta un electrón (se convierte en anión).Electronegatividad, EN: capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace químico. Esta propiedad se relaciona con la EI y AE.

Estructura de LewisEl método más simple para representar el enlace químico es conocido como la Teoría de Lewis. Esta teoría sostiene que “las configuraciones electrónicas de los gases nobles tienen algo especial (inercia química) y los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir la configuración electrónica de un gas noble”, en otras palabras, todos los átomos quieren tener la configuración electrónica de un gas noble.Una estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico. Para poder realizarla es necesario identificar la cantidad de electrones de valencia que aporta cada átomo que constituye la sustancia.

Electrones de valenciaCorresponde al total de electrones que tiene un átomo en su capa electrónica más externa y se representan comúnmente con un punto alrededor del símbolo del elemento.Para determinar la cantidad de electrones de valencia se debe considerar la configuración electrónica del elemento y se suman los electrones de la capa más externa.Por ejemplo, para los elementos representativos se consideran todos los electrones de la capa más externa, tal como se muestra a continuación:

73Li = 1s2 2s1 = 1 electrón de valencia

68O = 1s2 2s2 2p4 = 6 electrones de valencia

11950Sn= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 = 4 electrones de valencia

En el caso de los metales de transición se consideran sólo los electrones de la capa más externa ubicados en el último orbital s y d, tal como se indica a continuación:

5123V = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 = 5 electrones de valencia

10345Rh = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d7 = 9 electrones de valencia

Presta atención: La cantidad de electrones de valencia coincide exactamente con el número del grupo al cual pertenece ese elemento en la tabla periódica ¡Maravilloso! Si tenemos una tabla periódica a disposición o nos indican el grupo, no será necesario escribir toda la configuración electrónica para identificar la cantidad de electrones de valencia. Compruébalo a continuación:

Símbolos de LewisConsiste en escribir el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia alrededor del símbolo. Mira lo fácil que es:

IA(1) IIA(2) IIIA(13) IVA(14) VA(15) VIA(16) VIIA(17) VIIIA(18)

Regla del octetoFormación de moléculas o compuestos por tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano, alcanzado ocho electrones en su última capa, como el Ne, Ar, Kr, Xe o Rn.

Regla del duetoFormación de moléculas o compuestos por tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano, alcanzado dos electrones en su última capa, como el He.

¿Cómo definir la estructura de Lewis para una sustancia?La recomendación es seguir atentamente y en orden una serie de pasos que evitarán errores. Presta atención al siguiente ejemplo: Realizaremos la estructura de Lewis del SO2, dióxido de azufre, el principal causante de la lluvia ácida pues en la atmósfera se transforma en ácido sulfúrico, H2SO4.

Paso 1: Contar los electrones de valencia de los átomos que conforman la sustancia

SO2

S = se encuentra en el grupo VIA (16) = 6 e- valencia = 6O = se encuentra en el grupo VIA (16) = 6 e- valencia * 2 átomos = 12 Total, e- valencia = 18

Cuando se termine de realizar la estructura de Lewis del SO2, no podremos haber ocupado ni más, ni menos que 18 electrones.

Nota importante: si la sustancia a evaluar presentara carga eléctrica, a el total de electrones de valencia se le suma la carga si es negativa y se resta si es positiva.Por ejemplo: H3O+, tiene en total 9 e- valencia, considerando la carga = 8 e- valenciaPaso 2: Ubicar un átomo en el centro, generalmente el menos electronegativo y formar enlace simple con los otros átomos. Un enlace simple, involucra 2 electrones.



Hasta el momento se han utilizado 4 electrones en total de los 18 que tenemos disponible, aún nos quedan 14 electrones.

Paso 3: Completar con 8 electrones los átomos que se encuentran en el extremo si siguen la regla del octeto. En este caso, el oxígeno sigue la regla del octeto, pues adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica que es el Ne, neón.

En este paso, se han utilizado 12 electrones que, sumado a los 4 electrones del paso anterior, da un total de los 16 electrones, aún quedan 2 electrones. Paso 4: Si es posible complete con 8 electrones el átomo central o termine de utilizar los electrones que quedan disponibles.

En este caso, sólo quedaban 2 electrones que se ubicaron en el átomo central. Ya se han utilizado los 18 electrones disponibles, no se pueden incluir, ni quitar electrones.

Paso 5: Observar si ¿el átomo central completó el octeto? En este ejemplo, se observa que el azufre, sólo tiene 6 electrones, es decir, no ha completado el octeto ¿Qué se debe hacer? Se forman todos los enlaces dobles o triples que sean necesarios para que los átomos completen el octeto.

En este ejemplo, sólo se necesitaba de un enlace doble con uno de los oxígenos para que los tres átomos alcanzaran el octeto. Considera que los 2 electrones que formaron el segundo enlace, inicialmente se habían asignado al oxígeno. Vuelve a revisar la distribución si aún no te das cuenta. Se han utilizado los 18 electrones disponibles, ni más, ni menos.

Paso 6: Evaluar si se puede escribir otra o más estructuras de Lewis aceptable, si es así, se dice que existe RESONANCIA. En este caso, el doble enlace se podría haber propuesto con el otro oxígeno, tal como se muestra a continuación:

Y ¿Cuál es la verdadera estructura de Lewis? Ninguna de las dos propuestas, sino una combinación o híbrido de ambas, es decir, la estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes.

Excepciones a la regla del octetoLa regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes, que ya revisan más adelante. Tales excepciones son de 3 tipos: - Sustancias con número impar de electrones. - Sustancias en las que un átomo tiene menos de un octeto. - Sustancias en las que un átomo tiene más de un octeto.

Fuente:



Enlace QuímicoConjunto de fuerzas que mantienen unido a los átomos, iones, estructuras cristalinas o moléculas. Se produce porque los átomos en conjunto son más estables que los átomos aislados, y unidos requieren de una menor energía. Algunos ejemplos de sustancias comunes que forman distintos tipos de enlaces químicos se muestran en el diagrama siguiente:

Tipo enlace según EN : Otro criterio para diferenciar entre diferentes tipos de enlaces es considerando los valores de electronegatividad (EN), tal como se muestra en la siguiente imagen:

0 = ∆E ≤ 0,4 0,4 < ∆E ≤ 1,7 1,7 < ∆ECovalente Apolar Covalente Polar Iónico

Enlace Iónico: Se forma entre un metal y no metal, por lo mismo, se trata de elementos con electronegatividades diferentes. En estos casos hay transferencia de electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, formándose iones positivos y negativos. Así cada ión se rodea del mayor número posible de iones del signo contrario, formado una estructura ordenada que se extiende en todas las direcciones denominada RED CRISTALINA. Ejemplos: NaCl, cloruro de sodio (sal de mesa), CuSO4, sulfato de cobre (limpiador de algas en piscinas).

Enlace covalente: Se forma entre dos elementos no metálicos, por lo mismo, se trata de elementos con electronegatividades idénticas o semejantes. En este caso, se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones, formándose moléculas o redes cristalinas. Se identifican tres tipos de enlaces covalentes: apolar, polar y dativo o coordinado. Enlace covalente apolar: Se forman con átomos idénticos o átomos que tiene bajas diferencias de electronegatividad.Ejemplos: O2, oxígeno molecular (necesario para respirar), CH4, metano (gas natural), S8, azufre sólido (utilizado en la vulcanización del caucho sintético), C18H34O2, ácido oleico (ácido característico aceite de oliva).Enlace covalente polar : Se produce entre átomos de diferente electronegatividad, por lo tanto, la distribución de las cargas eléctricas negativas no es simétrica, hay una mayor densidad de carga cerca del elemento más electronegativo. La sustancia resultante tiene dos polos, por lo que es llamado dipolo. Ejemplos: H2O, agua (esencial para la vida), CH3CH2OH, etanol o alcohol etílico (bebidas alcohólicas como vino, cerveza, etc.), CH3COOH, ácido acético (vinagre) y HCl, ácido clorhídrico o ácido muriático (regulador de pH en productos farmacéuticos, alimenticios y agua).Enlace covalente dativo: Enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos. Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo. Ejemplos: H2SO4, ácido sulfúrico (el compuesto químico más producido en mundo, materia prima de fertilizantes, ácidos y sulfatos industria química), HNO3, ácido nítrico (materia prima de explosivos y fertilizantes), NH4

+, ión amonio (producto protonación amoniaco, NH3) y H3O+, ión hidronio (producto protonación del agua). En general, estos son los ejemplos más comunes de este tipo de enlace.Enlace metálico: Se forma entre elementos metálicos. La fuerza de atracción se establece entre una gran cantidad de iones positivos que se mantienen unidos por una nube de electrones, formando una RED CRISTALINA METÁLICA.Ejemplos: Cu(s), alambre de cobre (buen conductor corriente eléctrica), Au(s)+Cu(s)+Ag(s), oro de joyería que corresponde a una aleación de oro, cobre y plata.Las principales propiedades de las sustancias que resultan de la unión de átomos mediante los distintos tipos de enlace se enumeran en la siguiente tabla:

Enlace IónicoEnlace Covalente

Enlace MetálicoSustancias Reticulares Sustancias Moleculares

Son sólidos a temperatura ambiente.Tiene altos puntos de fusión y ebullición.Generalmente son solubles o se disuelven en agua y en otros solventes polares.Conducen la electricidad sólo en disolución o fundidos.Forman redes cristalinas de gran estabilidad.Al disolverse en agua se disocian.Son duros y frágiles.

Se forman por un número indefinido de átomos, dando origen a una red cristalina tridimensional.Se presentan sólo en estado sólido.Tiene puntos de fusión y ebullición muy altos.Son extremadamente duros.Son insolubles en todo tipo de disolventes.Ejemplo: C, carbono en forma de diamante o red de diamante.

Constituyen una unidad independiente, denominada molécula.Pueden presentarse en los tres estados de agregación: sólidos, líquido y gaseoso.Tiene puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.Son malas conductoras del calor y la electricidad.Son solubles en solventes polares cuando presentan polaridad, y en solventes apolares cuando no la presentan (“semejante disuelve a semejante”).Ejemplos: N2, nitrógeno molecular (principal componente del aire), CH3CH2OH, etanol o alcohol etílico y H2O, agua.

Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el Cs, cesio, Hg, mercurio y Ga, galio que son líquidos.Poseen elevados puntos de fusión y ebullición, excepto los que son líquido a temperatura ambiente.Son buenos conductores del calor y la electricidad.Son maleables (forman láminas y planchas delgadas) y dúctiles (forma hijos muy finos y alambres).Son más densos que el agua, excepto el Li, litio, Na, sodio y K, potasio.Resisten grandes tensiones sin romperse.Poseen brillo metálico.



Geometría Molecular Determina la disposición tridimensional de los átomos que forman una molécula. Esta disposición dependerá del número de electrones de valencia que los átomos que forman la molécula, ya que estos son los que intervienen en un enlace químico. Una molécula adoptará la geometría en la cual la repulsión sea mínima.La geometría molecular se estudia a través de la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). Según esta, todos los electrones que hay alrededor del átomo central, incluyendo los pares de electrones compartidos, pares enlazantes, como los no compartidos, pares libres, desempeñan un papel en la configuración de una molécula.En general, se encuentran situaciones en que los átomos centrales tienen dos, tres, cuatro, cinco o seis grupos de electrones distribuidos a su alrededor. Por ello, se distinguen entre los siguientes grupos de geometría: Dos grupos de electrones Lineal Tres grupos de electrones Trigonal-plana Cuatro grupos de electrones Tetraédrica Cinco grupos de electrones Bipiramidal-trigonal Seis grupos de electrones Octaédrica

Geometría molecular para moléculas con átomos centrales sin pares de electrones libres:

Geometría molecular para moléculas con átomos centrales con pares de electrones libres:

¿Cómo aplicar la teoría RPECV?Utilice la siguiente estrategia en cuatro etapas para predecir las formas de las moléculas:Escribir una estructura de Lewis aceptable para la especie (molécula o ión poliátomico).Determinar el número de grupos de electrones que hay alrededor del átomo central y establecer si son grupos enlazantes o pares solitarios.Establecer la geometría de grupos de electrones alrededor del átomo central: lineal, trigonal-plana, tetraédrica, bipiramidal-trigonal u octaédrica.Determine la geometría molecular de las posiciones alrededor del átomo central ocupadas por otros núcleos atómicos a partir de las tablas anteriores (geometría molecular para moléculas con átomos centrales sin pares de electrones libres y geometría molecular para moléculas con átomos centrales con pares de electrones libres).

QuimiEjercita: ¿Cómo resolver?Ejemplo 1: Determine configuración electrónica el siguiente átomo neutro: cromo, 5224Cr e identifique el periodo y grupo al cual pertenece, en la tabla periódica, sin ver la tabla periódica.Los 4 pasos recomendados para resolver este tipo de ejercicios se enumeran a continuación:



Nota importante: Otra forma de informar la configuración electrónica es considerando el gas noble anterior, en este caso, al gas noble anterior al cromo que es el argón, 40

18Ar (corresponde al último gas noble del periodo 3), por lo tanto, la configuración electrónica del cromo se escribe: 52

24Cr = [Ar] 4s2 3d4

QuimiEntrénate: Ejercicios propuestosTeoría Atómica y Número de Partículas1) Relacione el postulado de la Teoría Atómica de John Dalton (1808) de la Columna A, con la ley en la cual se habría basado y, la cual, fue descrita en años anteriores, presentada en la Columna B.

Columna A Columna B

1Cada elemento se compone de

pequeñas partículas denominadas átomos.

Ley de Conservación de la Materia o Ley de Conservación de la Masa, presentada por el francés

Antonio Lavoisier, en 1774.

2

Todos los átomos de un elemento dado son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los

del resto de los elementos.

Ley de la Composición Constante o Ley de las Proporciones Definidas, establecida por el francés

Joseph Proust, en 1799.

3

Una reacción química implica sólo la separación, combinación

o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

No hay una ley anterior en la cual se haya basado el inglés John Dalton entre 1803 y 1808.

4

Átomos de más de un elemento se combinan formando compuestos; un

compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de la misma

clase de átomos.

Concepto del “átomo” propuesto por el Griego Demócrito, en el 350 a.C.

2) Para los siguientes iones complete la tabla indicando: número atómico (Z), número másico, cantidad de protones (p+), neutrones (nº) y electrones (e-):

6731 Ga3+

Número atómico (Z)Número másico (A)

Protones (p+)Neutrones (n)

Electrones (e-)

3216 S2-

Número atómico (Z)Número másico (A)

Protones (p+)Neutrones (n)

Electrones (e-)

3) Complete la siguiente tabla con la cantidad de partículas subatómicas para cada átomo o ión polielectrónico:

Protones Neutrones Electrones

2412Mg2+

7935Br2+

168O2+

4822Ti

4. Complete la siguiente con la cantidad de partículas, cantidad de carga eléctrica o símbolo del elemento según corresponda:

Símbolo elemento Ión protones electrones cargaMg2+ 12

F 10 1-K 19 18

S2- 16Al 10 3+

Masa Atómica Promedio5) El CLORO es utilizado en la elaboración de plásticos, solventes para lavado en seco y desgrasado de metales, así como también en producción de agroquímicos, fármacos, insecticidas, colorantes, entre otros. En la naturaleza se encuentran 2 ISÓTOPOS DEL CLORO: ¿Cuál es la masa atómica promedio? Utilice la información de la siguiente tabla:

Isótopo Masa (u) Porcentaje de Abundancia37

17 Cl 36,9659 24,47%35

17 Cl 34,9689 75,53%

6) El magnesio (Z = 12) tiene tres isótopos: el 78,70 % de los átomos del metal tienen 12 neutrones, 11,13 % tienen 13 neutrones y 10,17 % tienen 14 neutrones. Calcule la masa atómica relativa promedio aproximada del magnesio.Configuración electrónica y Propiedades Periódicas7) Determinar la posición en la tabla periódica que ocupa un átomo cuya configuración electrónica termina en 6 s2 5d4

8) En término generales, el radio de un átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que su núcleo. Si un átomo fuera del tamaño de la tierra la cual tiene un radio de 6.371 Km a) ¿Cuál sería el radio del átomo en metros, centímetros y milímetros? Realiza el mismo cálculo suponiendo ahora que el átomo es: b) del



tamaño de un globo aerostático de 17 metros de diámetro y c) del tamaño de un balón de fútbol que tiene un diámetro de 22,3 cm d) ¿En qué caso(s) el ojo humano podría divisar el núcleo (no debe ser menor a los 0,1 mm)?

Estructura de Lewis y Enlace Químico9) Considere el grupo en el que aparecen los siguientes elementos representativos en la tabla periódica y luego complete la tabla con la cantidad de electrones de valencia y la estructura de Lewis correspondiente:Elemento Grupo Electrones de valencia Estructura de LewisMg, magnesio 2 o IIACl, cloro 17 o VIIAAl, aluminio 13 o IIIAO, oxígeno 16 o VIA

10) Determine la cantidad de electrones de valencia de las siguientes sustancias y luego dibuje la estructura de Lewis: O3, NH4

+ y CO32-

SolucionarioTeoría Atómica y Número de Partículas

1) De arriba hacia abajo, en la Columna B: 3, 4, 2 y 1

2) Tabla completada:

6731 Ga3+

Número atómico (Z) 31Número másico (A) 67Protones (p+) 31Neutrones (n) 36Electrones (e-) 28

3216 S2-

Número atómico (Z) 16Número másico (A) 32Protones (p+) 16Neutrones (n) 18Electrones (e-) 16

3) Tabla completada:Protones Neutrones Electrones

2412Mg2+ 12 12 10

7935Br2+ 35 44 36

168O2+ 8 8 10

4822Ti 22 26 22

4) Tabla completada:Símbolo elemento Ión protones electrones cargaMg Mg2+ 12 10 2+F F- 9 10 1-K K 19 18 0S S2- 16 18 2-Al Al3+ 13 10 3+

Masa Atómica Promedio 5) Masa atómica promedio del cloro, Cl = 35,54 u 6) Masa atómica promedio del magnesio, Mg = 24,31 u

Configuración electrónica y Propiedades Periódicas 7) Periodo 6 y Grupo 6 o VIB 8) a) Radio del átomo en proporción a la tierra: 637,1 m ; 63.710 cm y 637.100 mm; b) Radio del átomo en proporción al globo aerostático: 8,5*10-4 m ; 0,085 cm y 0,85 mm; c) Radio del átomo en proporción al balón de fútbol: 1,115*10-5 m ; 1,115*10-3 cm y 1,115*10-2 mm y d) El ojo humano sólo podría divisar el núcleo si el átomo fuera del tamaño de la tierra o del tamaño de un globo aerostático.

Estructura de Lewis y Enlace Químico9) Tabla completada:Elemento Grupo Electrones de valencia Estructura de Lewis

Mg, magnesio 2 o IIA 2

Cl, cloro 17 o VIIA 7

Al, aluminio 13 o IIIA 3

O, oxígeno 16 o VIA 6



10) Estructura de Lewis:

Apunte 3: Sustancia y EstequiometríaEsquema de contenidos

QuimiInstrúyete: Resumen teórico En principio las sustancias que se habían aislado o descubierto eran conocidas por los nombres que la alquimia o la historia les había otorgado, pero conforme fueron aumentando, se hizo evidente la necesidad de establecer un método universal para nombrarlas, es decir, una NOMENCLATURA.El origen de la nomenclatura química se remonta al año 1787 cuando se publicó “Méthode de nomenclature chimique”, un sistema propuesto por los científicos de origen francés Louis-Bernard Guyton de Morveau, Antoine-François de Fourcroy, Claude Louis Berthollet y Antoine Lavoisier. En palabras del propio Bernard Guyton de Morveau se trataba de “un método de denominación que ayuda a la inteligencia y a aliviar la memoria" y efectivamente ha sido así desde fines del siglo XVIII hasta la actualidad, pues ¿sabes cuántas sustancias se han identificado o sintetizado? Se alcanzó a la impresionante suma de 100.000.000 cien

millones de sustancias, exactamente el 23 de junio del año 2015.Desde el principio y hasta la actualidad, la instancia encargada de establecer-mantener y renovar las reglas para la nomenclatura química de sustancias orgánicas e inorgánicas es la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Ahora bien, toda sustancia orgánica u inorgánica se representa mediante una fórmula química, la cual, indica la cantidad exacta de átomos que la constituyen y para escribirla se considera la electronegatividad de los átomos que la constituyen, así se debe escribir primero el símbolo del elemento menos electronegativo y luego el del más electronegativo. Por ejemplo: NaCl, cloruro de sodio.

Sustancias inorgánicasActualmente, para las sustancias inorgánicas se aceptan tres sistemas o subsistemas de nomenclatura, estos son: a) el sistema de nomenclatura estequiométrica o sistemático, b) el sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional y c) el sistema de nomenclatura stock. Estos tres sistemas nombran a casi todas las sustancias inorgánicas, siendo las más comunes actualmente la sistemática y stock. Para la aplicación y uso de estos tres tipos de nomenclatura, es necesario conocer los estados o número de oxidación de algunos elementos.

Estado o número de oxidaciónSe define como la “carga hipotética” asignada a un átomo cuando comparte, cede o acepta electrones, en una sustancia. Las reglas para calcular el estado o número de oxidación de un átomo son las siguientes: 1) Para elementos libres es igual a cero (sustancias elementales y gases nobles). 2) Para el átomo de oxígeno es -2, excepto cuando forme peróxidos que es -1 3) Para el hidrógeno es +1, excepto cuando forme hidruros metálicos que es -1 4) Los metales tienen estados o número de oxidación positivos 5) Para los metales alcalinos del grupo 1 o IA es +1 6) Para los metales alcalinos térreos del grupo 2 o IIA es +2 7) En general, para los metales del grupo 13 o IIIA es +3 8) Los halógenos del grupo 17 o VIIA tienen un único estado o número de oxidación negativo que es -1, la mayoría, también tiene estados o número de oxidación positivos. 9) Para una sustancia neutra la suma de los estados o número de oxidación es igual a cero. 10) Para un ión poliatómico la suma de los estados o número de oxidación es igual a la carga del ión.

Un resumen de las reglas anteriormente descritas, aparecen en la siguiente tabla:



Nomenclatura sistemáticaUtiliza prefijos numerales griegos: mono (se puede omitir), di, tri, tetra, etc. Dichos prefijos nos indican la atomicidad que posea la molécula, o lo que es lo mismo, el número de átomos del mismo elemento que se encuentren en la molécula. Por ejemplo: CO = monóxido de carbono CO2 = dióxido de carbono Al2O3 = trióxido de dialuminio

Nomenclatura tradicionalTambién conocida como nomenclatura clásica, la de menor uso actualmente. Se emplea indicando al nombre del elemento un prefijo y sufijo que depende del estado o número de oxidación, tal como se indica en la siguiente tabla:

Cantidad de estados de oxidación Prefijo…… SufijoUno - ico

Dos - oso (menor) - ico (mayor)

Tres Hipo…. – oso (menor)

- oso (intermedio) - ico (mayor)

Cuatro

Hipo…. – oso (menor) - oso (intermedio) - ico (intermedio)

Per…. – ico (mayor)

Por ejemplo, para el bromo que tiene cuatro estados o número de oxidación (el cloro está actuando con su único estado de oxidación negativo que es -1): BrCl = cloruro hipobromoso = estado oxidación bromo +1 BrCl3 = cloruro bromoso = estado oxidación bromo +3 BrCl5 = cloruro brómico = estado oxidación bromo +5 BrCl7 = cloruro perbrómico = estado oxidación bromo +7

Nomenclatura stockSe nombra el compuesto colocando el estado o número de oxidación del metal en números romanos, al final del nombre del compuesto. Si tiene sólo un estado de oxidación, no se indica.Por ejemplo: LiCl = cloruro de litio = único estado oxidación litio +1 BrCl3 = cloruro de bromo (III) BrCl5 = cloruro de bromo (V) BrCl7 = cloruro de bromo (VII) Al2O3 = óxido de aluminio (II) CO2 = óxido de carbono (IV) CO = óxido de carbono (II)

Clasificación sustancias inorgánicasLas sustancias inorgánicas se clasifican según el número de elementos diferentes que la constituyen en: binarios, por ejemplo, NaCl, H2O y CO2; terciarios, por ejemplo, NaOH, H3PO4 y CuSO4; y cuaternarios, por ejemplo, NaHCO3.En este manual, nos dedicaremos a estudiar los binarios y ternarios, cuya clasificación se indica en el esquema siguiente:

Compuestos BinariosConstituidos por dos tipos de elementos diferentes.1) ÓxidosSe forman por un átomo de oxígeno y un átomo de algún otro elemento. 1.1) Óxidos Metálicos o Óxidos Básicos, M+O2-

En este caso, el oxígeno actúa con estado de oxidación -2 y se enlaza a otro elemento de tipo metálico (M+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.Por ejemplo:Óxido Metálico Sistemática Tradicional StockFeO Monóxido de hierro Óxido ferroso Óxido de hierro (II)Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido férrico Óxido de hierro (III)Li2O Óxido de dilitio Oxido lítico Óxido de litioZnO Monóxido de zinc Óxido cíncíco Óxido de zinc

1.2) Óxidos No Metálicos o Óxidos Ácidos, X+O2-

En este caso, el oxígeno actúa con estado de oxidación -2 y se enlaza a otro elemento de tipo no metálico (X+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.



Por ejemplo:Óxido NO Metálico Sistemática Tradicional StockBr2O3 Trióxido de dibromo Anhídrido bromoso Óxido de bromo (III)Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Anhídrido perclórico Óxido de cloro (VII)SO3 Trióxido de azufre Anhídrido sulfúrico Óxido de azufre (VI)P2O3 Trióxido de difósforo Anhídrido fosforoso Óxido de fósforo (III)

1.3) Peróxidos, M+O2-En este caso, cada uno de los dos átomos de oxígeno actúan con estado de oxidación -1 y se enlaza a otro elemento de tipo metálico (X+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.Por ejemplo:Peróxido Sistemática Tradicional StockNa2O2 Dióxido de disodio Peróxido sódico Peróxido de sodioLi2O2 Dióxido de dilitio Peróxido lítico Peróxido de litioFeO2 Dióxido de hierro Peróxido ferroso Peróxido de hierro (II)Fe2(O2)3 Triperóxido de dihierro Peróxido férrico Peróxido de hierro (III)

2) HidrurosSe forman por un átomo de hidrógeno y un átomo de algún otro elemento. 2.1) Hidruros Metálicos M+H-

En este caso, el hidrógeno actúa con estado de oxidación -1 y se enlaza a otro elemento de tipo metálico (M+), que actúa con estado o número de oxidación positivo.Por ejemplo:Hidruro Metálico Sistemática Tradicional StockCaH2 Dihidruro de calcio Hidruro cálcico Hidruro de calcioLiH Hidruro de litio Hidruro lítico Hidruro de litioFeH3 Trihidruro de hierro Hidruro férrico Hidruro de hierro (III)SrH2 Dihidruro de estroncio Hidruro estróncico Hidruro de estroncio

2.2) Hidruros No Metálicos, X-H+En este caso, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y se enlaza a otro elemento de tipo no metálico (X-), que actúa con estado o número de oxidación negativo.Por ejemplo:

Hidruro NO Metálico Sistemática Tradicional (nombre especial, común) Stock

NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco Hidruro de nitrógeno (III)PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina Hidruro de fósforo (III)AsH3 Trihidruro de arsénico Arsina Hidruro de arsénico (III)SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano Hidruro de silicio (IV)

3) HidrácidosLos hidrácidos, H+X- se forman con el hidrógeno actuando con estado de oxidación +1, pero a la izquierda en la fórmula química y se enlaza a un átomo no metálico (X-) del grupo de los halógenos, 17 o VIIA. Se incluyen, el telurio (Te) del grupo 16 o VIA y el anión poliatómico, cianuro (CN-). En este caso, no se utiliza nomenclatura stock.Por ejemplo:Hidrácido Sistemática Nombre en disolución acuosaHF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídricoHCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídricoHBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídricoH2Te Telenuro de hidrógeno Ácido telenhídrico

4) Sales BinariasLas sales, M+X- se forman entre un metal con estado de oxidación positivo y un no metal con estado de oxidación negativo (se excluye al hidrógeno y oxígeno).Por ejemplo:Sales Binarias Sistemática Tradicional StockNaCl Cloruro de sodio Cloruro sódico Cloruro de sodioAlBr3 Tribromuro de aluminio Bromuro alumínico Bromuro de aluminio (III)PbS2 Disulfuro de plomo Sulfuro plumboso Sulfuro de plomo (II)K2Se Selenuro de dipotasio Selenuro potásico Selenuro de potasio

Compuesto TernariosConstituidos por tres tipos de elementos diferentes. Facilita su nomenclatura reconocer los distintos tipos de iones poliatómicos, para este caso, los que están constituidos por dos tipos de átomos diferentes. En las siguientes tablas, se incluyen los más comúnmente utilizados:

Nombre Fórmula Nombre FórmulaIon amonio NH4

+ Ion hidróxido OH-

Ion carbonato CO32- Ion nitrato NO3

-

Ion fosfato PO43- Ion nitrito NO2

-

Ion cianuro CN- Ion sulfato SO42-

Ion permanganato MnO4- Ion sulfito SO3

2-

Ion cromato CrO42- Ion bisulfato HSO4

-

Ion dicromato Cr2O72- Ion oxalato C2O4

2-

1) HidróxidosLos hidróxidos, M+(OH-) están formados por un metal actuando con uno o algunos de su número de oxidación positivo y el anión poliatómico hidroxilo (OH-), el cual, en total presenta una carga de -1.Por ejemplo:Hidróxidos Sistemática Tradicional StockCuOH Hidróxido de cobre Hidróxido cuproso Hidróxido de cobre (I)Ca(OH)2 Dihidróxido de calcio Cal hidratada o cal

muertaHidróxido de calcio

Al(OH)3 Trihidróxido de aluminio Hidróxido alumínico Hidróxido de aluminioPb(OH)4 Tetrahidróxido de plomo Hidróxido plúmbico Hidróxido de plomo (IV)



2) Ácidos OxácidosLos ácidos oxácidos, H+X+O2- están formados por un hidrógeno con estado de oxidación +1, a la izquierda; un oxígeno con estado de oxidación -2 a la derecha y un no metal con estado de oxidación positivo en medio. La nomenclatura tradicional es la más utilizada.Por ejemplo:Ácidos Oxácidos Sistemática Tradicional Stock

H2SO4Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno Ácido sulfúrico Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

HNO3 Trioxonitrato (V) de hidrógeno Ácido nítrico Ácido trioxonítrico (V)

HClO4Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno Ácido perclórico Ácido tetraoxoclórico (VII)

HBO2 Dioxoborato (III) de hidrógeno Ácido metabórico Ácido dioxobórico (III)

3) Sales TernariasLas sales ternarias, M+(XO)- están formadas por un metal actuando con uno o algunos de su número de oxidación positivo, a la izquierda y un anión poliatómico a la derecha con carga negativa, a la derecha. También son llamadas oxisales.Por ejemplo:Sales Ternarias Sistemática Tradicional StockNaNO3 Trioxonitrato (V) de sodio Nitrato sódico Nitrato de sodioCu3(PO4)2 bis[tetraoxofosfato (V)] de tricobre Fosfato cúprico Fosfato de cobre (II)Sn(NO2)4 tetrakis[dioxonitrato (III)] de estaño Nitrito estáñico Nitrito de estaño (IV)

CaCO3trioxocarbonato (IV) de calcio Carbonato

cálcicoCarbonato de calcio

Sustancias cuaternariasEstán formadas por cuatro átomos diferentes, el caso del hidrógeno sulfito de sodio, NaHSO3 es un ejemplo característico de este tipo de compuestos ya que esta molécula está compuesta por cuatro átomos, el de sodio, el hidrógeno, el azufre y el oxígeno.Entre las sustancias cuaternarias se pueden encontrar: sales ácidas y sales de amonio.Por ejemplo:Sustancia Sistemática Tradicional StockNa2HPO4 Hidrógenotetraoxofosfato (V) de sodio Fosfato ácido de sodio Hidrógenofosfato de

sodioKHCO3 Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de

potasioBicarbonato de potasio

Hidrógenocarbonato de potasio

NaHCO3 Hidrogenotrioxocarbonato(IV) de sodio Bicarbonato de sodio Hidrogenocarbonato de sodio

CrHSO3 Hidrogenotrioxosulfato (IV) de cromo (III)

Sulfito ácido de cromo (III)

Hidrogenosulfito de cromo (III)

Sustancia, Elemento, Compuesto, Molécula y Red CristalinaEs muy común confundir estos conceptos químicos, por ello antes de continuar, se presenta una tabla que resume definiciones e indica ejemplos clarificadores:

Sustancia Elemento Compuesto Molécula Red Cristalina

Tienen una composición definida y constante. No se descomponen en otras más simples por métodos físicos. Pueden ser elementos o compuestos.

Átomo o grupos de átomos de la misma clase o tipo.

Dos o más átomos distintos unidos mediante algún tipo de enlace.Es decir, se incluyen todas las moléculas de dos o más átomos distintos y los sólidos cristalinos y amorfos.

Están formadas por un número definido de átomos iguales o diferentes, unidos por enlace químico y son la menor proporción en la que puede presentarse en estado libre y estable.

Ordenamiento regular en forma geométrica de los átomos, moléculas o iones de una sustancia en una estructura cristalina interna que se va repitiendo de forma indefinida hasta ser visible en el exterior.

Ejemplos:Cu, cobre atómicoCu(s), “alambre de cobre”S8(s), azufre sólidoO2, oxígeno molecular.H2O, aguaNaCl, cloruro de sodioC6H12O6, glucosaCuSO4, sulfato de cobre

Ejemplos:Cu, cobre atómicoCu(s), “alambre de cobre”S8(s), azufre sólidoO2, oxígeno molecular.

Ejemplos:H2O, aguaNaCl, cloruro de sodioC6H12O6, glucosaCuSO4, sulfato de cobre

Ejemplos:H2O, aguaO2, oxígeno molecular.C6H12O6, glucosa

Ejemplos:NaCl, cloruro de sodioCuSO4, sulfato de cobre Cu(s), “alambre de cobre” S8(s), azufre sólido

MagnitudesEn el capítulo anterior, aprendidos que la masa atómica para un elemento corresponde a la masa ponderada de acuerdo con su abundancia en la naturaleza de los isótopos de un elemento. La masa atómica comúnmente aparece alrededor del símbolo del elemento en la tabla periódica. Esta magnitud y otras revisaremos en este apartado.

Nota importante: trabaja con la cantidad de cifras significativas (c.s.) que utiliza o acostumbra tu docente de aula, si no tiene claridad ¡¡pregunte!! Por otra parte, es muy común utilizar los valores de masas atómicas con valores aproximados a los que aparecerán en los siguientes párrafos, así que ¡¡no desespere!! Y, finalmente, ten presente obtener el resultado correcto depende principalmente de que realices bien el procedimiento.



Masa atómicaLa masa atómica corresponde a la masa de un átomo en unidades de masa atómica, u.Por ejemplo:Masa atómica del oxígeno, O= 15,999 uMasa atómica del calcio, Ca= 40,078 uMasa atómica del mercurio, Hg= 200,59 u

Masa molecularLa masa molecular (peso molecular) corresponde a la suma de las masas atómicas de los elementos que constituyente una molécula. Se expresa en unidades de masa atómica, u.Por ejemplo: la masa molecular de la glucosa, C6H12O6

Elemento Masa atómica (u) Multiplicamos por el número de átomos

C 12,0107 u * 6 = 72,0642 uH 1,00794 u * 12 = 12,0953 uO 15,9994 u * 6 = 95,9964 u

MASA MOLECULAR = 180,156 u

Masa formularLa masa formular (peso formular) corresponde a la suma de las masas atómicas de los elementos que constituyen una red cristalina. Se expresa en unidades de masa atómica, uPor ejemplo, la masa molecular del sulfato de cobre, CuSO4


Cu 63,546 u * 1 = 63,546 uS 32,065 u * 1 = 32,065 uO 15,9994 u * 4 = 63,998 u

MASA FORMULAR = 159,609 uMasa molarLa masa molar (Mm) corresponde a la masa de un átomo, una molécula o una red cristalina, expresada en gramos partidos por mol (g/mol).Por ejemplo:

Masa molar del ión de calcio, Ca2+ = 40,078 g/molMasa molar de átomo de mercurio, Hg = 200,59 g/molMasa molar de la molécula de glucosa, C6H12O6 = 180,156 g/molMasa molar de la red cristalina de sulfato de cobre, CuSO4 = 159,609 g/mol

molUn mol es la cantidad de sustancias que contiene el mismo número de entidades elementales que en el número de átomos de carbono-12 que hay en una cantidad de 12 gramos exactamente. El número de entidades elementales (iones, átomos, moléculas, unidad fórmula, etc.) en un mol es la constante de Avogadro, NA

NA = 6,02214199*1023 entidades elementales

¿Entendiste algo? Poco, nada… no te abrumes, en cursos de química general, lo más relevante es ser capaces de resolver ejercicios utilizando la constante de Avogadro, aunque para ello, debemos entender más o menos de qué se trata, para eso, realizaremos la siguiente comparación entre una docena y un mol, a ver si queda un poco más claro:

De la misma forma que una docena tiene 12 unidades o entidades, un mol tiene 6.022*1023, aproximadamente:

Docena mol12 entidades 6,022*1023 entidades

Así como una docena de cualquier ejemplo serán 12 entidades, un mol de cualquier sustancia será 6,022*1023 entidades. Sin embargo, de la misma forma que no podrías afirmar que “1 docena de huevos tiene 12 sandías”, es un error afirmar que “1 mol de Ca2+ tiene 6,022*1023 moléculas”. En otras palabras, no se debe mezclar “peras con manzanas”, aunque esto es fácil cuando revisamos los ejemplos de docenas, es común confundirse cuando se trata de mol, por ello, te recomendamos revisar muy detenidamente el lado derecho de la siguiente tabla, para evitar errores en los ejercicios futuros.

Docena molEjemplo Cantidad entidades Ejemplo Cantidad entidades

1 docena de huevos 12 huevos 1 mol de calcio, Ca2+ 6,022*1023 iones1 docena de balones 12 balones 1 mol de mercurio, Hg 6,022*1023 átomos

1 docena de sandías 12 sandías 1 mol de glucosa, C6H12O6 6,022*1023 moléculas

1 docena de elefantes 12 elefantes 1 mol de sulfato de cobre, CuSO4

6,022*1023 unidad fórmula

De la misma forma que 1 docena de balones no masará lo mismo 1 docena de elefantes; 1 mol de mercurio NO MASA lo mismo que 1 mol de glucosa, C6H12O6.

Ejemplo de mol Masa (g)1 mol del ión de calcio, Ca2+ 40,078 g

1 mol de átomo de mercurio, Hg 200,59 g1 mol de la molécula de glucosa, C6H12O6 180,156 g

1 mol de la red cristalina de sulfato de cobre, CuSO4 159,609 g

¿Cómo relacionar gramos, mol y número de partículas?La fórmula general para determinar la cantidad de mol es:

Y, la relación básica para determinar el número de partículas es:

o



Ahora bien, matemáticamente hablando predominan dos formas de realizar relaciones entre estas magnitudes. Una, es el factor de conversión o factor de unidad y la otra, es utilizando reglas de tres. El factor de conversión se basa en multiplicar por una o varias fracciones en las que el numerador y el denominador son cantidades iguales expresadas en unidades de medida distintas, de tal manera, que cada fracción equivale a la unidad. Es un método muy efectivo para cambio de unidades y resolución de ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de tres. El factor de conversión es muy común cuando se deben realizar varias conversiones para resolver un ejercicio, ya lo revisaremos más adelante.Un esquema que facilita la conversión entre estas magnitudes, independiente de la forma matemática que utilices para resolver, es el siguiente:

Ejercicios Resueltos:1) ¿Cuántos mol están contenidos en una muestra de 2,56 g de sulfato de cobre, CuSO4 (Mm= 159,609 g/mol)?

Resolviendo con la fórmula:

Resolviendo con regla de tres:

¿Qué masa en gramos está presente en una muestra de 3,5 mol de mercurio, Hg (Mm=200,59 g/mol)?

Resolviendo con la fórmula despejada:


¿Qué cantidad de moléculas de glucosa, C6H12O6 están contenidas en una muestra de 0,78 mol de dicha sustancia?

Resolviendo con fórmula:


¿Cuántos mol de sustancia están contenidos en 7,53*1023 iones de calcio, Ca2+?

Resolviendo con fórmula:

Resolviendo con regla de tres simple:

Fórmulas QuímicasRepresentación mediante símbolos de la composición de una sustancia pura. En una fórmula aparecen los símbolos de los elementos que componen la sustancia y la proporción en la cual se combinan los átomos.

Fórmula empírica: Indica los elementos que están presentes en una sustancia y la relación mínima que hay entre los átomos, en números enteros. Sin embargo, no indica necesariamente el número real de átomos en la sustancia.

Fórmula molecular : Indica los elementos y el número exacto de átomos que están presentes en una sustancia.

Por ello, en ocasiones la fórmula empírica coincide con la fórmula molecular, tal como lo podemos observar en uno de los ejemplos presentado en la siguiente tabla ¿lograste identificar en cuál de ellos?:

Sustancia Fórmula Empírica Fórmula MolecularGlucosa CH2O C6H12O6

Propano C3H8 C3H8

Butano C2H5 C4H10

¿Cómo determinar la fórmula empírica y molecular?La recomendación es seguir atentamente y en orden una serie de pasos que evitarán errores. Presta atención al siguiente ejemplo: Determinaremos la fórmula empírica y luego la fórmula molecular de 2-desoxirribosa un monosacárido que forma parte del ADN y que tiene una composición centesimal, en masa de 44,77% de carbono, 7,52% de hidrógeno y 47,71 % de oxígeno. Su masa molecular determinada experimentalmente es 134,01 u

(masa molar (g/mol): C = 12,0 ; H = 1,01 y O = 16,0 )



Paso 1: Como la suma de los porcentajes es 100%, se puede escoger asumir que tenemos una muestra de 100 g de 2-desoxirribosa, pues son numéricamente iguales:

masa 2- desoxirribosa=(44,77 g+7,52 g+47,71 g)=100 g

Paso 2: Convertir las masas de los elementos en los 100 g de muestra a mol. Para esto se necesita conocer las masas molares de cada átomo, dadas en el enunciado ejercicio:

Paso 3: Convertir cada cantidad de mol obtenida, en los números enteros más pequeños posible, para ello, se divide la cantidad de mol de cada átomo, por el número menor de mol de átomos:

Paso 4: Si los valores obtenidos difieren de ser número enteros, se deben aplicar por un número entero pequeño que convierta todos ello en números enteros (en general, se comienza probando con 2, luego 3 y así sucesivamente):

1,25*4=52,50*4=101,00*4=4

La fórmula obtenida por este método es C5H10O4 que es la fórmula más simple posible o FÓRMULA EMPÍRICA.

Paso 5: Para determinar la FÓRMULA MOLECULAR, se debe determinar la masa molecular de la fórmula empírica, luego dividir por la masa molecular determinada experimentalmente que aparece en el enunciado del ejercicio por la masa de la fórmula empírica y, finalmente, multiplicar a cada átomo de la fórmula empírica por el valor obtenido en el paso anterior:

5.1) Determinación masa molecular fórmula empírica, C5H10O4:


C 12,0 u * 5 = 60,0 uH 1,01 u * 10 = 10,01 uO 16,0 u * 4 = 64,0 u

MASA MOLECULAR = 134,01 u

5.2) División de la masa molecular experimental por la masa fórmula empírica:

5.3) Obtención de la fórmula molecular:

En este caso, la fórmula empírica coincidió con la fórmula molecular. Aplica esta serie de pasos en uno de los ejercicios propuestos al finalizar el capítulo y comprobarás que se pueden obtener factores distintos de 1 y, por lo tanto, la fórmula empírica y la fórmula molecular no coinciden.

Reacciones químicas Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos, en otras palabras, es el proceso mediante el cual tiene lugar una transformación química. La evidencia experimental para afirmar que ha ocurrido una transformación química son uno o más de uno de los siguientes cambios en las propiedades físicas: a) Un cambio de color b) La formación de un sólido (precipitado) c) El desprendimiento de un gas d) La absorción o desprendiendo de calorPara representar una reacción química se utiliza una ecuación química utilizando símbolos y fórmulas químicas, según:

Símbolos ecuación química y su significado:

Símbolo Significado+ Se utiliza para separar dos reactivos o dos productos

Se usa para separar los reactivos de los productos, reacción irreversible= Símbolo alternativo a

Se usa para separar los reactivos de los productos, reacción reversible(s) Indica que la sustancia se encuentra en estado sólido

Símbolo alternativo a (s) para un producto sólido que precipita(l) Indica que la sustancia se encuentra en estado líquido(g) Indica que la sustancia se encuentra en estado gas

Símbolo alternativo a (g) para un producto gaseoso que se libera(ac) Indica que la sustancia se encuentra en disolución acuosa

∆ Indica que en el transcurso de la reacción se necesita o desprende calor

Pt Una fórmula escrita sobre o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que aumenta la velocidad de reacción y se recupera o no sufre

transformación durante el transcurso reacción)



Ejemplo ecuación química:

Nota importante: Los valores subrayados delante de cada fórmula corresponden a los COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Estos valores son los únicos “números” que podrá modificar más adelante cuando aprendamos a balancear ecuaciones. Note que los valores “1” no se anotan, igual que en matemáticas.Leyes fundamentales de las reacciones químicasUn primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de sustancias que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. En el siglo XVIII mejoraron las técnicas y se concedió la debida importancia a la medida, lo cual permitió descubrir y enunciar leyes. Las Leyes fundamentales, son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas.

Ley de Lavoisier o de la conservación de la

materia

Ley de Proust o de las proporciones definidas

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de

combinación

La masa total de las sustancias presentes

después de una reacción química es la misma

que la masa total de las sustancias antes de la

reacción.

Todas las muestras de un compuesto tienen

la misma composición, es decir, las mismas

proporciones en masa de los elementos constituyentes.

Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento están en una relación de números

enteros sencillos.

Cuando se produce una reacción química en la que intervienen gases, los volúmenes de las

sustancias gaseosas que intervienen la reacción

guardan entre sí una relación dada por números

sencillos.

Antoine-Laurent de Lavoisier (1743- 1794),

químico, biólogo y economista francés.

Joseph Louis Proust (1754-1826),

farmacéutico y químico francés

John Dalton (1766-1844), químico, matemático y meteorólogo británico.

Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850), químico y

físico francés.

Balances de ecuaciones químicasCuando se escribe o se desean realizar cálculos en una ecuación química, se debe comprobar que este cumple con la Ley de conservación de la materia, es decir, que el número de átomos que hay de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación.

¡¡COMPRUEBA!! que la siguiente ecuación química está balanceada:

Si no estuviera balanceada, para lograr el equilibrio se pueden “ajustar o cambiar” sólo los COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS por los números enteros y sencillos que hagan falta.

Se utilizan dos métodos igualmente efectivos para ajustar o balancear una ecuación, a continuación, revisaremos ambos y se sugiere utilizar el que resulte más fácil para usted.Método por tanteo: consiste e ir ensayando coeficientes en reactantes y productos, se comienza por los valores enteros más pequeño y se va comprobando el balance.Método algebraico: consiste en establecer un sistema de ecuaciones, el cual se resuelve asignando un valor arbitrario para uno de los coeficientes.

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