Quimica I cobay

Química I

DERECHOS RESERVADOS

Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del texto de la presente obra, bajo cualquier forma electrónica o mecánica, incluyendo fo-tocopiado, almacenamiento en cualquier sistema de recuperación de información o grabado sin el consentimiento previo y por escrito del editor.

Impreso en México

Dirección y realización del proyectoL.C.C. Gabriel Barragán CasaresDirector General del Colegio de Bachilleres del Estado de Yucatán Planeación y coordinaciónLic. Alejandro Salazar OrtegaDirector Académico Metodología y estrategia didácticaLic. Lorenzo Escalante PérezJefe del Departamento de Servicios Académicos Coordinadora de la asignatura de 1a y 2a ediciónQ.F.B. Ruby Azucena Basto Rodríguez

Revisión de la 3a ediciónQ.F.B. Maricarmen Aguilar MéndezJefa de materia

ColaboradoresQ.F.B. Nidia Rosa MaldonadoQ.F.B. Ana Victoria Zapata EncaladaC.D. Diego SilvestreL.E.M. Juan Jesús NadalIng. José Garrido

3ª EdiciónJulio 2011

Química I

La Reforma Integral de la Educación Media SuperiorLa Educación Media Superior (EMS) en México enfrenta desafíos que podrán ser �� permita a sus distintos actores avanzar ordenadamente hacia los objetivos pro-puestos. Es importante saber que la EMS en el país está compuesta por una serie de subsistemas que operan de manera independiente, sin correspondencia a un ��El reto es encontrar los objetivos comunes de esos subsistemas para potenciar sus alcances y de esta manera lograr entre todos reglas claras de operación. Es impor-tante para el desarrollo de la EMS, que ustedes docentes y estudiantes conozcan los ejes que la regulan, como opera y los retos que enfrenta en la actualidad para asumir a partir de dicho conocimiento una actitud diferente que nos permita coadyuvar en este esfuerzo.

Los diferentes subsistemas de la EMS han realizado cambios en sus es-��para que la población a la que atiende (jóvenes entre los 15 y 21 años aproxima-damente) adquiriera conocimientos y habilidades que les permitan desarrollarse de manera satisfactoria, ya sea en sus estudios superiores o en el trabajo y, de manera más general, en la vida. En esta misma línea, no se debe perder de vista el contexto social de la EMS: de ella egresan individuos en edad de ejercer sus derechos y obligaciones como ciudadanos, y como tales deben reunir, en adición a ��actitudes y valores que tengan un impacto positivo en su comunidad y en el país en su conjunto.

Es en este contexto que las autoridades educativas del país, han pro-puesto la Reforma Integral de la Educación Media Superior (RIEMS), cuyos objetivos consisten en dar identidad, calidad, equidad y pertinencia a la EMS, a través de mecanismos que permitan articular los diferentes actores de la misma en un Sis-tema Nacional de Bachillerato dentro del cual se pueda garantizar además de lo anterior, tránsito de estudiantes, intercambio de experiencias de aprendizaje y la ��

Lo anterior será posible a partir del denominado Marco Curricular Común (MCC) de la RIEMS, el cual se desarrolla considerando el modelo de competen-cias, y que incluye: Competencias Genéricas, Competencias Disciplinares (básicas y extendidas) y Competencias Profesionales (básicas y extendidas). Esta estructura permite observar de manera clara, los componentes comunes entre los diversos subsistemas, así como aquellos que son propios de cada uno y que por consiguien-te, los hace distintos. Lo anterior muestra como la RIEMS respeta la diversidad del nivel educativo del país, pero hace posible el Sistema Nacional del Bachillerato, conformado por las distintas instituciones y subsistemas que operan en nuestro país.

Bachillerato Universitario Bachillerato General Bachilleratos Tecnológicos

Competencias Genéricas

Competencias Disciplinares Básicas

Competencias Disciplinares extendidas

Competencias Profesionales Básicas

Competencias Profesionales Extendidas

Química I

III

Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y acti-��y programas de estudio existentes y se adapta a sus objetivos; no busca reempla-��!��"��#$�

Nuestro subsistema pertenece al conjunto de los que ofrecen bachille-��#%%��&��-sarrollar en los estudiantes capacidades que les permitan adquirir competencias genéricas, competencias disciplinares básicas y extendidas, además de competen-cias profesionales básicas.

Las competencias genéricas son las que todos los bachilleres deben estar ��'��*��"��en él; les capacitan para continuar aprendiendo de forma autónoma a lo largo de sus vidas, y para desarrollar relaciones armónicas con quienes les rodean, así �� &�� !�� +�� $��/��0��4continuación se listan las once competencias genéricas, agrupadas en sus catego-rías correspondientes:

Se autodetermina y cuida de sí

1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue.

2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros.

3. Elige y practica estilos de vida saludables.

Se expresa y comunica

4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados.

6��"��

5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos.

6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia ge-�� "��

Aprende de forma autónoma

7. 4�� +��

Trabaja en forma colaborativa

8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.

Participa con responsabilidad en la sociedad

9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad, región, México y el mundo.

10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversi-dad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.

11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables.

Química I

IV

Las competencias disciplinares son las nociones que expresan conoci-mientos, habilidades y actitudes que consideran los mínimos necesarios de cada ��&�-rentes contextos y situaciones a lo largo de la vida. Las competencias disciplinares pueden ser básicas o extendidas.

Las competencias disciplinares básicas procuran expresar las capacida-des que todos los estudiantes deben adquirir, independientemente del plan y pro-gramas de estudio que cursen y la trayectoria académica o laboral que elijan al terminar sus estudios de bachillerato. Las competencias disciplinares básicas dan sustento a la formación de los estudiantes en las competencias genéricas que inte-��#$��&��-vos, contenidos y estructuras curriculares; se organizan en los campos disciplinares siguientes: Matemáticas, Ciencias Experimentales (Física, Química, Biología y Eco-logía), Ciencias Sociales y Humanidades (Historia, Sociología, Política, Economía, 4��7��8��9��&��+��<�%��=7��-presión oral y escrita, Literatura, Lengua extranjera e Informática).

Para la asignatura Introducción a las ciencias sociales se tienen las si-guientes competencias disciplinares básicas:

Propósito�� >��'�adquiridos, ampliando y profundizando los conocimientos, habilidades, actitudes y valores relacionados con el campo de las ciencias experimentales, promoviendo el reconocimiento de esta ciencia como parte importante de su vida diaria y como una herramienta para resolver problemas del mundo que nos rodea, implementan-��+��-��+��La relación de la Química con la tecnología y la sociedad, y el impacto que ésta genera en el medio ambiente, buscando generar en el estudiante una conciencia de cuidado y preservación del medio que lo rodea así como un accionar ético y responsable del manejo de los recursos naturales para su generación y las genera-ciones futuras.

Estrategia didácticaPara contribuir al desarrollo de las sesiones de aprendizaje en el aula, se estable-ció una estrategia que permita integrar los elementos del programa de la asignatu-ra, con los materiales de apoyo y la actividad de docentes y estudiantes.

$� �� "�� pretende ser un algoritmo que el docente deba seguir al pie de la letra, si no que debe adaptarlo a las características propias del contexto en el que se desarrollan las sesiones de aprendizaje.

La estrategia consta de seis pasos o etapas, mismas que deberán cono-cerse en las primeras sesiones, para un mejor desarrollo de las mismas. Los pasos se listan y describen a continuación:

� Dinamización y motivación

� Contextualización

� Desarrollo de criterios

� Síntesis

� Realimentación

� Evaluación de la competencia

Dinamización y motivación

En el proceso de construcción del aprendizaje, es indispensable para el facilitador tener evidencia de los aprendizajes previos que el alumno ha adquirido y conside-rar que es a partir de los mismos que se desarrollarán los nuevos.

Química I

V

Contextualización

En el desarrollo de competencias se hace necesario el aprendizaje contextual, es �� +�� estudiantes. La contextualización deberá realizarse al inicio de cada bloque en los que se organizan los contenidos en los programas de estudio.

Desarrollo de criterios

��&��0��?��4��=0?4<�facilita el quehacer del estudiante en la adquisición de competencias. En esta etapa de la estrategia, estudiantes y docentes deben estar pendientes del proce-so de asimilación. Galperin lo describe como un proceso de etapas y no como un fenómeno inmediato.

Las distintas etapas del proceso de asimilación que el alumno experi-menta para desarrollar el aprendizaje son: la etapa de motivación la cual debe fomentarse y mantenerse durante todo el curso, recordemos que si un alumno no esta motivado, difícilmente aprenderá. La segunda etapa de este proceso es la &��0?4��&��&��alumno desarrolle una competencia. La RIEMS sugiere la creatividad como método �&��'��

7�0?4�� &��importantes, la orientación al alumno, que como ya dijimos debe estar precedida por una buena carga de motivación, dicha orientación puede ser de dos tipos, completa en la que el maestro le proporciona al alumno todos los aspectos de un contenido, e incompleta en la cual se dejan ciertos aspectos de un contenido para que el alumno pueda descubrir o investigar por sí mismo. La generalidad es otro ��0?4��-lizada, es decir, el docente puede mostrar hechos concretos relativos a algún con-tenido o puede abarcar el mismo contenido pero por medio de hechos generales, que tengan alguna relación con el concepto que se expone al alumno.

��@��0?4�Este se presenta de dos formas pre-elaborada e independiente. En el primero, el alumno llega a obtener el aprendizaje de manera conjunta con el facilitador y en la segunda los alumnos adquieren el conocimiento en forma independiente.

Síntesis

4�� >�� +�� -cias de conocimiento, desempeño, producto y actitud de manera que el docente cuente con estrategias para la evaluación formativa logrando involucrar al estu-diante en procesos de coevaluación.

Realimentación

4�� con la vida cotidiana del estudiante y se hace referencia a las situaciones en las cuales éstos resultarán útiles prácticamente al estudiante.

Evaluación de la competencia

Para llevar a cabo la evaluación sumativa de las competencias que se indican en los programas de estudio, se contempla esta etapa la cual debe verse como parte del proceso, es decir, no debe en ningún momento separarse de la formativa. La mejor forma de lograr esta unidad será integrando un portafolio de evidencias de aprendizaje.

Química I

VI

Simbología empleada en la guía

1. Dinamización y motivación

2. Contextualización

3. Desarrollo de criterios

4. Síntesis

5. Realimentación

6. Evaluación de la competencia

Química I

VII

ContenidoBloque I Reconoces a la Química como una herramienta para la vida 2

Sesión A. ¿Qué es la Química? 5¿Qué es la Química? 5

La Química en nuestro mundo cotidiano 6

Sesión B. Desarrollo histórico de la Química 7La Química a través del tiempo 8

Relación de la Química con otras ciencias 9

Sesión C. El método científico 11Método científico 11

Bloque II Comprendes la interrelación de la materia y la energía 24

Sesión A. Aprendiendo las propiedades de la materia 27Definición de materia 27

Clasificación de la materia 28

Propiedades extensivas e intensivas 29

Propiedades químicas y físicas de la materia 30

Sesión B. Características de los estados de agregación y los cambios de la materia 30

Estados de agregación de la materia 31

Cambios de estado de la materia 33

Cambios de la materia 34

Sesión C. Tipos de energía y sus características 36Energía 36

Características y manifestaciones de la energía 37

Química I

VIII

Bloque III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones 52

Sesión A. Aportaciones históricas al modelo atómico actual 55Primeras aproximaciones al modelo atómico 55

El cubo atómico 57

Sesión B. Partículas subatómicas 59Partículas subatómicas y sus características más relevantes 59

El electrón y el modelo atómico de Thomson 59

Eugen Golstein: El protón y los rayos canales 60

El neutrón y los experimentos de Chadwik 60

Sesión C. Isótopos y su aplicación 63Isótopo 63

Radiactividad 67

Utilidad de los isótopos 69

Sesión D. Modelo atómico actual de la mecánica cuántica (números cuánticos y configuraciones electrónicas) 70

Modelo atómico actual 71

Números cuánticos 72

La configuración electrónica 74

Representación gráfica o diagrama energético 77

Configuraciones y diagramas energéticos con la técnica de Kernel 78

Electrón diferencial 80

Bloque IV Interpretas la tabla periódica 88

Sesión A. Historia de la tabla periódica 91Tabla periódica 91

Ubicación y clasificación de los elementos 91

Química I

IX

Sesión B. Características de la tabla periódica 92Distribución de los elementos en la tabla periódica 93

Grupo, periodo y bloque 93

Bloques s, p, d y f 95

Sesión C. Las propiedades periódicas 97Propiedades periódicas y su variación en la tabla periódica 97

Radio atómico 97

Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad 98

Sesión D. Importancia de los metales y no metales 100Utilidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del país 100

Características de los metales 101

Características de los no metales 102

Bloque V Interpretas enlaces químicos e interacciones intermoleculares 108

Sesión A. Enlace químico, estructura de Lewis y regla del Octeto 110Enlace químico 111

Regla del octeto 112

Formación de iones y enlace iónico 116

Sesión B. Enlace covalente 118Enlace covalente 119

Características de los diferentes tipos de enlace covalente 120

Geometría molecular y polaridad 124

Teoría de orbitales moleculares 125

Sesión C. Enlace metálico 127El enlace metálico, concepto y teorías 127

Teoría de bandas 127

Química I

X

Sesión D. Fuerzas intermoleculares 129Fuerzas Intermoleculares 129

Fuerzas de Van der Waals 130

Fuerzas dipolo-dipolo 130

Fuerzas de dispersión o fuerzas de London 130

Sesión E. Puente de hidrógeno 131Puente de hidrógeno 131

Características del agua 133

Bloque VI Manejas la nomenclatura Química inorgánica 140

Sesión A. Reglas de nomenclatura 144Valora la utilidad y manejo del lenguaje químico 145

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos 152

Sesión B. Óxidos metálicos y no metálicos 157Óxidos metálicos (óxidos básicos) 158

Sesión C. Hidruros metálicos, hidruros no metálicos (con carácter ácido), hidruros no metálicos (o hidrobase) y sales binarias 165

Hidruros metálicos 166

Hidruros no metálicos (con carácter ácido) 167

Hidrácidos 167

Hidruros no metálicos o Hidrobase 168

Sales binarias 169

Bloque VII Representas y operas reacciones químicas 174

Sesión A. Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas 177Símbolos y fórmulas 177

Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas 178

Química I

XI

Sesión B. Tipos de reacciones químicas 180Las reacciones químicas 180

Reacciones por descomposición 182

Reacciones de sustitución simple 183

Reacciones de sustitución doble 184

Sesión C. Balanceo de ecuaciones químicas 185Balanceo de ecuaciones químicas 186

Balanceo por tanteo (aproximaciones) 186

Balanceo de ecuaciones rédox por el método del número de oxidación 188

Reglas de asignación para los números de oxidación 190

Pasos para balancear una ecuación por rédox: 191

Bloque VIII Comprendes los procesos asociados con el calor y la velocidad de las reacciones químicas 202

Sesión A. Entalpía de formación y de reacción, y reacciones exotérmicas y endotérmicas 206

Entalpía de formación y entalpía de reacción 206

Reacciones endotérmica y exotérmica 207

Sesión B. Velocidad de reacción 209Velocidad de reacción 210

Teoría de las colisiones 210

Frecuencia de colisión 210

Orientación 210

Energía de activación 211

Factores que modifican la velocidad de reacción 211

Sesión C. Desarrollo sustentable 214Desarrollo sustentable 214

Desarrollo tecnológico 215

Química I

XII

Química I

XIII

Bloque I Reconoces a la Química como una herramienta para la vida

Desempeños del estudiante al concluir el bloque

� Comprende el concepto de química su desarrollo histórico y su relación con otras ciencias.

� K��+��-cionados con la Química de su entorno inmediato.

Objetos de aprendizaje

� La Química

� ��+��

Competencias a desarrollar

1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad ��

2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones éticas.

3. O�� &�� plantea las hipótesis necesarias para responderlas.

4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a ��&�� realizando experimentos pertinentes.

5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.

6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos &��

7. ��solución de problemas cotidianos.

8. Explica el funcionamiento de máquinas de uso común a partir de ��

10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o ��

11. 4��&��físico y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.

12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus procesos vitales y el entorno al que pertenece.

14. 4��>��y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana.

ProyectoX��Y�� +��-��

Dinamización y motivación4 �� >�� de la Química que nos toca desarrollar en este curso.

Es importante comprender las intenciones de cada bloque, las cuales se incluyen en las unidades de competencias que aparecen al inicio de éstos, de tal manera que establezcas el compromiso de aprender la importancia que tiene la Química en nuestra vida diaria.

Para comenzar, seguramente, alguna vez te has preguntado qué es la Química y para qué te puede servir. Pues bien, el objetivo de este bloque es, pre-cisamente, tratar de dar respuesta a éstas y a otras muchas preguntas.

Contextualización4��Z

Lupita se levanta a las 6:00 a.m. para iniciar su rutina de cada día. Por lo general, antes de salir de su casa, realiza las siguientes actividades: se baña, �� 4��>��con mucho entusiasmo, mostrándose siempre muy alegre y colaborativa con sus ��'��4�� %��juntos. Sus amigas le han dicho que él no es nada guapo, no se explican por qué anda juntos: ella es muy bonita; a lo cual ella les responde que “hubo química” entre ambos y que además la trata muy bien.

Cuando regresa al trabajo, cumple todas sus tareas, procurando dejar el menor número posible de pendientes para el día siguiente. Se retira a las 7:00 p.m., llega a su casa, se cambia de ropa y sale a caminar al parque con su perro. Después de un rato, vuelve casa, prepara una rica cena, se baña y se dispone a dormir, para descansar y poder comenzar de nuevo su rutina al día siguiente.

Después de haber leído el texto anterior, contesta lo siguiente:

1. ¿En qué parte de la rutina diaria de Lupita interviene la Química?

2. ¿Crees que la Química tiene que ver con el hecho de que Lupita haya aceptado por novio a Carlos?

3. ¿Qué ocurre químicamente en Lupita cuando duerme?

Química I

4

Árbol

Fábrica

Nube

Oxidación

AutomóvilSer humano

Basándote en la imagen anterior, describe qué relación tiene la Química con las actividades que se están realizando.

Sesión A. ¿Qué es la Química?

Criterios a desarrollar � Comprendo la importancia de la Química, ubicando las aplicaciones que

ésta tiene en las actividades que realizo de manera cotidiana.

� Desarrollo un sentido de responsabilidad al conocer la utilidad que tiene la Química en mi vida cotidiana.


¿Qué es la Química?La Química es la ciencia que se encarga de estudiar las transformaciones de la materia y forma parte, al igual que la Física y la Biología, de las Ciencias Natura-les. Llamamos naturaleza al conjunto de seres y hechos que nos rodean, los cuales constituyen el campo de estudio de las ciencias.

6��>��-�� -probables mediante experimentación y cuyo objetivo es llegar a la llamada verdad absoluta.

Reconoces a la Química como una herramienta para la vida Bloque I

5

Actividad de aprendizaje 11. Organizados en equipos de tres integrantes, elaboren una lista de las acciones

que realizan cotidianamente.

2. Indiquen cuáles de las actividades enlistadas consideran que interviene la Química.

3. ��4� ��conclusiones por escrito.

La Química en nuestro mundo cotidiano_��Y��hombre ha creado millares de sustancias para su bienestar. En efecto, esta ciencia resulta decisiva en el área alimentaria, tanto en la fabricación de �� -crementan la cantidad y calidad de nuestros ali-mentos, como en la conservación de éstos; en la industria del vestido, al permitir el desarrollo y �� +�� *��campo de la salud, al suministrar medicamentos como las vitaminas, las hormonas, la quinina, las sulfamidas, la penicilina, los anestésicos y los des-infectantes, salvan y prolongan la vida humana, al combatir las enfermedades y aliviar el dolor; o en otros ámbitos como el de la fabricación de mate-riales de construcción, el de la comunicación, el ��+��productos y materiales que utilizamos a diario.

La Química aparece en todos los fenómenos que observamos durante el día. Por ejemplo, cuando se quema un combustible, ocurren reacciones químicas que liberan energía capaz de proporcionar potencia para el transporte y la electri-cidad, o calor para hogares y negocios. Sin embargo, algunos de los productos se-cundarios originados por la quema de cantidades masivas de combustibles están dañando nuestro ambiente. Los investigadores trabajan en estos problemas.

Las sustancias químicas adicionadas a los alimentos proporcionan energía y nos ayudan a conservar la salud, pero en ocasiones también �� 7� �� +�buscan resolver los problemas relacionados con el cuidado de la salud, por lo que han desarrollado sustancias químicas para ayudar en el diagnósti-co y tratamiento de muchos problemas médicos: compuestos que sirven para combatir infecciones, aliviar el dolor, controlar el cáncer y detectar pa-��$O!4�7�Y��-

Fig. 1.1 La Química puede encontrarse en nuestra vida cotidiana.

Fig. 1.2 La quema exce-siva de combustibles está dañando el ambiente.

Química es la ciencia que estudia la estruc-tura, propiedades y transfor-mación de la materia.

Fig. 1.3 La Química ayuda en el tratamiento de mucho problemas médicos.

Química I

6

ca está ayudando a mejorar la calidad de vida en muchas y diversas áreas: hace posible desarrollar la alta tecnología de la actualidad, desde los chips de compu-��4��&��-les nuevos que visten, abrigan y divierten, como por ejemplo: trajes espaciales, ��'��4��Química resulta fundamental para prácticamente todo lo que la sociedad produce y consume.

Actividad de aprendizaje 2Investiga acerca de la utilidad de la Química en la industria médica, alimentaria, textil, del plástico y agropecuaria.

Síntesis1. 4�� +��

��X�"��'��+��

� Ciencia:

� Naturaleza:

� Materia:

� Masa:

� Energía:

2. De manera individual, redacta un ensayo sobre la importancia que tiene la Química en tu vida cotidiana.

Sesión B. Desarrollo histórico de la Química

Criterios a desarrollar � Reconozco los grandes momentos del desarrollo de la Química.

� Relaciono la Química con otras ciencias como las Matemáticas, la Física y la Biología, entre otras.

� Valoro las aplicaciones de la Química en mi vida cotidiana y en el desa-rrollo de la humanidad.


7


La Química a través del tiempo 4��Y��&��-mal, los materiales habían sido ya objeto de transforma-ciones y estudio. En el Medioevo, los alquimistas practica-ron la metalurgia, la fabricación de vidrio, la destilación, la fermentación e, incluso, la manufactura de explosivos. ��!�� @��`��perfecto de los materiales”.

Los artesanos de la antigua Mesopotamia (3000 años a. C.) aprendieron a alear cobre y estaño para obtener bronce. Los chinos propusieron que la materia se componía de cinco elementos: agua, fuego, metal, tierra y madera =kkww��%�<�4��'�{kww��%��-tulado del yin-yang, el cual proponía que los cambios que ocurren en la naturaleza son el resultado de mezclar dos elementos opuestos: un yang (elemento positivo) y un yin (elemento negativo). Se-gún esta propuesta, los planetas se originaron de la combinación del sol (yang), que simbolizaba el fuego, y la luna (yin), que simbolizaba el agua. En esta misma época, los egipcios y los persas utilizaban el oro, el cobre y compuestos de plomo en tareas de alfarería y para teñir ropas con índigo. También realizaban embalsamamientos. Por su parte, los chinos y los egipcios sabían preparar bebidas alcohólicas mediante el método de fermentación. Las contribuciones griegas (6600 a 200 años a. C.) fue-��4��=|}~�|kk��%�<��Z��&��7��-cípulo Demócrito (460-370 a.C.) argumentaron que la materia no era continua y que estaba compuesta de pequeñas partículas indivisibles (átomos).

Los alquimistas pensaban que las sustancias in-animadas se comportaban de alguna manera como seres vivos. También creían que todo tiene una perfección na-tural, alcanzable mediante la intervención humana. Entre los metales, la perfección era el oro y la transmutación en este metal podía lograrse con una sustancia conocida como ��`��&��4��-��&��&��y rejuvenecerse ellos mismos. En el siglo XII, la alquimia se extendió desde el mundo árabe hacia Europa occidental, época en la que el alquimista Paracelso ={~��{�~{<��"�-yó notablemente en la Medicina con sus criterios sobre la salud y la enfermedad, así como con el uso que hacía de drogas preparadas mediante principios químicos.

Se considera que la Química moderna empezó con la publicación, en 1661, de El químico escéptico, es-�� + X�� 0�� ={�k��{��{<�En este libro, Boyle atacó los puntos de vista aristotélicos y alquimistas sobre la materia y propuso una forma de ato-mismo.

Fig. 1.4 Demócrito.

Fig. 1.5 Paracelso, alqui-�� "�� -blemente en la Medicina durante la Edad Media.

Química I

8

Por la misma época, Georg Ernst Stahl (1660-1734) propuso la Teoría del "��Y��$��-��"��$��+��&��+4��7� ��(1743-1794) rebatiera dicha teoría y explicara la combustión como la combinación de la materia con el oxígeno, pudo desarrollarse la nueva Química.

Actividad de aprendizaje 31. Organizados en equipos, investiguen sobre las aportaciones de cada uno de los

siguientes personajes de la ciencia. Una vez que hayan recabado la informa-ción, elaboren con ella un cuadro sinóptico, en el que incluyan las fechas en que tales aportaciones fueron realizadas:

� Leucipo y Demócrito

� Georg Ernst Stahl

� 4��7��7� ��

� John Dalton

� John Joseph Thomson

� Pierre y Marie Curie

� Ernest Rutherford

� Niels Bohr

� Erwin Schrödinger

� Werner Heinserberg

� Vicente Ortigosa

� Mario José Molina Henríquez

2. Con la información que obtuviste en la investigación anterior, contesta en tu cuaderno lo siguiente: ¿piensas que la ciencia está en constante cambio? �6��+��

Relación de la Química con otras cienciasExisten muchas ciencias relacionadas con la Química, como es el caso de la Me-��4��?��&��O��#��@�-tima, por ejemplo, es utilizada por la Química para representar las ecuaciones ��&��

Fig. 1.6 Lavoisier, uno de los principales sabios de la Química.


9

Fig. 1.7 Ciencias con las que se relaciona la Química.

Biología

Química

Biología celularMicrobiología

AnatomíaFisiologíaGenética

BotánicaAgronomía

Ciencias ambientales

Ecología Estudios de contaminación

Geología

AstronomíaFísica

Física atómica y nuclearMecánica cuántica

EspectrocopíaCiencias de materiales

Biomecánica

Químicanuclear

RadioquímicaMedicina Nuclear

Medicina y C.C de la SaludFarmacología

NutriciónQuímica Clínica

Radiología

BioquímicaBiología molecular

InmunologíaEndocrinología

Ingeniería genética

El campo de estudio de la Química es muy amplio, por lo que resulta im-posible que alguien pueda poseer todos los conocimientos que constituyen a esta ciencia. Es por ello que se le divide en diferentes ramas, entre las cuales, las más importantes son:

� Química generalZ�� a la estructura íntima de los cuerpos y sus propiedades. Esta rama se relaciona estrechamente con la Física.

� Química inorgánica: cuyo objeto de estudio son las sustancias que for-man el reino mineral. No estudia los compuestos del carbono, con ex-cepción de los compuestos oxigenados de este elemento.

� Química orgánica: que estudia los compuestos del carbono.

� Química analítica: que comprende los métodos del reconocimiento y determinación de los constituyentes de los compuestos, tanto en su ca-lidad (análisis cualitativo) como en su cantidad (análisis cuantitativo).

� Fisicoquímica: que comprende las leyes básicas de la Química, junto con las hipótesis y teorías físicas que se emplean para explicarlas.

� Bioquímica: cuyo objeto de estudio lo constituyen los procesos quími-cos que ocurren en los seres vivos.

�� Y��son: la Termoquímica, la Electroquímica, la Cinética química, la Geoquímica, la 4��+��

Actividad de aprendizaje 4Organizados en equipos, elaboren un mapa mental en donde se muestre la relación ��Y��O��de las ciencias que señalaron.

Química I

10

Síntesis1. Elabora en tu cuaderno un diagrama con lo más relevante de la historia de la

Química.

2. Realiza una investigación sobre alguno de los conceptos siguientes: quimio-terapia, radioisótopos, biomasa, cosmología y Agroquímica. Los aspectos que deben investigar son:

a) $��

b) Aplicación

c) 0��

d) Riesgos

e) Relación con la Química

Sesión C. El método científico

Criterios a desarrollar � X��+��

de problemas del campo de la Química.

� Participo en el desarrollo de actividades experimentales y/o de campo, �� >��+��


Método científico4��+��un desarrollo continuo. Para obtener conocimientos, sistematizarlos y llegar a con-��Z��+�� &�� >�� explicado a continuación:

��+��utilizado por di-versas ciencias.


11

Observación

Planteamiento

del problema

Formulación

de hipótesis

Experimentación

Confirmación de la hipótesis

Establecimiento deuna teoría

Formulación de una ley

Rechazo de lahipótesis

Fig. 1.8 7��+��

1. �� . Cuando observamos también debemos utilizar nuestros cinco sentidos y contar con instrumentos de me-dición como: la regla, la báscula, el termómetro, el microscopio, etcétera. La observación nos permite determinar las características del fenómeno en estudio, por lo que debe de tener una intención, un propósito y objetivos bien planteados.

2. �� . Consiste en plantearse preguntas acerca del fenómeno observado.

Química I

12

3. Planteamiento de hipótesis. Es una suposición que debe expresarse de una manera lógica y ordenada. Para plantear una hipótesis, debemos partir de:

a) Un suceso, el cual se plantea con base en experiencias y en la investi-��

b) Una variable experimental, donde se consideran las características del &��

c) Una predicción, que es una conjetura sobre lo que esperamos obtener u observar al variar las características del fenómeno en estudio.

4. Experimentación. Es un plan de trabajo para poder comprobar la hipótesis planteada. Este plan debe incluir los siguientes puntos:

a) Elaborar una lista del material necesario.

b) Estudiar cuáles serán las características del fenómeno que se va a po-ner a prueba (variable independiente) y qué es lo que va a cambiar de éste a causa de aquéllas (variable dependiente); además, de reconocer las constantes, es decir, los demás aspectos del fenómeno que no serán ��

c) Preparar los testigos, es decir, obtener muestras en las cuales no se ��&��se observa en la naturaleza. Tales muestras o testigos sirven como punto de comparación.

d) Desarrollar las pruebas experimentales que se van a realizar.

5. Obtención y registro de información. Consiste en la recopilación de los datos obtenidos durante la experimentación, el análisis de éstos y la redacción de las conclusiones a las que se ha llegado en un reporte de resultados.

6. Contrastación de resultados: teoría y ley. Una vez que la hipótesis ha podido ��+��-��&��+��

Actividad de aprendizaje 5Realiza los siguientes ejercicios y, después, forma un equipo con dos de tus com-pañeros para comparar las respuestas.

1. Los siguientes pasos son útiles para resolver problemas; ordénalos cronológi-��+��+��Z

a) 4��-cribe un plan para llegar a la respuesta:

b) Evalúa la respuesta y comprueba que es una solución correcta:

c) O��Z

d) Pon en práctica el plan propuesto, para tratar de obtener una solución:

e) Recopila, escribe los datos y hechos conocidos relacionados con el pro-blema:


13

2. Es cumpleaños de tu mamá y, para festejarlo con toda la familia, decides prepararle un pastel de nuez, con la famosa receta de tu abuelita. Después de leerla, consideras que el pastel tendrá mejor sabor si le agregas esencia �� 4�� esencia de vainilla y algunas chispas de chocolate y, cuando lo sirves, toda tu familia lo encuentra delicioso. Repites nuevamente la preparación, pero esta vez mides y registras la cantidad de vainilla y de chispas de chocolate que agregaste a la receta. Nuevamente el pastel le encanta a toda la familia.

a) ¿Cuál es la experimentación?

b) ¿Cuál es la hipótesis?

c) ¿Cuál es la observación?

d) ¿Cómo redactarías en este caso tu teoría?

e) ¿Qué más tendrías que hacer para convertir tu teoría en una ley?

f) ��>��+��Y��

SíntesisO��+��+��Z

1. K��"�� hacer un experimento. La información que obtuvo fue la siguiente:

a) 7��&��"�-recen en invierno.

b) �� =&��<��"��no. Si es así, las nochebuenas expuesta a la luz de los días cortos (de 10 ��<"��

c) 4��w��"��

d) �6��+��"��

e) Se colocaron 50 plantas de nochebuena en un cuarto oscuro, en la épo-�� {w��simular las condiciones de los días invernales. Paralelamente, otras 50 plantas fueron expuestas a la luz natural.

Química I

14

Realimentación1. ��

��Z

a) Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio:

b) Es el método que se aplica para el estudio de los fenómenos químicos:

c) Es la ciencia que estudia la relación de los seres vivos con su medio ambiente:

2. Las siguientes imágenes representan algunas de las ciencias que se relacionan con la Química. Escribe el nombre que les corresponde al lado de cada óvalo:

3. Las siguientes imágenes representan cada una de las distintas etapas del método ��$��'��-ponde y la posición (número) que tienen en el orden del método en cuestión:


15

Actividad experimental 1: Conocimiento del equipo y material de laboratorio

Objetivo

Que el alumno conozca el equipo y material que se utiliza frecuentemente en el laboratorio de Química, así como el manejo de los mismos.

Materiales

Materiales de cristal, porcelana, metal, hule, plástico y todo el equipo que esté disponible.

Sustancias

No necesarias.

Antecedentes

7�Y��equipo y material de laboratorio, cuyas características y adecuado empleo resulta indispensable conocer.

Solo mediante la observación y la comprobación, es decir a través del trabajo práctico, es posible experimentar el comportamiento de la materia, así como formar el hábito de trabajar con seguridad y precisión e interpretar los re-sultados obtenidos. De ahí la necesidad e importancia de conocer no solo el equipo y el material que integran un laboratorio químico sino, sobre todo, su uso correcto y seguro.

Química I

16

Procedimiento

El maestro mostrará a los alumnos el equipo y material más usuales, explicando brevemente el uso de cada uno.

Material de vidrio

� Tubos de ensayo � Vidrio de reloj

� Matraz volumétrico � Probeta

� Matraz de destilación � Frasco gotero

� Matraz Erlen-meyer � Refrigerante


17

Material de vidrio

� Matraz kitazato � Pipeta

� Vaso de precipitado � Termómetro

� Cristalizador � Bureta

Material metálico

� Pinza para tubo de ensayo

� 4�� metálico

� Pinza para bureta

� Tela de asbesto

Química I

18

Material metálico

� Pinza para crisol � Tripié

� Pinza tres dedos

� Mechero de Bunsen

� Soporte universal � Espátula

� Cucharilla de combustión


19

Material de hule y plástico

� Piseta � Tapón de hule

� Embudo � Manguera de hule

Material de porcelana

� Mortero � Crisol

� Cápsula

Otros materiales

� Gradilla � Balanza

Química I

20

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Química I

22


23

Bloque II


� Comprende el concepto, las propiedades y los cam-bios de la materia.

� Caracteriza los estados de agregación de la materia.

� Expresa algunas aplicaciones de los cambios de la materia en los fenómenos que observa en su entorno.

� Promueve el uso responsable de la materia para el cuidado del medio ambiente.

� Distingue entre las fuentes de energías limpias y contaminantes.

� Argumenta la importancia que tienen las energías limpias en el cuidado del medio ambiente.

Comprendes la interrelación de la materia y la energía


� Materia

� Propiedades y cambios

� Energía y su interrelación con la materia


1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la socie-��

2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnolo-gía en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones éticas.

3. O�� &�� plantea las hipótesis necesarias para responderlas.

4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a ��&�� y realizando experimentos pertinentes.

5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experi-mento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.

6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos &��

7. ��solución de problemas cotidianos.

8.��&��@��

9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer ��

10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la natu-raleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instru-��

11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.


14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumen-tos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana.

ProyectoComprendo la relación de la materia y la energía, analizando sus características y ��+��

Dinamización y motivación$��`�� -nición que la describe como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, pero ��+��>��@��que le corresponde y cuenta con ciertas características o propiedades.

No necesitas ser químico para poder determinar las características de un objeto, distinguir sus propiedades y establecer los estados que pueden presentar las distintas cosas que nos rodean.

Actividad En tu cuaderno, escribe el nombre del estado de agregación (sólido, líquido, ga-��<��a continuación, así como sus propiedades o características físicas que puedas ob-servar.

Ahora que te ha familiarizado con estos sencillos conceptos, continuemos esta fabulosa aventura por el mundo de la Química.

Química I

26

Sesión A. Aprendiendo las propiedades de la materia

Criterios a desarrollar � Reconozco las propiedades de la materia: extensivas e intensivas, físi-

cas y químicas.

� Explico el concepto de materia.

� Promuevo el uso responsable de la materia para el cuidado del medio ambiente.


Definición de materia7��`�� @��incluso los gases presentes en el aire, todo se compone de materia. La Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta sufre.

La masa es la medida de la cantidad de la materia. Incluso el aire tiene �� -to fuerte. Con frecuencia, se confunde la masa con el peso. El peso corresponde a la acción de la fuerza de gravedad sobre la masa de un objeto en particular. Duran-�� >�� &�� sobre un objeto, de modo que los términos “masa” y “peso” se empleaban por lo general de manera indistinta. Se creía que, si algo tenía el doble de masa que ��+�� $��-��&�� &��7��Z��debido a que la atracción que ejerce la luna es seis veces menor que la atracción �� a no.

Actividad de aprendizaje 1I. Basado en la lectura que acabas de realizar y en tus conocimientos de Mate-

��"��Z

1. �6��+��

2. �%��

Fig. 2.1 La materia se encuentra a nuestro al-rededor.

¿Sabías que la materia es todo lo que ocupa un lugar ��

Comprendes la interrelación de la materia y la energía Bloque II

27

3. A veces, los términos “masa” y “peso” se utilizan indistintamente, ¿por qué ��

4. !��>��respuesta.

a. Luz

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o. Electricidad

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r. Vela

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t. Hielo

Clasificación de la materia��Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto, cuya composición es ��>��7��>��

Un elemento es una sustancia fundamental o elemental que no se pue-��7��como los ladrillos con los que se construyen todas las sustancias. Un compuesto, en cambio, es una sustancia pura que se puede descomponer, mediante diferentes �+��

K��7��ser homogéneas y heterogéneas.

Las mezclas homogéneas compuestas por gases, líquidos o sólidos, disuel-tas en líquidos, se denominan soluciones. Una solución es homogénea en todas sus ��

%��&��&��-das de manera irregular. En ella, podemos distinguir a simple vista, o con ayuda de una lupa o microscopio, las partes que la forman.

Actividad de aprendizaje 2Utilizando los conocimientos que ahora tienes, integra equipos con tus compañeros ��>��-géneas, mezclas heterogéneas o soluciones. Al terminar, argumenten ante el grupo cada una de sus respuestas.

Química I

28

a. Calcio

b. Agua

c. Silicio

d. Sal

e. Papel

f. 4�@��

g. Luz

h. Fresas

i. Agua

j. Sonidos musicales

k. Aire

l. Calor

m. 4�@��

n. Pintura

o. Chocolate

p. Vidrio

q. Hidrógeno

r. X��

s. Hierro

t. 6��

u. Electricidad

v. Palomitas de maíz

w. Madera

x. Vela

y. Carbón

z. Hielo

Propiedades extensivas e intensivas7��Z��-vas e intensivas.

Llamamos propiedades extensivas a aquellas características que depen-den de la cantidad de materia, sin importar su estado de agregación molecular. Estas propiedades son aditivas, es decir, directamente proporcionales al tamaño de la muestra con que se esté trabajando, independientemente de la sustancia de que se trate.

� Volumen: Es la capacidad de la materia para ocupar un lugar en el es-pacio, por lo que en el vacío no hay materia.

� Peso: ��&�� -rra, y depende directamente de la masa de este.

� Inercia: Es la propiedad por la que un cuerpo se opone a cambiar el estado de movimiento rectilíneo uniforme, o de reposo, en que se en-cuentra.

� Impenetrabilidad: Es la característica que impide que dos cuerpos pue-dan ocupar, al mismo tiempo, un mismo lugar.

� Porosidad: $��las partículas que forman la materia.

� Divisibilidad: $��&��

� Elasticidad: Es la propiedad que le permite a la materia, dentro de cierto límite, deformarse cuando se le aplica una fuerza, y recuperar su &��>��&��

El valor de una propiedad intensiva no se basa en la cantidad de materia ��'��-tra. A diferencia de los ejemplos anteriores, estas propiedades no son aditivas.

Fig. 2.2 Las propieda-des de la materia.


29

Entre las propiedades intensivas, tenemos:

� Punto de fusión: ��&��sólida y la fase líquida de una sustancia.

� Punto de ebullición: �� líquido iguala la presión atmosférica externa.

� Densidad: Es la masa de una sustancia dividida entre su volumen.

� SolubilidadZ��

��+� �� 6��>�� w��{��3, no importa si la medimos en una cucharada o en un litro.

Propiedades químicas y físicas de la materia7��7��-piedades de una sustancia se dividen en físicas y químicas. Por ejemplo, el agua, ��&��-��*��&��%��propiedades químicas, podríamos mencionar, entre otras, la combustibilidad, la combustión, la mayor o menor facilidad con que una sustancia se transforma en otras diferentes, o se combina o reacciona con ellas, etc.

SíntesisElabora un collage��>��!��esta y sus propiedades.

Sesión B. Características de los estados de agregación y los cambios de la materia

Criterios a desarrollar � Caracterizo los estados de agregación y sus cambios en los fenómenos

que observo en mi entorno.

� Expreso algunas aplicaciones de los cambios físicos, químicos y nuclea-res.

� Describo las características de los cambios físicos, químicos y nucleares de la materia.

� Valoro la importancia de conocer los cambios de la materia.

Las propiedades son características que se le atribu-yen a un objeto.

Química I

30


Estados de agregación de la materia

Características o propiedades físicas de los estados de la materiaComo ya dijimos, la materia��ello que ocupa un lugar en el espacio, es lo que pesa y se puede sentir con el tacto.

Un sólido ��&��'��>��&��&��&��

Un líquido ��&��>��que lo contiene. Al igual que los sólidos, los líquidos no se comprimen con facili-dad, pero su volumen puede cambiar si se aplica una fuerza muy grande.

Un gas ��&�� >��recipiente que lo contiene.

El plasma presenta unas características especiales, por lo que aborda-remos de manera particular ese estado de agregación. La división de la materia ��&��6��>��mantequilla o los cristales líquidos que se usan en las pantallas de computadoras ��>��$��&��4��llamados coloides (suspensiones de pequeñas partículas en un líquido) también deberían considerarse una fase separada de la materia.

Por molécula debemos entender la mínima porción que se puede obtener de un cuerpo químico o de un cuerpo simple, y que conserva las mismas propieda-des químicas de la sustancia de que se trate.

Las moléculas que forman la materia se encuentran en movimiento, este cambia de dirección de manera aleatoria y también de velocidad, generando con-�� +��-tienen energía cinética, que tiende a separarlas, a la vez que la energía potencial (o de cohesión) tiende a unirlas. De hecho, si un objeto no experimenta fuerzas atractivas o repulsivas, no tiene energía potencial.

Por ello, se puede distinguir un cuarto estado de la materia, el cual se produce al aumentar la temperatura a miles de grados. Bajo estas condiciones, las ��+��un gas extraordinariamente ionizado, mezcla de iones y electrones. El plasma solo se presenta en estrellas como el sol o en la explosión de bombas nucleares.

Los tres primeros estados de la materia pueden ser comparados en térmi-nos de fuerzas intermoleculares.

Las moléculas de un sólido presentan mayor fuerza de cohesión (unión) entre ellas (generalmente, fuerzas iónicas), lo cual permite que mantengan una estructura ��/�� -tación y de vibración.

Fig. 2.3 Materia en es-tado sólido.

Fig. 2.4 Materia en es-tado líquido.

Fig. 2.5 Materia en es-tado gaseoso.


31

En los líquidos, esas fuerzas intermoleculares cohesivas son moderadas, mientras que las energías cinética y potencial son aproximadamente iguales. Las moléculas de un líquido se encuentran ordenadas de alguna manera y presentan movimientos de vibración, rotación y traslación, pero no tan libremente como en los gases, donde son comparativamente débiles y presentan mucho mayor movi-miento de vibración, rotación y traslación. En este caso, la energía cinética es mayor que la potencial.

Características físicas generales de los estados de la materia

Características físicas generales Sólido Líquido Gaseoso

Forma !��O��

(recipiente)O��

(recipiente)

Volumen !�� !�� O��(recipiente)

Orden molecular Ordenado Desordenado Altamente desordenado

Fluidez Nula o baja Media Alta

Viscosidad (fricción) Alta Media Baja

Densidad Alta Media Baja

Energía cinética Baja Media Alta

Movimiento de traslación Nulo o bajo Medio Alto

Fuerza de cohesión (de unión o energía potencial) Alta Media Baja

��=��9�7< Alta Media Baja

Compresibilidad

=6�9�4<Nula o muy

baja Ligera Alta

Actividad de aprendizaje 3!� ��Z��-do, líquido y gaseoso. Los compañeros a los que les fue asignado el estado sólido deben tomarse de las manos, de manera que se encuentren tan unidos como las moléculas del estado en cuestión; los integrantes del equipo a quienes le tocó ��&�� *��>��!��+�� =�sugiere realizar la actividad en un lugar amplio).

Química I

32

Fig. 2.6 Una multitud concentrada puede representar la organización de las moléculas en un sólido. 6��

X�� Z �Y�+�� &��-��

Actividad de aprendizaje 4Con base en el ejercicio anterior, construye una analogía entre los estados de la ��"��+��materia corresponderían a una persona, una familia, un grupo de amigos, un es-tado, un país y a la humanidad en su conjunto, y explica las razones. Considera tu analogía para el Portafolio de Evidencias.

Cambios de estado de la materia$�� -servado, mientras viajabas por la ca-rretera en un día de sol intenso pero con una leve llovizna, que del asfalto de la pista salía un humo (vapor) que iba desapareciendo junto con el agua de lluvia que había caído, conforme la temperatura del día iba en aumento. Esto tiene una explicación: al variar la temperatura, la materia puede cam-biar de un estado físico a otro. Es de-��alta al agua de la lluvia, pasa del es-tado líquido ala gaseoso (vapor). Otro ejemplo sería cuando sacas una paleta del congelador: al exponerla a un in-cremento de temperatura, comienza a derretirse, pasando en este caso del estado sólido al líquido.

Sólido

Líquido GasGaGaas

Sublimación

Depositación

Condensacióióno Licuación

VVapporizacióno Ebullición

Fusió

n

Solid

ifica

ción

Triángulo de las temperaturas


33

7��Z��=��<�condensación, depositación, sublimación, evaporación, fusión y licuefacción, que ��6��en la energía cinética (Ek ó Ec) de las moléculas de la materia, es posible cambiar su estado, como se muestra a continuación:

Cambio de estado Reacciones de sus moléculas Se denomina

De sólido a líquido Aumenta su Ek Fusión

De sólido a gas Aumenta su Ek Sublimación

De líquido a gas (vapor) Aumenta su Ek

Evaporación

(vaporización)

De gas a sólido Se reduce su Ek Depositación

De gas a líquido Se reduce su Ek Condensación

De líquido a sólido Se reduce su Ek

$��

(o cristalización)

En estado gaseosoSe reduce la

temperatura y aumenta la presión

Licuefacción

Actividad de aprendizaje 5I. ?��>��+��

cambios de estado que se les proporcionó, observen, analicen y escriban, en su cuaderno, el concepto de cada uno de los métodos de separación:

� $��=��<

� Condensación

� Depositación

� Sublimación

� Evaporación

� Fusión

� Licuefacción

II. En plenaria, compartan sus conceptos con el resto del grupo, y arriben a con-clusiones.

Cambios de la materia��stra vida: observamos, por ejemplo, que la madera, el carbón y las telas arden, se convierten en humo �� mantequilla se enrancia, los cohetes explotan, los seres muertos se pudren. ��toda la materia se transforma continuamente.

Fig. 2.7 Cambios de es-tado de la materia

Química I

34

El cambio es una constante manifestación de la naturaleza. Los cam-bios de la materia también son llamados, en ocasiones, fenómenos. Se acostum-��&��es ciertamente difusa:

1. Cambios físicos: Son aquellos que ocurren cuando se altera la forma, el ta-maño, el estado de movimiento o el estado de agregación de la materia, pero ��6��>��'��

2. Cambios químicos: Son los que suceden cuando se transforma la composición de la materia y se obtiene una nueva sustancia con propiedades distintas. ��+��reacciones químicas. Un ejemplo es la oxidación de una manzana. La energía desprendida o absorbida es mayor que en el caso del cambio físico.

3. Cambios nucleares: $��-��@��K��>��&��un elemento se transforme en otro. La cantidad de energía implicada en este ��Z��y por fusión. En los primeros, ��@��-��'�*��@��'��&��

Actividad de aprendizaje 6I. Escribe siete cambios o fenómenos que ocurren en tu vida cotidiana o en tu

��Z&��

Cambio o fenómeno Tipo

{ La descomposición de un queso Químico

2

3

4

5

�

7

Actividad de síntesisI. Organizados en equipos de tres integrantes, elaboren un mapa mental en don-

de se den a conocer las características y aplicaciones de los estados de agre-gación de la materia, así como los cambios que observan en su entorno.

II. De manera individual, escribe un ensayo de una cuartilla de extensión, sobre ��


35

Sesión C. Tipos de energía y sus características

Criterios a desarrollar � Describo las características de los diferentes tipos de energía y su inte-

��Z%��+��6��7��%��Y��

� Distingo entre las fuentes de energías limpias y las contaminantes.

� Argumento la importancia que tienen las energías limpias en el cuidado del medio ambiente.

� Promuevo el uso responsable de la energía junto con el uso de energías limpias.


Energía7��>��>��!�tal suerte, cuando decimos que un objeto tiene energía, nos referimos a que es capaz de ejercer una fuerza sobre otro objeto, para efectuar un trabajo sobre él. Por el contrario, si realizamos un trabajo sobre un objeto, le hemos añadido una cantidad de energía igual al trabajo efectuado, entendiendo por trabajo el desplazamiento de una masa en contra de una fuerza. Actualmente, la energía es considerada como el principio de actividad interna de la masa.

Unidades$��+��@��

Las unidades del calor son: julio (joule<� �� 0�K=K��+��0��<�

� Una caloría (cal) es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius de temperatura a un gramo de agua.

� {%��~�{}��

� La kilocaloría (Kcal) es la cantidad de calor necesaria para elevar un ��%��{��{�www��

� {0�K�� 9��{��=~�~�<��

{0�K�k�k��w�k�k��Las unidades de energía son las mismas unidades que el trabajo:

{��{/��{�{w7��=��<

Química I

36

Características y manifestaciones de la energíaLa energía se puede dar a conocer o manifestar en distintas formas: como energía ��+��en dos tipos: potencial y cinética. La primera es aquella que los sistemas o cuer-pos poseen en virtud de su posición o condición. Puesto que la energía se expresa por sí misma en forma de trabajo, la energía potencial implica que debe haber un potencial para producir un trabajo. Se representa como Ep.

6��>��>�� =�<��=�<��K�� lo alto, la pesa tiene una energía potencial, debido a su posición.

El trabajo es:

��=��<�

��=/��<=�<

El cuerpo adquiere energía potencial igual en magnitud al trabajo efec-tuado para levantarlo, por lo la energía potencial (Ep) se calcula a partir de:

��

��

��=/��<=�<

Ejemplo de energía potencial:

Calcula, en julios (joules), la energía potencial de un martillo de 4 kg que ��{w��

Datos directos:

��~��*��{w�

Datos indirectos Desarrollo o sustitución:

��}��2

��=~��<=��}��<={w�<

��=|��k/��<={w�<

��|�k��

��

9��Z��

La energía cinética, por su parte, es aquella que posee un cuerpo en virtud de su movimiento, y se representa como Ek o Ec. Este tipo de energía es observable, por ejemplo: un automóvil o una bala en movimiento, la caída de una moneda, etcétera. Depende de la masa de la sustancia y de la velocidad a la que �� #��=�<��-plicada por el cuadrado de su velocidad (v).

Ek o Ec=1/2m V Ek o Ec =mV

2 2

2


37

Ejemplo de energía cinética:

%��+��|�� >��w��

!��

Datos directos:

��|��|www��

��w��k��}��

Desarrollo o sustitución

Incógnitas:

Ek�{�k=|www��<=k��}��<2

Ek��

Ek�={�ww��<=k��}��<2

Ek�{w��|�w��

Fórmula:

= =E m V mVk k

12

2 2 o E

2

Actividad de aprendizaje 7I. O��+��Z

1. El agua que se encuentra en la parte superior de una cascada:

2. Un temblor:

3. Un automóvil que corre en una pista de carreras:

4. La energía que se obtiene de los alimentos:

5. Un esquiador en la cima de una colina:

6. El agua que cae en una cascada:

7. Una pelota de futbol que va a ser pateada:

8. ��"��Z

9. Una bola de nieve en la pendiente de una montaña:

10. Un libro cerrado:

II. %��>��{�k��{k�� =X��{~{�{k>��<

III. !��+��>��>��{|ww�� |w��=X��~��{w>��<

¿Sabías que todas las energías que hay en el universo son constantes y se

interrelacionan con la Ley de la conservación de la energía, la cual es considerada la principal caracte-rística de la ��

Química I

38

Beneficios y riesgos en el consumoEl uso de la energía debe ser debidamente canalizado y aprovechado, ya que mu-chos materiales que hoy nos proporcionan energía no son renovables, es decir, no ��&��incierto. Con el paso del tiempo y por el consumo excesivo, estos materiales se ��$��&�� la humanidad podría detenerse, lo cual nos haría retroceder a los tiempos en que no existían productos elaborados, combustibles, etc.

Las inmensas emanaciones de esmog, provenientes fundamentalmente ��+�� =��-nas partículas de carbón), otros materiales y gases constituidos por CO (monóxido y dióxido de carbono), SO2 (dióxido de azufre) y NOx (óxidos de nitrógeno), princi-��7��&�� -tan enormes riesgos para la sobrevivencia de todos los seres vivos del planeta. Día a día crece el consumo de los llamados energéticos no renovables o combustibles &��=��<��&��-��desmedido consumo es el llamado efecto invernadero, originado por la gran can-tidad de CO y CO2 (monóxido y bióxido de carbono, respectivamente) generada, la cual forma una capa gaseosa que permite el paso de la radiación solar, pero no ��&��"�>��convección naturales, que son las que permiten dicho enfriamiento natural. Este calentamiento del planeta ha generado la fusión de grandes glaciares cercanos a ambos polos, enormes masas de hielo fundidas por la elevación de la temperatura ��

Por otro lado, la generación de los gases dióxido de azufre SO2 y trióxido de azufre SO3�� >��+��&��-síntesis y, con ello, la conversión natural de CO2 en O2 (oxígeno), gas vital para la �� &��&��en energía química.

�� que la iniciativa propuesta y promovida por el señor Al Gore (ex vicepresidente de los Estados Unidos) para buscar otras fuentes de energía y emprender acciones �� &�� &�� provocado la respuesta esperada en la conciencia de los líderes de las naciones y, en general, de la humanidad.

Actividad de aprendizaje 8I. Realiza una investigación sobre los diversos tipos de energía que existen (lumi-

��+��+��<�y escribe sus conceptos en tu cuaderno. Los aspectos que debes abarcar son:

� $��

� Aplicación

� 0��

� Riesgos

� Relación que tiene con otras energías

Las principales fuentes de energía en el mundo son el petróleo y el carbón mineral. La inmensa quema de estos hidrocarbu-

ros constituyen fuentes “económi-cas” de energía, pero representan también centros ge-neradores de contamina-ción de aire, suelo y agua.


39

II. Contesta las siguientes preguntas, investigando previamente lo necesario para responderlas:

� �%��4�_��

� �Y�+��4�_��

� �Y�+�� '��-��

Aplicación de energías no contaminantes7��=��-tos, algas marinas, desechos agrícolas, animales, etc.) y es susceptible de transfor-marse en energía mediante una fermentación anaerobia (en ausencia de aire), en un recipiente cerrado llamado biodigestor. A partir de la biomasa, se generan com-bustibles sólidos, gaseosos y líquidos, para producir vapor, electricidad y gases. Ac-tualmente se desarrollan en México varios prototipos que aplican estos principios.

7�� una fuente de energía renovable, ya que el agua circula por la hidrósfera, movida por la energía que recibimos del sol.

El agua retenida en la presa posee energía potencial y, cuando cae, esta se transforma en energía cinética que se aprovecha para mover una turbina, la cual, a su vez, mueve un generador, lo que permite obtener electricidad.

La energía nuclear surge de las partículas llamadas nucleones, así como ��@��>��@��'�=}��#��<que al del uranio (7.5 MeV por nucleón). La energía nuclear se obtiene cuando ��@�� 7��kww�� =kww#��<�

El calor generado en la fusión de uranio (U) se utiliza para vaporizar el agua, que circula alrededor. El vapor de agua bajo presión es conducido hacia una ��+��*��&��-ma después en energía eléctrica, por medio de un generador.

El principio de las plantas termoeléctricas es igual que el de las turbinas; solamente el combustible es diferente. En ambos casos, se produce vapor a tem-��~ww��wwo%��{�w��&��

Actividad de aprendizaje 9I. De manera individual, investiga otros tipos de energía no contaminantes y, en

��&��a una conclusión conjunta sobre el tema.

II. Responde, en tu cuaderno, las siguientes preguntas y, posteriormente, discute tus respuestas con tus compañeros.

1. �%��

2. �%��>��-��

Química I

40

SíntesisI. Organizados en parejas, respondan, en su cuaderno, las siguientes preguntas

y, posteriormente, discutan sus respuestas con el resto de sus compañeros.

1. ��+��'��Z��-do comienza a ascender por la primera pendiente o cuando alcanza la cima ��6��+�

2. �Y�+��Z�� |�� &��{w��

3. Un vaso de cristal cae al suelo y se rompe en varios fragmentos. Explica lo que ocurrió en términos de energía potencial, energía cinética y energía total.

4. �Y�+��Z��

5. �Y�+��Z�� -puesta.

II. En cada uno de los siguientes casos, la energía se transforma de un tipo a otro. Indica de qué tipos de energía se trata, y en qué se transforman.

1. Al usar un secador de pelo:

2. Al emplear la licuadora:

3. Al usar una calculadora que funciona con energía solar:

4. Al quemar gasolina en un automóvil:

5. Al encender una vela:

6. 4��Z

7. Cuando cae luz solar sobre un calentador de agua solar:

8. Cuando utilizamos la estufa de gas para cocinar:

III. Propón y realiza, en tu escuela, una actividad de difusión que promueva y muestre el uso de energías alternativas.

RealimentaciónI. Sobre las líneas correspondientes, escribe el nombre del estado de agregación

=��<��que te presentamos a continuación:


41

II. De los ejemplos que se te proporcionan a continuación, escribe dentro del paréntesis correspondiente una letra (F), si es un cambio físico, y una (Q), si se trata de un cambio químico.

La descomposición de una manzana ( )

La oxidación de un clavo ( )

El estiramiento de una liga ( )

La combustión de un pedazo de papel ( )

La aparición del arcoiris ( )

III. %��cuales hacen referencia:

� Energía que proviene del viento

� Energía que presentan los cuerpos en reposo

� Energía que proviene del agua

� Energía que presentan los cuerpos en movimiento

� Energía que es captada mediante celdas

� Potencial

Química I

42

� Solar

� Cinética

� Eólica

� ��

� Nuclear

IV. Lee las cuestiones que se te plantean a continuación, y contesta, en tu cua-��4��@��-tas, antes de responderlas.

1. �Y�+��7��

2. �Y�+��

3. �%��

Actividad experimental 1: Propiedades de la materiaObjetivo:

Y��

Materiales Cantidades

Vaso de precipitado 3

�� 2

Pipeta graduada (5ml) 4

��=~ww�%< {

Mechero de Bunsen {

�� {

��+ {

Pedazos de madera, unicel, hule, etcétera. {

Sustancias

Sustancias Cantidad

Aceite 5ml

Agua 25ml

�� 5ml

Anticongelante 25ml

Glicerina (C3H}O3) 5ml

Colorante {��


43

Antecedentes

�� son aquellas características que permiten distinguir las diferentes clases de materia. Pueden ser físicas y químicas. Las primeras son ��que no dependen de la cantidad de esta. El color, el olor, la densidad, el punto de &��la viscosidad son, todos ellos, propiedades físicas.

A las características que se relacionan con la manera en que cambia la composición de una sustancia, o en que esta interacciona con otras sustancias, se les conoce como propiedades químicas, las cuales incluyen la tendencia a reac-cionar con diversas sustancias, a enmohecerse, corroerse, oxidarse, explotar, etc.

Procedimiento 1. Punto de ebullición

En un vaso de precipitado, coloca 25ml de agua de la llave, caliéntala como se ��k�{��X��procedimiento, pero utilizando ahora 25ml de anticongelante.

Anota tus observaciones:

Procedimiento 2. Densidad

En un vaso de precipitado, coloca cuidadosamente 5 ml de cada una de las si-��Z��>��=��k�k<�4��{o 2 gotas de colorante y, posteriormente, añade con cuidado pedacitos de unicel, ��


Conclusiones:

Elabora tus observaciones

Procedimiento 1

1. �%��

2. �4��+��&��

3. �Y�+��

Química I

44

Procedimiento 2

1. �%��

2. �%��Z��

3. �6��+��&��

4. �%��

5. �� +��"��agua.

Actividad experimental 2: Materia, energía y cambiosObjetivo

Y��>�� Y��resalten las manifestaciones de la materia y la energía, y su interacción para pro-ducir cambios.

Materiales y cantidades


�� {

��=�w��< 2

Papel de estraza {

Vidrio de reloj 2

Agitador de vidrio {

��+ {

�� {

��{��{�w 4

Pinza para tubo de ensayo {

Gradilla {

Pinzas para crisol {

Mechero de Bunsen {

Bloque de madera de 5 cm x 5 cm x 2 cm {


45

Sustancias

4��&@��=�2SO4 ) 5 ml

Alcohol etílico ( C2H5OH ) 5 ml

Permanganato de potasio Q. P. ( KMnO4 ) {��

Alambre de cobre (Cu) {��

Cristales de yodo (I) w��

Sulfato de cobre ( CuSO4 . 5 H2O ) w��

Cinta de magnesio (Mg) 5 cm

Éter etílico ( C4H{wO ) 3 ml.

Agua destilada c.b.p.

Antecedentes

Los estados de agregación de la materia son: sólido, líquido y gaseoso. Las trans-formaciones de un estado a otro se dan por variación de la temperatura. A los cambios que no alteran la naturaleza íntima de la materia, se les conoce como fenómenos físicos; y a los que sí lo hacen, en cambio, se les denomina fenómenos químicos.

��

1. En un vaso de precipitado limpio y seco, ��&@��-��*�� >�{��permanganato de potasio.

PRECAUCIÓN: No toques con las manos ninguna de estas dos sustancias, por-que producen graves quemaduras. Manten-las separadas.

2. Coloca sobre el tripié la tela de asbesto ��

O�� &@��-te después, de manera inmediata, en el vidrio de reloj que contiene el permanga-��permanganato. Observa lo que ocurre al entrar el contacto las dos sustancias.


Enseguida, toca con el agitador el papel de es-traza y observa lo que ocurre.Anota tus observaciones:

Química I

46

Procedimiento 2. Cambios de la materia, aplicando calor

��Z��w��*��w��&��*��k��*��@��k��agua destilada. (Fig. 3.3).

Procede a calentar cada uno de ellos, hasta que se observen cambios en la coloración de cada sustancia. En cuanto a los líquidos, caliéntalos hasta que ��

PX�%4K%O /Z��"��


Sujeta la cinta de magnesio con las pinzas, y ��+ ��"��#��se produzca un cambio. Repite esta operación, utili-zando el alambre de cobre.


Procedimiento 3. Enfriamiento del ambiente a par-tir de la energía química

��En un vidrio de reloj, vierte 3ml de éter etílico y colócalo sobre el bloque de madera.

Observa con mucha atención lo que ocurre por la parte de afuera del vi-��>��6�� >��



47

Describe las principales características de los sólidos, los líquidos y los gases:

Sólidos Líquidos Gases

Escribe cinco ejemplos de cambios físicos y cinco de cambios químicos:

Cambios físicos Cambios químicos

1. ¿Qué tipo de cambio sufre el papel de estraza al contacto con el agitador im-��&@��

2. ¿Qué compuesto se forma al poner en contacto la cinta de magnesio con el ��

3. �Y�+�&�� >��

Química I

48

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Química I

50


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Bloque IIIExplicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones


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Química I

54

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Sesión A. Aportaciones históricas al modelo atómico actual

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Primeras aproximaciones al modelo atómico4�� kwww�'��&�� Leucipo��'�� &�� @��Demócrito��

Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones Bloque III

55

��@�� átomo��`�� Aristóteles,��&��7��!��8��

Estas i�� &��£O£��+John Dalton��{}w|�{}w}��=7��<�

La teoría de Dalton se basa en los siguientes enunciados:

1. `7��=��<��&��

2. `7��&�� &��

�� !�� &�� 7�� &��-��Z ��7�� =7��7� ��<� ��7��=7��6��<� ��7��@��=7��!��<�� 7��=7��X��<�!��

!��+��!��£O£��'�{}��&��+ Joseph John Thomson �� +��+��

6�� {�{w� �� &�� -��/�� -��£�� >��>��

En 1911 Ernest Rutherford�� -��&�� %��&��'��@�� +��&��

��{�{|��&��+Niels Bohr��X��&��!��0�� @��>��

Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld ��>�� /��0�� +��&�� +�� @��

7��&��por partículas ��

!��-��

��&��-presentar su ��

Química I

56

En 1926 Erwin Schrödinger��0�� @��4��-�� 0�� -��K��=��<��

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Síntesis

El cubo atómico1. !��+��`4��-

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2. K��>��.

3. 4��>��-��+��

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5. ��-��%��&��

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57

Equipo Conducta observada

Integración Disposición Calidad de la argumentación

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Química I

58

Sesión B. Partículas subatómicas

Criterios a desarrollar � X��

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� X��-��@��@��

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Partículas subatómicas y sus características más relevantes��Z�� núcleo positi-vo=&��<�� corteza o envoltura� ��+�� orbital =&��<�� 6�� 7��Y��Zel electrón� el protón �el neutrón��partículas subatómicas fundamentales�

El electrón y el modelo atómico de Thomson��{}��Thomson��>�� +��'��+�� +��'��&��&��

4�� ¥�$��"��6��-��+��+��0��>��!�>��&�� -��$��+��


59

Electrón�6�� =�<��“e”�7��&�� @��$��Z��{{�{w-28

��{�{}|w ��9��Joseph John Thomson.

Eugen Golstein: El protón y los rayos canales��{}}��&��_��6�� &��+�� +��%�� >��

� Protón. �� “p”� Su carga ��+�� =§<�&��{��k�k�{w-24��&��&��Eugen Golstein.

El neutrón y los experimentos de Chadwik��{�|k��X��&��&��+��%�� +��+��$��&��@��

!��'��+�%��-�� &��@�� &�� -��-��O� �� &��w�{¨�

� Neutrón. 6��“n”�/��+�� =w< � =§ �<� �� @�� $�� ={��~}k�{w-24�<��&�� &�� + James Chadwik.

Átomo

7��átomo�� átomos��`�� '��

Fig. 3.1 Distribución de electrones en un átomo.

Fig. 3.2 K� �� Z ��

Química I

60

Número atómico

��@��6��>��@��@��@��+��¥��@��

/@��¥��@��@��@��electrones

Masa o peso atómico

7��X��{��=��{��<�/��6��@��7�� 4��@��

#��4��@��§�@��

��+��%��>��=��<��

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Actividad de aprendizaje 1?��

SíntesisX��>��&�� Z

I. %��&��'��-��$��{w��>�� 6��&��


61

47

1

107.87

Plata

Ag

II. ��&��-��@��Z

Elemento Número de electrones

Número de neutrones Número de protones

Manganeso

6��

6��

0��

Mercurio

/��

%��

9�&��

¥��

Litio

Química I

62

Sesión C. Isótopos y su aplicación

Criterios a desarrollar � !��

� %�� Z ��w� ��{|{� ��-��{{��©{~��©k{k�

� ��@��@��

� !��

� X��&�-��

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Isótopo��'��$��+��-��@��+��7��@��&��isótopos del elemento.

7�� -�� 7�� &��&��$��k{��*��=��<�

4��kkww��}www�6��>��-��@��&��@��@��=�@��{<�%��primer isótopo (protio)��@��{*��segundo isótopo (deuterio)��@��@��k*��tercer isótopo (tritio)��@��|�7��{��+��


63

7��Z

A

Z

X

��X��*z (subíndice), ��@��-��@��*�A (exponente<��@��@��@-��@��6��@�� &�� @��=4�¥<�

��@��&��-��Z

/@��@��@��

�>��Z

Nombre Notación Número de electrones

Número de protones

Número de neutrones

6�� 1 1 0

Deuterio � 1 1 1

�� 1 1 2

?��Z{��k��|��

?��&��Z��-��@��%��>��Z��©{��©k��-��©|��Z

510B� 5

11B��*��

1

1

2

1

3

1

Química I

64

Actividad de aprendizaje 2I. ��{~�

��{k�{|��-��Z

Notación del carbono Notación 1 Notación 2 Notación 3

%��{k C C ��©{k

%��{|C C

��©{|

%��{~

II. ��Z

Isótopos del carbono Número de Electrones Número de protones Número de neutrones

%��{k

%��{|

%��{~

7��&��+��%��+��&��&��Z��&��-��&��7�� }��-��Z

Fig. 3.3 X��Z��

6

12

6

13

12

13

��kw��Z0��9�/��6�$��#��4��/��X��O�%�6��4��0�<�


65

7� �� !�� &��4��££�� 4��16

8?��{��wwww��12

6%��{k�wwww�7�� +��Z

ª��«��

��Z

� Fi =��&��

� Mi = ��

�>��Z

7� �� Z ��}�¨��w�w{�¨�� X�-��{�ww}��k�w{��~�� Z

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� ª��=w��}�<={�ww}��<§=w�www{�<=k�w{��~��<

� ª��{�ww�}~��§w�www|wk��

� ª��{�ww}{�

�>��Z

��k��Z��{k��{k�www��>��}�}�¨��{|��{|�ww||��>��-��{�{{¨�%��&��

SoluciónZ4�� >��&��=�� {ww<�$��`��-��Z

Isótopo Masa (uma) Abundancia (decimal) Contribución a la masa

%��{k {k�wwww� w��}}� K��{{�}��}

%��{| {|�ww||� w�w{{{ K��w�{~~|

#�� K��{k�w{{{�

Química I

66

Actividad de aprendizaje 3�%��3

6Li�37Li��

��~w¨��k��¨�� w{��w{��+��

Actividad de aprendizaje 4?��-��

Radiactividad4��£O£��&��&��+Henri Becquerel��>��-��&��#�� &��7�� &��&�� 7�@��-��

��+�Marie y Pierre Curie��>��'��+��&��=��-��6��<��0��4��&��#��%��=�#��$��<��radiactividad�� &��-��4��'��'��

7� �� &�� $�� &��+�� =�<�� =§<��+��

Fig. 3.4 X��Z��-��


67

La radiactividad es la propiedad de algunos elementos o isótopos para emitir, espontáneamente, partículas cargadas de energía al desintegrarse su nú-cleo atómico. El resultado es la transformación de un elemento en otro.

!�� clases de partículas y un tipo de rayo: partículas alfa y beta y rayos gamma. Estos procesos de desintegración se dividen en dos; en los primeros, se presentan cam-bios en la masa del núcleo; en los segundos, no.

1. �� !"#�$��¬��~k��~k¬��completamente iguales al átomo de helio, al contener dos protones y dos �� +�� =§k<�$�� |�kww��|k�www��£{w�k~g

4��+�� 4��@��+��&��número y peso atómicos.

2. �� !$#� $��0 -1e o % &� $. Se trata �� +�� !&�#��+�� atraídas hacia el electrodo positivo.

7��&�� &��-��+��=��{w��{w�k}�<�$� ��beta incrementan su número atómico, pero reducen su peso atómico.

3. '�*�� !+#. Son representados simplemente por la tercera letra del al-fabeto griego +*��&��`��'��-��+��`£��$� ��+�-tricas.

�� &�� +�� @�� @�� 6��poder obtener los isótopos radioactivos con mayor pureza y actividad radiac-�� `��elementos o isótopos menos activos o no radiactivos.

6�� proporción o abundancia natural son elementos estables con menor cantidad �� -diamos como elementos libres naturales, e involucramos en las reacciones ��

En cambio, los isótopos con menor abundancia natural y mayor cantidad de neutrones en su núcleo son inestables y presentan más energía, además de presentan una vida media menor a la del elemento natural libre, se encuen-tran en fase de transformación o transmutación en otros elementos, y presen-tan el fenómeno de la radiactividad.

Cuando le pregun-��+tipo de armas se

emplearían en una eventual Tercera Guerra Mundial, contestó: “No ��+��la cuarta se usarán palos y piedras”.

Química I

68

Utilidad de los isótoposEl isótopo radioactivo del carbono–14=14C<

$��¡��14C se ��&�� &��

Isótopos del cobalto

��&�� 0{k��©�w��@��-&��$��kk��

Isótopos del yodo

�� |� �� ©{k� � �� ©{|{�� }��-��

Isótopos del plomo

��>��

4�� #��>��-��=99Tc<��-�� =��<��©{|{�� }�w��©�w��

?��©{~��-��>��4��¡��@�&��+�� 4�� '� �� >�� +�� +�� 7� ��

Actividad de aprendizaje 5!�� -�� =��<��©��©k~��-��©�w��©{w�� &�&��©|k�7�� Z

� $��

� 4��

� 0��

� Riesgo


69

SíntesisI. ?�� >� �� >��

��

II. %��>��&��

III. X�� &��-��>��&�� Z

Dominio del tema

Puntualidad en los tiempos

asignados

Responsabilidad Sustento adecuado de

ideas

Actitud colaborativa

Respeto y tolerancia hacia

los demás compañeros

��®®®®®®®®®®®®®

Sesión D. Modelo atómico actual de la mecánica cuántica (números cuánticos y configuraciones electrónicas)

Criterios a desarrollar � !�� @��=��<�

��

� ��Z6��-�� 6��6��X��

� !�� @�� -��

� #��>��

Química I

70


Modelo atómico actual��£�OOO�£O£��-��"��

�� '��{�ww�#��6�� =��<�� Z`7��

��#��%��$��¤��%��&��&��+��

7��@��-��

�� &��Z

1. �� /��0�� Z

� 7��%��>��

� %�� &��

� �� &�� &�� 4�� +��

� %��-��

W3W3W2W3W3W2

W3W3W2

E=h-f

Fig. 3.5 ��

7��&��+��4��&��-��&��+��


71

1. /��7��0��

!�0��

2. 6��

4��@��

9��0��6��#��%�� Función de onda (ecuación de onda)�$��¤��0��'��-��

Números cuánticos$��

$��Zn, l, m, s.

/@��Z�=��<

��0��niveles de energía, ��'��7�#�/�?�6�Y��@��-��=�<��{�k�|�~�� n��@��

��&�� &��-��&�� @�� @��

7��Z�

K s

7��7��Z��

Ls

p

7��#��Z��

Mspd

7�� -��-��@��

Química I

72

7��/��Z��&�

N

spdf

/@��Z�=��<

El parámetro l��@��&�� @�� Zs, p, d � f�%��&��&�� l�7��*�� -��l�� {�

� �w=$��Z$��<�

� ��{=6��Z$��<�

� ��k=!�&&��Z$��&��<�

� &�|=9��Z$��&��<�

� /@��Z�=��+��<

%��+��-�� el efecto Zeeman��6��¥��{}��6��/��{�wk�$�� n�l se le ��+��-��+��@��m�

%�� l ��=k�§{< ��m��–l�§l�$�l�0�m��+�� 0��-capa s��+��&+��"��-�+��$�l�{�m�� {�w�§{��p��+�� número cuántico m �� +��+��

�� @�� $��@��@��`m��

�{�� 0 s

��|��1 0 1 p p p

��2 �1 0 1 2��

&��3 �2 �1 0 1 2 3&&&&&&&

K��X��#6�=X��+��#��6��encontrar un ��<�


73

�� px� py � pz� $� �� +��p��7��d��+��>��"��+-��dxy�dyz�dxz�dx2-y2�dz2��

/@��Zs o ms=��<

%��$��_�� +��+��&�� `��&��-��&��&��6��+��Z��>��1��>�� >�$��=��<��+��-��@�� §{�k��{�k��"��Z�§{�k��{�k�

7��

%�� nx y��n��@��*x�� s�p�d�f��+��@�� w�{�k�|��+��*y��@��

Actividad de aprendizaje 61. ?�� &��

�� s�p�d�f��@>��

2. X��&�� &��>��

La configuración electrónica%��7��consiste en la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes nive-les de energía��'��Z

1. 6��6��Z`!��-��@��Z`��@��-&�� k�2�4��Z

Química I

74

» ��{��k={<2�k��

» ��k��k=k<2�}��

» ��|��k=|<2�{}��

» ��~��k=~<2�|k��

2. 6�� =X��0��©��4�&©��<Z��-��+��Principio de construcción��Z`%�� -��'��6�� §��

�� X��-��"��{��&��

11s

22s

32p

43s

53p

73d

64s

84p

104d

134f

95s

115p

145d

126s

156p

167s

197p

186d

175f

Fig. 3.6 X��

�� Z1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d,7p. 6��-��&�� X��@��@��%�� =��<��!��@�� Z


75

Subnivel Número de orbital Electrones Representación

S 1 2 S2

6 3 6 66

D 5 10 �10

F 7 14 F14

6��Z

� $��número de electrones��6��-nocer el número atómico (Z)��X��@�� @��=¥��§<�

� K�� -�� @��=��{<�

� X�� =�k��{w��&�{~��<�

�>��Z

1s22s22p63s1Nivel deenergía

Subnivel de Z

Electrón devalencia

Número de electrónes

$��-��Z

Elemento No. atómico Configuración electrónica

� 1 1s1

/ 7 1s2 2s2 2p3

Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s2 3d6

�� 36 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Actividad de aprendizaje 7��Z

a) Calcio

b) $��

Química I

76

c) X��

d) 4��&��

e) 0��

Representación gráfica o diagrama energético7�� +�� $��-��=�@��<�� ="��<��en cuenta el Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund, ��-��Z`!�� ocupan orbitales ��7��-��

� 6��"��Z

� 6��Z_____

� $��"��>�� Z

1s

�>��Z

�� &�� @��Z=16� �� {��Z

Representación gráfica:

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

?�� k��4��=��<��

La Regla de Hund ��+�� *��


77

Actividad de aprendizaje 83. ��

?��

Magnesio

%��

Estroncio

4��

Litio

Configuraciones y diagramas energéticos con la técnica de Kernel6��@��-��=��<��+��=�� <��=��/��4��£��X�<��=��@�� }��He��k��<�

7��Z

k��Z1s 2

{w/�Z1s 2 2s 2 2p 6

{}4�Z1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Química I

78

|��Z1s 2 2s 2 2p 6 3s2 3p 6 4s2 3d 10 4p 6

�~£�Z1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6

}�X�Z1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6

6��+��Z

°��±ZX��

°/�±ZX��

°4�±ZX��

Ejemplos:

1. ��%,��&��@��Z

%��@��=6%<��@��'��°k��±,��k��&��&��Z

��

6C=[2He]2s2,2p2

2s 2p 2p 2p

6C=[2He]:

2. 38Sr = ��Z[36Kr]

��

38Sr=[36Kr]5s2

5s

38Sr=36[Kr]:

3. 78Pt ��Z

$��Z

78Pt=[54Xe]: 6s2, 4f14, 5d8

78Pt=[54Xe]:

6s 4f 4f 4f 4f 4f 4f 4f 5d 5d 5d 5d 5d


79

Actividad de aprendizaje 9��+��=�� <Z

a) ?��

b) K��

c) Actinio

d) Oro

e) Estaño

Electrón diferencial$��@��%��&�� @��=��<��X��

6��>��+��-��=$�� <�

�>��Z

7� ��@��&��"@��Z

9F=[2He]2s 2p 2p 2p

Química I

80

��@�� $��>�� Z

��k��w��{��1/2

6�� @��

Actividad de aprendizaje 10�� @��&�� Z

a) X��

b) 4��

c) Fierro

d) 6��

e) Cloro

SíntesisI. ?��>��

��

II. ��-��

RealimentaciónX�� Z

1. ��+��=��<Z

=<6�� 40<6��

=<6��{{�{w©k}� %!<9��

=<6�� 9<��

=<6�� _�</��

=<6�� O�<O��

2. ��-��Z

a) 7��Z

b) 4��Z

c) 7��Z


81

d) 7��@��Z

3. X�� Z

a) �Y�+��&��

b) �Y�+��@��

c) �Y�+��X��#6��

d) �Y�+��

e) �%��-��

f) �Y�+��@��

Actividad experimental 1: Ensayo a la flamaObjetivo:

Y��"��

Materiales

� #��0��={<

� ��>=�<

� _��={<

Reactivos

� w��=7�%�<

� w��=/�%�<w��

� w��=�%�<w��

� w��=$�%�2<w��

� w��=0�%�2<w��

� w��&��=%�$?4<

� ��w��

� 4��=��<

Química I

82

Antecedentes

4��"��-�� &��"��0��7��

�� +�� +��>�� Al �� +��!��+�� &��&��

��@�� +�� %�� -��&��7��=��<��%��

Menos energíaabsorbida.

Menos energíaliberada.

Mas energíaliberada.

VioletaRoja

Mas energíaabsorbida.

Fig. 3.7 /@�� +��

Longitudes de onda

Ult

ravio

leta

Infr

aro

ja

Luz visible

Violeta Roja

400 nm 500 nm 600 nm 700 nm

Fig. 3.8 7��


83

Procedimiento

%�� >�� >�� =��<��"��$�� "��={<

Ácidoclorhídricodiluido

1%��+��&��

��6��"��?�� =k<

sustanciamuestra

2

X��7�� &��6��-��+��"��

Química I

84

Colores de la Flama

Li Na K

Colores de la Flama

Sr Ba Cu

Observaciones

4�� Z


85

Evalu

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Química I

86

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87


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Bloque IV

Interpretas la tabla periódica


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Dinamización y motivación�� +�� =��<�� +��

Actividad ?�� Z

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Química I

90

Sesión A. Historia de la tabla periódica


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Tabla periódica7��>��-��7��#��={}|w©{}��<��{}�~��{}��'��!��#��+�� ={}|~©{�w�<��

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Ubicación y clasificación de los elementos7��&��&��-��&��0��={}{~<�6��&��'��

7��-��$��@��@��@��

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��-��7��repiten igual ��

Interpretas la tabla periódica Bloque IV

91

$��@��{w~��{�� @��*��{w��*��={<��=w<��=�<��=��<��{��OK64%��{w~��{w�Z{w~��&��{w��{w��{w��{w}��{w��

Actividad de aprendizaje 11. O��

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2. 9��~��'�� Z

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4. O�� 4�+��&�� -��

Síntesis6��O�� &��

Sesión B. Características de la tabla periódica

Criterios a desarrollar � X��-

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Química I

92


Distribución de los elementos en la tabla periódica��{{}��}��-��7��+��6��=¥��{<��/��=¥��|<��?��=¥�{{}<�

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Grupo, periodo y bloque7��-�� {}��={}k��{�w�<��+��periodos �{}�� grupos =&��<��@��-��@�� >��

Grupo4��@��4�0�4��O4��OOO4��+�&��

� Grupo I A �&��

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� Grupo II A �&��+��

� Grupo III A �&��+��

� Grupo IV A �&��

� Grupo V A �&��

�� hals=��<��=��<��reaccionan con ��&��


93

� Grupo VI A �&��&��

� Grupo VII A �&��

� Grupo VIII A �&��

7��+��Z

� Elementos representativos:��4�

� Elementos de transiciónZ��0�

� Elementos de transición interna: =��<��>��&��

� Gases nobles: ��OOO4��

Periodo4�� =��-��<�

� Periodo 1: %��k��Z��=�<��=��<�� =�� {��<��OOO4�� @�� @��

� Periodo 2: %��}�� =�� -��k�k�<��

� Periodo 3: ��+��}��=/�<��=4�<�� =��- ��|�|�<��}�� =�� <�

� Periodo 4: %��{}�� =��<�� ~�~��|�� |��=¥�<�3

� Periodo 5: %��{}��=£�<�� ~��~��

� Periodo 6: %��|k�� &��~&�� &��4��}��{�� ~&�� +��&��>��

Química I

94

� Periodo 7: ��|k��&��@��-�� &�� &��-��=��<��7��w��{w|��-�� &��+��4��~��

Bloques s, p, d y f7��6��>��-�� =��O4�OO4<��=�� <s��{�k�4��bloque s ��

7��=��<��k��-vel s �� p*�+��bloque p ��7��s �p ��

7��d se conocen ��bloque d ��=��<�$��-��{w��{��{w��-��=��{�{w<�� d�

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Actividad de aprendizaje 21. 9�� &��

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95

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Química I

96

Sesión C. Las propiedades periódicas

Criterios a desarrollar � !��=��-

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Propiedades periódicas y su variación en la tabla periódica��&�� @� � � �� @��4��Z��-��

Radio atómico��@��@�� -��4��&��'��7�� -��&��@��$��'��Z

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97

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Ejemplo:

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Química I

98

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99

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Sesión D. Importancia de los metales y no metales

Criterios a desarrollar � !��+��

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Utilidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del país!� �� OOO4=��w<*��=��<��?��+��"@��*��Z��+��'��@��Z��&��-��*��

Química I

100

Características de los metales7��@��&��-�� @�� -��7�� &��

7� �� 7��-�� +��+��=��&��<��=��&��<��=��&��<��*��aleación�7��O4�OO4��OOO4��-��O0�OO0��*��O�4=$��6�<��4=$��0�<��O4=$��<�

Metales No metales

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101

Características de los no metales!��-��¨��&��*��

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Actividad de aprendizaje 51. %�� Z ��

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Química I

102

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Grup

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Metal, no metal, metaloide, gas

noble.

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96

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RetroalimentaciónI. ��~��

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103

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Química I

104

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Actividad experimental 1: Tabla periódicaObjetivo

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Materiales

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Procedimiento

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3. 4��{w��4��?�� +��

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5. X��{�k��>��?��

Resultados

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Conclusiones

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105

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Química I

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107


� Elabora estructuras de Lewis para los elementos y los com-puestos con enlace iónico y covalente.

� Demuestra experimentalmente las propiedades de los com-puestos iónicos y covalentes.

� Explica las propiedades de los metales a partir de las teo-rías del enlace metálico.

� Valora las afectaciones socioeconómicas que acarrea la oxi-dación de los metales.

� Propone acciones personales y comunitarias viables para optimizar el uso del agua.

� Explica las propiedades macroscópicas de los líquidos y ga-ses, a partir de las fuerzas intermoleculares que los cons-tituyen.

� Explica la importancia del puente de hidrógeno en la con-formación de la estructura de las biomoléculas.

Bloque VInterpretas

enlaces químicos e interacciones intermoleculares


� Enlace químico

� Regla del octeto

� Formación y propiedades de los compuestos con enlace iónico

� Formación y propiedades de los compuestos con enlace covalen-te (tipos de enlace covalente)

� Enlace metálico

� Fuerzas intermoleculares

Competencias a desarrollar1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y

��

|� O��&��-tea las hipótesis necesarias para responderlas.

4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a pre-��&�� -zando experimentos pertinentes.

5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica tus conclusiones.

6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenó-��

�� la solución de problemas cotidianos.

9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer nece-��

10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o mo-��

11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físi-co y valora las acciones humanas.


14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana.

ProyectoX��&��de enlace que presentan.

Dinamización y motivaciónLos diversos productos que nos rodean y que utilizamos en nuestra vida diaria es-tán formados por la unión de los diversos átomos y moléculas que conforman toda la materia, pero estas uniones no se dan al azar, sino de acuerdo a las caracterís-ticas y naturaleza de cada átomo, esto hace que las uniones entre ellas formen los diferentes tipos de enlaces químicos que conocemos.

Actividad de aprendizaje 1El maestro de química les solicitará a sus alumnos que lleven al salón de clases diversos productos u objetos. Se observarán y escribirán primero las propiedades físicas que presentan, así como los estados de agregación de cada uno, posterior-mente se investigará el tipo de enlace y el tipo de compuesto que presenta cada uno (llenar la tabla de abajo). Entre los productos solicitados podrían ser: sal, azúcar, agua, un anillo de oro y plata, un clavo, una lata vacía, etcétera.

Producto/objeto Propiedades físicas Estado de agregación Tipo de enlace Tipo de compuesto

En este bloque conocerás los diferentes tipos de enlace que se forman de acuerdo a la naturaleza de los átomos y serás capaz de conocer las propiedades de diversos productos, así como la manera en que se pueden combinar con otros. Descubrirás que el tipo de enlace de cada producto determina sus propiedades.

Sesión A. Enlace químico, estructura de Lewis y regla del Octeto


� Enuncio la regla del octeto para describir la formación del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos con este tipo de enlace.

Química I

110

� Empleo la representación de Lewis para mostrar los electrones de va-lencia de un elemento químico.

� Demuestro la formación de enlaces iónicos utilizando representaciones de Lewis y relaciono las características del enlace iónico con las propie-dades macroscópicas de los compuestos.

� Valoro la utilidad de los modelos teóricos utilizados para explicar la estructura de la materia.


Enlace químicoLa mayoría de los metales se adhieren a los imanes, lo mismo que los globos a la pared, después de ser frotados con el cabello. En ambos casos operan fuerzas de atracción o repulsión, en virtud de las cuales los polos opuestos se atraen y, los semejantes se rechazan. Las relaciones sociales también traen consigo, análoga-mente, procesos de atracción y repulsión que en muchos casos concuerdan con la descripción del comportamiento de los átomos. Continuando con la analogía, las sustancias forman lazos y los rompen, como resultado de atracciones eléctri-cas, tal como lo hacemos nosotros en nuestro entorno social. Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero realmente, en su gran mayoría, se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otros de distinta especie, formando moléculas de compuestos. Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el nombre de enlaces químicos. Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos repre-sentativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p; para los de tran-sición, también los electrones de los orbitales d; y para los de transición interna, los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.

La valencia, en términos generales, se describe como la potencia o capa-cidad de un elemento para combinarse con otro. Ejemplo: el átomo utilizado es el �� @��átomos de hidrógeno que pueden combinarse con un átomo de ese elemento. Así, por ejemplo, el átomo de cloro en HCL es univalente, mientras que el de oxigeno en H2O es divalente. El magnesio en MgO es divalente porque se combina con un átomo de oxígeno. Más directamente, el Mg se puede combinar con el H, formando el hidruro de magnesio MgH2, por lo que exhibe el carácter divalente. Mientras al-gunos elementos muestran sólo una valencia, otros elementos forman compuestos con dos o más valencias diferentes. El nitrógeno forma los óxidos: N2O, NO, N2O3, NO2 y N2O5, en los cuales el N varía su valencia de 1 a 5. La valencia de un ele-mento en un compuesto está designada como un número apropiado con respecto a la carga del elemento en el compuesto en equilibrio de cargas. Un concepto más adecuado de valencia es aquél que la describe como la capacidad de combinación de un elemento en términos de las fuerzas que actúan para unir la combinación de átomos en un compuesto estable.

La valencia de un elemento no indica su naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico. Por conveniencia, para indicar la naturaleza eléctrica de un átomo en un compuesto químico o en un ion, el término número de oxidación ��@��es la carga que un átomo muestra para cumplir las siguientes reglas:

Interpretas enlaces químicos e interacciones intermoleculares Bloque V

111

1. Los átomos en su forma elemental tienen número de oxidación cero, por ejem-plo: H2, P4, S8, F2, O2, H2, N2, etcétera.

2. Los iones monoatómicos tienen un número de oxidación igual a la carga en el ion. El número de oxidación de Fe2+ es +2, y el del O-2 es �2.

3. En compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación del átomo de oxígeno es �2 excepto, en H2O2, y OF2, cuyos números de oxidación son �1 y +2, respectivamente.

4. En compuestos que contienen hidrógeno, el átomo de hidrógeno tiene un nú-mero de oxidación de +1, excepto en hidruros tales como el LiH y MgH2, cuyos números de oxidación es �1. Los números de oxidación del S en H2S, SO2 y (SO4)

�2son �2, +4 y +6, respectivamente. Dos reglas adicionales permiten es-cribir la fórmula química de un compuesto o de un ion poliatómico cuando el número de oxidación de sus átomos constituyentes son conocidos.

5. La suma de los números de oxidación positivo y negativo en un compuesto es cero.

6. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación positivo y negativo es igual a la carga del ion. Así, en el compuesto AlPO4, el aluminio, el fósforo y el oxígeno tienen número de oxidación +3, +5 y �2, respectivamente, y el ion fosfato (PO4) debe tener carga �3, debido a que el oxígeno (�2 x 4 = �8) y el P +5, entonces el ion +5 + (�8) = �3.

Regla del octetoPara comprender la formación de los enlaces químicos, vamos a referirnos a la regla de los ocho o regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, la cual establece que, al formarse un enlace químico, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen ocho electrones en su nivel energético exterior.

La regla del octeto establece que, cuando se forma una unión química, los átomos ganan, pierden o comparten electrones, de tal forma que la capa exte-rior o la capa de valencia (última órbita) de cada átomo contiene o tiende a tener 8 electrones.

Una excepción a esta regla de los ocho la constituye el helio, cuyo nivel principal de energía está completo con sólo dos electrones. Esta excepción origina la regla de los dos, según la cual: el primer nivel principal de energía completo ��+��7��estado combinado, obedecen esta regla.

7��electrónica que imparte estabilidad de unión. La regla del octeto tiene algunas ex-cepciones con los primeros dos octavos miembros de los periodos. Más allá, tanto del nivel cuántico como la capa de valencia pueden contener más de 8 electrones, y cuando esto último ocurre, se dice que la capa de valencia está “expandida” para acomodar más de 8 electrones. Éste es un término insatisfactorio pues, durante

Química I

112

la expansión usa los orbitales d. Generalmente, los metales forman cationes (+) al perder electrones y los no metales, aniones (-) al ganar electrones, con lo que en ambos casos adquieren una estructura estable de electrones de valencia. Los electrones de valencia (nivel más externo) son los que generan la actividad elec-trónica que se presenta en la formación de enlaces químicos. En la estructura de Lewis se presentan los electrones de valencia de un átomo, esto es, se representa el símbolo del elemento rodeado de puntos, para representar los electrones s y p del nivel más externo.

Ejemplo:

Fig. 5.1 Ejemplos de las excepciones a la regla de octeto del segundo periodo son BeCl2 y BCl3.

Fig. 5.2 Tercer periodo, tres de los siete átomos (Al, P y S) muestran excepciones, AIF3, Pf5 y SF6.

Actividad de aprendizaje 21. Contesta las siguientes preguntas:

a) ¿Cómo explica la regla del octeto la formación de un ion positivo?


113

b) ¿Por qué crees que los elementos del grupo I A (1) y II A (2) se encuentran en muchos compuestos, pero no los elementos del grupo VIII A (18)?

c) ¿Cómo explica la regla del octeto la formación de un ion negativo?

2. ��e indica si el elemento pierde o gana electrones o si se queda estable como está escrito.

A) Argón

B) Azufre

C) Berilio

D) Bromo

E) Nitrógeno

F) Helio

3. Establece el número de electrones que deben perder los átomos de cada uno ��noble.

a) Indio pierde __________ electrones

b) Mg pierde ___________ electrones

c) Tl pierde ____________ electrones

d) Cesio pierde ___________electrones

e) Ba pierde _____________ electrones

f) Rubidio pierde __________electrones

4. Determina el número de electrones que deben ganar los átomos de cada uno ��noble.

a) Cl gana ____________ electrones

b) Oxígeno gana ___________electrones

c) N gana ____________ electrones

d) Yodo gana ____________ electrones

e) P gana ____________ electrones

f) Carbono gana __________ electrones

La representación de la forma en que los electrones de la última capa o capa de valencia están distribuidos en una molécula se logra gracias a la fórmulas o estructuras de Lewis. En este método, los electrones de valencia de cada átomo están representados por puntos, cruces o círculos.

Química I

114

Es importante recordar que el uso de puntos y otros elementos para re-presentar los electrones tiene un objetivo meramente ilustrativo, pues no existe actualmente diferencia alguna entre los electrones de los diferentes átomos, ya que todos ellos son equivalentes. También debe notarse que el par de electrones es usualmente necesario para formar una unión, lo que es llamado el par de electro-nes de unión o unión covalente. Así, las estructuras pueden ser escritas con líneas que representan el par de electrones de unión.

X X X X X X X X

Fig. 5.3 Estructuras de Lewis.

%��>�� -�� "@��>��de arriba, en ocasiones se omiten. Otro ejemplo, considerando el ión sulfato de Lewis de acuerdo con la regla del octeto, es:

Fig. 5.4 El ión sulfato de Lewis.

En general, los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con carga positiva, como es el caso de los metales. Por otro lado, los átomos con 5, 6 o 7 electrones de valencia tienden a ga-nar electrones y convertirse en iones con carga negativa. Muchos de los no metales caen en esta categoría. Estos no metales también pueden compartir sus electrones para obtener ocho electrones en su nivel de energía de valencia. Los elementos con cuatro electrones de valencia, como por ejemplo el carbono, son los más aptos para compartir tal tipo de electrones.

Actividad de aprendizaje 3En equipos de cuatro integrantes desarrollen la representación punto-electrón de Lewis para los siguientes elementos.

a) Helio

b) Potasio

c) Magnesio

d) Indio

e) Estroncio

f) Fósforo

g) Plomo

h) Kriptón


115

Formación de iones y enlace iónicoExisten compuestos que conducen la corriente eléctrica y aquellos que no la con-��&��explica por la diferencia en la forma en que los electrones de valencia en los áto-mos se comportan cuando reaccionan para formar una unión química.

En los compuestos iónicos, la unión está formada por la completa trans-ferencia de un electrón de la capa externa de un átomo con su gran tendencia a ��capa de valencia del átomo para formar una unión química.

Ejemplo:

NaClNa+1 pierde 1 electrón se convierte en ión positivo +1e�.

Cl�1 gana 1 electrón �Cl� se convierte en un ión negativo menos 1e�.

Las cargas opuestas de los iones formados se combinan y se unen por fuerzas eléctricas.

Por dicha razón esta unión es llamada unión electrostática o unión elec-trovalente (unión iónica).

Característica del enlace iónico:

� Se forman iones

� Hay transferencia de electrones (uno pierde y otro gana)

� Se da entre un metal y un no metal

� La electronegatividad es mayor a 1.

Na pierde 1 e- Na +1

Mg pierde 2e- Mg +2

-Al pierde 3e Al+3

N acepta 3e

O acepta 2e

F acepta 1e

-

-

-

N

O

F

-3

-2

-1

Fig. 5.5 Formación del enlace iónico.

Se ha encontrado experimentalmente que los compuestos químicos se ��Z��+��inmersos en una solución o estando fundidos, y aquellos que no lo hacen. Según la forma en que los electrones de valencia se comportan cuando éstos reaccionan para &��

En el caso de los compuestos iónicos, la unión está formada por la com-pleta transferencia de un electrón de la capa externa de un átomo con su gran ��electrón de la capa de valencia del átomo para formar una unión química. Así por ejemplo, en el NaCl, el sodio y el cloro tenemos que el sodio pierde su electrón 3s1.

Enlace iónico: Es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto.

Química I

116

Fig. 5.6 Estructura de cloruro de sodio.

–

–

Las cargas opuestas de los iones formados se combinan y se unen por fuerzas coulómbicas. Por esta razón este tipo de unión es llamada unión electros-tática o unión electrovalente (en ocasiones le llaman unión iónica). El enlace ió-nico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. Un enlace iónico es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Estos iones de carga opuesta se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento. $��=��<�

Estos iones forman un enlace puesto que, como establece la ley elec-trostática, las partículas con carga diferente se atraen y las partículas con cargas iguales se repelen. Por esto el enlace iónico se llama también electrovalente.

Ejemplos

Na + F Na + F+1 -1 La fórmula del compuesto es NaF

="��<

Mg + 2 F Mg + 2 F -1+2 La fórmula del compuesto es MgF2 ="��<

2Na + O 2Na + O -2+1 La fórmula del compuesto es Na2O (óxido de sodio)

3K + N 3K + N -3+1 La fórmula del compuesto es K 3N (ni-truro de potasio)

Fig. 5.7 Ejemplos de electrovalentes.

Síntesis1. Escribe sobre la línea los iones que se formarían (símbolo y carga) en cada uno

de los elementos ya sean que ganen o pierdan electrones.

� Aluminio

� Azufre

� Bario

� Yodo


117

� Rubidio

� Bromo

� Litio

� Fósforo

2. Recordando la regla del octeto y utilizando el punteo de Lewis escribe la for-mación del enlace iónico para los siguientes compuestos.

a) KC l

b) Ca O

c) Al O2 3

Sesión B. Enlace covalente


los diferentes tipos de enlace covalente, para que expliques las propie-dades de los compuestos covalentes.

� %�� @��electrones compartidos entre átomos.

� Utiliza las estructuras de Lewis para representar compuestos covalentes y dibujar la geometría molecular de compuestos sencillos, partiendo de la estructura de Lewis.

� Asocio la diferencia de electronegatividades con el tipo de enlace co-valente

� Valoro la importancia de los enlaces covalentes.

Química I

118


Enlace covalenteEl enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. Los compuestos no iónicos, los cuales comprenden la mayoría de los compuestos orgánicos y muchos compuestos inorgánicos, se forman porque com-parten los electrones de valencia. La unión así lograda llama unión covalente. La unión covalente es cuando dos electrones, uno de cada átomo, se comparten en la misma magnitud por cada átomo, y no llegan a pertenecer exclusivamente a uno solo.

Los electrones son restringidos a la región entre los núcleos de los dos átomos, y se dice que son electrones localizados. La energía de estabilización lo-grada en este tipo de unión es llamada energía de intercambio. El simple ejemplo de la formación de una unión covalente es:

En donde la x y el o denotan los electrones de los dos átomos de H. Esta ilustración es, por convenencia, sólo para el ejemplo, puesto que realmente los dos electrones son indistinguibles. Un segundo ejemplo sería:

Fig. 5.8 Formación de un enlace covalente.

Se observa que en ambos casos, los electrones compartidos guían la rea-��

��=�<��=��<��F a la del neón (Ne). La Teoría de la Unión, la cual asume que una unión estable �&��&��propuesta por primera vez por G.N. Lewis. En los ejemplos anteriores, para la formación de la unión covalente el par de electrones fue formado por la donación de un electrón de cada uno de los átomos involucrados en la unión. Otro tipo de unión covalente es posible cuando ambos electrones son donados sólo por uno de los átomos involucrados en la unión. Este tipo de unión es llamada dativa o cova-lente coordinada.

Generalmente el átomo que dona el par de electrones es aquel que tiene un par de electrones no compartidos en su capa de valencia exterior. Así, en los compuestos de oxígeno y nitrógeno debía esperarse que formaran este tipo de �� son el protón (H+), B y Al. Ejemplos de la formación de la unión dativa o covalente coordinada son la reacción entre el protón con agua y la del amoniaco, para formar los iones hidronio y amonio, respectivamente:


119

Un método útil para indicar la formación de electrones en una unión co-valente simple es usando una línea .

Características de los diferentes tipos de enlace covalenteEnlace covalente no polar u homopolarDe acuerdo con esto, se tienen diferentes tipos de enlaces covalentes:

Podríamos llamar enlace covalente puro o no polar a aquel que se forma entre átomos de la misma especie, en donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas.

Por ejemplo, en el enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón, comparten un par para formar una molécula de hidrógeno, que es más estable que los átomos de hidrógeno individuales.

Fig. 5.9 Formación de una unión covalente.

El átomo de cloro, con siete electrones de valencia, cuando se une a otro átomo de cloro, comparte un par de electrones para formar una molécula biatómi-ca con un enlace covalente:

Cl + Cl Cl Cl

Fig. 5.10 Átomo de cloro.

Cada átomo de cloro necesita ocho electrones para alcanzar un octeto de electrones estable como el del gas argón. En las moléculas de Cl2 y H2, hay un enlace covalente entre los átomos. En las fórmulas de Lewis de las moléculas, un enlace se representa ya sea como un par de electrones entre los átomos, o como una raya en vez del par electrónico. Ejemplo:

H — H (H2) o Cl — Cl (Cl2)

Química I

120

22

Este compartir de electrones no se limita a un solo par de ellos. Conside-remos el átomo de nitrógeno con cinco electrones de valencia:

N NFig. 5.11 Molécula de nitrógeno.

En este arreglo, cada átomo tiene únicamente seis electrones de valencia ��%��-mo tiene dos electrones no apareados, así que, para alcanzar más estabilidad, cada átomo de nitrógeno forma dos enlaces covalentes más, hasta sumar un total de tres. La molécula de nitrógeno se representa mediante las estructuras siguientes:

El oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno y todos los halógenos son los ele-mentos químicos que forman moléculas biatómicas, en las cuales la diferencia de electronegatividad es cero.

Enlace covalente polarEn este tipo de enlace, los átomos o elementos que forman la molécula o compues-to son de distinta especie y tienen electronegatividad diferente, lo que hace que, en el espacio del átomo más electronegativo, haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, y se forme un polo negativo, en contraste con el polo opuesto, que es positivo. Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia �� &�� =·�) y, en el lado del hidrógeno, otro polo �� =·§<��&��=��·��<�9��·§·�.

Fig. 5.12 Formación del dipolo.


121

Enlace covalente coordinado o dativoEn este tipo de enlace, los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado solamente por uno de ellos.

En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia. Por ejemplo, en el caso del amoniaco (NH3) el �� =��<�

Fig. 5.13 Amoniaco NH3.

Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente. Por ejemplo, un ion hidrógeno (H1+) puede formar un enlace covalente coordinado con una molécula de amoniaco, mediante el traslape de su orbital con un orbital del átomo central nitrógeno que contiene el par de electrones no com-partidos:

Fig. 5.14 Ión de Amonio.

Para representar la unión dativa o unión covalente coordinada se utiliza una � la cual parte del átomo del donador al átomo del aceptor. Así, el ión amonio puede escribirse:

H H

H

H

N

Se debe tener en mente que esta representación es por conveniencia, y que realmente las cuatro uniones NH son equivalentes. El origen del par de elec-trones no importa después de que la unión es formada. Algunos compuestos como dímeros y polímeros existen debido a la formación de la unión dativa o unión co-valente coordinada. Así el cloruro de aluminio existe en fase vapor como Al2Cl6 en la estructura de puente formada por el átomo de cloro, actuando como un átomo donador, mientras que el átomo de aluminio actúa como un átomo receptor:

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122

El procedimiento sistemático siguiente te facilitará la escritura de fór-mulas de puntos de estas estructuras más complejas, en especial de las compues-tas de cuatro o más átomos.

Pasos para escribir fórmulas de puntos de Lewis:

1. Escribe el símbolo central de la estructura (si intervienen tres o más átomos) y distribuye los demás átomos alrededor del átomo central. Los átomos cen-trales más comunes son, entre otros, los no metales (C, N, P, S y a veces, O, en H2O, CO2 y O3.

2. Calcula el número total de electrones de valencia, sumando los electrones de valencia de cada átomo de la molécula o ion.

a) En el caso de un ion negativo, suma a este total un número de electro-nes igual a la carga negativa del ion

b) En el caso de un ion positivo, resta de este total un número de electro-nes igual a la carga positiva del ion.

3. Une cada átomo al átomo central mediante un enlace sencillo (que represente un par de electrones).

Distribuye los electrones restantes alrededor de todos los átomos, para com-pletar un octeto de electrones en torno a cada átomo, excepto el hidrógeno, que sólo puede tener dos electrones. (En las estructuras grandes que contie-nen hidrógeno, como H2SO4, los átomos de hidrógeno se enlazan al oxígeno, el cual, a su vez, se enlaza al átomo central).

4. Si el número total de electrones disponibles es menor que el número necesa-rio para completar un octeto, desplaza los pares de electrones (externos) no compartidos para formar uno o más dobles enlaces. (Hay un doble enlace en la estructura cuando hacen falta dos electrones; un faltante de cuatro electro-nes indica la presencia de dos dobles enlaces o de un triple enlace).

Ejemplo

Vamos a realizar la representación punto electrón de Lewis del bióxido de carbono CO2, aplicando las reglas ya descritas.

El átomo de carbono tiene 4 electrones de valencia y, cada átomo de oxígeno, 6. Entonces, tenemos un total de 4 + (2 × 6) = 16 electrones de valencia. Primero debemos unir al átomo central cada uno de los dos átomos de oxígeno, mediante un enlace sencillo (un par de electrones):


123

Podemos distribuir los doce electrones restantes entre los dos átomos de oxígeno, para completar el octeto de electrones en torno a cada átomo de oxígeno

Hemos utilizado los 16 electrones de valencia y cada átomo de oxígeno tiene un octeto, pero el átomo de carbono tiene 4 electrones y necesita 4 más para completar su octeto. Desplazando un par de electrones no compartidos de cada oxígeno a cada enlace C—O, podemos formar dobles enlaces entre el carbono y el oxígeno, con lo cual se tiene un octeto de electrones para el carbono y también para el oxígeno:

Fig. 5.15 Estructura correcta.

Actividad de aprendizaje 41. Escribe una fórmula de Lewis del ion fosfato, (PO3)

�3, aplicando el método de los cuatro pasos.

2. Distribuye los 3 átomos de oxígeno alrededor del fósforo, que es el átomo central.

Geometría molecular y polaridadLas fórmulas de puntos de Lewis permiten explicar cómo se distribuyen los elec-trones de valencia entre los átomos de una molécula, pero no sirven para predecir con exactitud la forma molecular ni la polaridad de una molécula. Para predecir la dimensión tridimensional de los átomos dentro de una molécula, la forma molecu-lar, conviene recurrir a otro modelo; la teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV). El concepto es muy simple: en este modelo, las nubes electrónicas con carga negativa que rodean al átomo central de una molécu-la se repelen mutuamente. En otras palabras, los pares de electrones que rodean el átomo central se mantienen alejados unos de otros en lo posible.

En el modelo RPECV, se visualizan los pares de electrones no compar-tidos, también llamados pares solitarios (los que no participan en el enlace co-valente), así como los pares de electrones de enlace, (los de enlaces sencillos o múltiples), distribuidos alrededor del átomo central tan lejos unos de otros como les es posible.

Los pares de electrones de los enlaces sencillos, dobles y triples se tratan como una sola nube de electrones, porque los atraen los mismos átomos. Las for-mas de las moléculas, determinadas por la distribución de los pares de electrones no compartidos y de enlace, son similares a las distribuciones que se crean cuando se atan juntos diferentes números de globos del mismo tamaño. Imagina cada glo-bo como una nube electrónica atraída hacia el átomo central, que sería el nudo en-

Química I

124

tre los globos. Por ejemplos, dos pares de electrones en torno a un átomo central se pueden representar como dos globos atados; tres pares de electrones alrededor de un átomo central, como tres globos atados, y así sucesivamente.

Actividad de aprendizaje 51. ¿Cómo se vincula el conocimiento de la ionización con el desarrollo tecnológico?

2. Investiga ¿qué otras ciencias y/o disciplinas requieren un conocimiento de los tipos de enlace?

Teoría de orbitales molecularesDistribución linealDos globos atados uno al otro tienden a apuntar en sentido opuesto, de modo que los dos globos y el nudo que los une forman un ángulo de 180º, en distribución lineal.

Fig. 5.16 Distribución lineal.

Son ejemplos de moléculas con tres átomos en una distribución lineal (A — B — A) el CO2, el BeF2 y otras moléculas similares con dos átomos unidos de forma covalente a un átomo central que tiene únicamente dos electrones de va-lencia y, por lo tanto, sólo puede formar dos enlaces covalentes (los compuestos de berilio no siguen la regla del octeto). La repulsión de pares de electrones produce la forma lineal.

Distribución trigonal planaCuando se atan juntos tres globos, el nudo del centro y los tres globos tienden a yacer en el mismo plano y a adoptar posiciones tales que los ángulos entre ellos sean de 120o, en una distribución trigonal plana.

Fig. 5.17 Distribución trigonal plana


125

El BF3, el BCl3 y el SO3 son ejemplos de moléculas con esta forma trigonal plana. En los compuestos de boro, el átomo (boro con tres electrones de valencia) sólo puede tener tres enlaces (tres pares de electrones). Por consiguiente el boro puede compartir sólo seis electrones, de modo que no sigue la regla del octeto. ��+��una forma trigonal plana.

Distribución tetraédricaLas moléculas con cuatro átomos unidos a un átomo central integran estructuras cuya forma se asemeja a cuatro globos atados a un centro común, los cuales se distribuyen lo más alejados posible unos de otros, formando ángulos de 109.5o alre-dedor del átomo central. El conjunto de los cuatro globos, y también la molécula, cabrían dentro de un tetraedro (una estructura con cuatro caras triangulares). Por consiguiente, se dice que los globos y la molécula tienen una distribución tetraé-drica, como se muestra a continuación.

Son ejemplos de moléculas que tienden a adoptar esta distribución te-traédrica el metano, CH4, el tetracloruro de carbono, CCl4, y otras moléculas con cuatro átomos unidos de forma covalente a un átomo central. 5

Fig. 5.18 Distribución tetraédrica.

Actividad de aprendizaje 6Realiza la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos.

a) BCl3

b) CS2

c) H2S

d) SiH4

e) CBr4

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126

SíntesisDe los compuestos anteriores escoge tres y realiza, en equipos de tres, las geome-trías moleculares.

Utiliza bolitas de unicel, brillantina, plastilina, pinturas, etcétera. Pre-senta tu modelo y explica cómo es que se forma la geometría (modelo REPCV).

Sesión C. Enlace metálico

Criterios a desarrollar � Describe las teorías que explican el enlace metálico (teoría del mar de

electrones y la teoría de bandas) y reconoce las características que se derivan del enlace metálico.

� Explica la importancia que tienen los metales en la economía de México y valora el uso apropiado de los metales y su reciclaje.


El enlace metálico, concepto y teorías Este tipo de enlace se presenta en los cristales metálicos sólidos. Ocurre entre ��consiste en iones metálicos con carga positiva en una red tridimensional en la que los electrones de valencia débilmente sujetos se mueven con libertad a través del ��"��7��sujetos con menos fuerza son los mejores conductores de la electricidad. En los elementos metálicos, a diferencia de lo que ocurre con los covalentes, muchos de sus átomos comparten electrones.

Los electrones de valencia de metales, como la plata o el cobre, forman ��"�� +��éstos no pertenecen a ningún átomo en particular, los átomos existen como iones positivos que se neutralizan con las cargas negativas de todos los electrones. Esta teoría nos permite explicar la alta conductividad térmica de los metales.

Teoría de bandasLa Teoría de bandas tiene como base las zonas de acercamiento de las nubes de carga de los diferentes orbitales electrónicos que constituyen el metal, que ge-�� 4 �� estableciendo que los electrones que están deslocalizados se mueven con libertad en dichas bandas que se forman por sobreposicion de los orbitales moleculares.

Los electrones se mueven libremente entre bandas, provocando así la conducción eléctrica.


127

7��Z

� Poseen un brillo característico.

� Son excelentes conductores de calor y electricidad, como la plata y el cobre.

� Son maleables: por lo que pueden formar láminas muy delgadas.

� Son dúctiles, es decir, se pueden estirar hasta formar alambres muy delgados.

Son dúctiles y maleables debido a la gran fuerza de las uniones metá-licas, lo que provoca que sus electrones sólo se desplacen sin que se rompan los ��

Existen átomos que pierden electrones, y otros que ganan; los primeros son, generalmente, los metales, y los segundos, los no metales:

La tabla periódica separa los metales de los no metales por medio de una línea escalonada. A la derecha de esta línea se encuentran los no metales y, a la izquierda, los metales. En el extremo izquierdo se encuentran los elementos más metálicos. La mayoría de los elementos se consideran metales o aún no metales, como el silicio, el fósforo, el arsénico y el selenio, que tienen muchas propiedades metálicas. Los elementos que se encuentran adyacentes a la línea escalonada se llaman metaloides, con excepción del aluminio, que es un metal, ya que la mayo-ría de sus propiedades son metálicas.

En un mismo periodo, las propiedades metálicas disminuyen conforme aumenta el número atómico. En un mismo grupo, las propiedades metálicas au-mentan conforme aumenta el número atómico. Principales metales preciosos: oro, platino, titanio. Además de su valor, estos metales tienen elevados puntos de oxi-dación, es decir, muy difícilmente se oxidan.

Actividad del aprendizaje 71. Escribe el nombre de algunos objetos de tu vida cotidiana que presenten en-

lace metálico.

2. Señala con una equis (X) la propiedad que pertenece a los metales o a los no metales, según sea el caso.

Propiedad Metal No metal

Conducen la electricidad

Se reducen

Tienen brillo

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128

Propiedad Metal No metal

No conducen el calor

Forman redes cristalinas

Ganan electrones

Sesión D. Fuerzas intermoleculares

Criterios a desarrollar � X��&��&��*9��

de London, Dipolo-dipolo y Dipolo-dipolo inducido

� Asocio las fuerzas intermoleculares con las propiedades que presentan los gases y los líquidos.

� Valoro la importancia de los modelos teóricos para explicar las propie-dades de las sustancias.


Fuerzas IntermolecularesLas fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas que ejercen ��"��6��-rio estudiar diferentes tipos de fuerzas. El estado físico de una sustancia depende mucho del equilibrio entre la energía cinética y las energías de atracción inter-molecular de las partículas. La energía cinética, que depende de la temperatura, tiende a conservar apartadas y en movimiento a las partículas; las segundas, en cambio, tienden a mantenerlas unidas. Aquellas sustancias que son gases a tempe-ratura ambiente tienen atracciones intermoleculares más débiles que las líquidas y éstas, a su vez, tienen atracciones más débiles que las sólidas.

Muchas propiedades de los líquidos, incluyendo sus puntos de ebullición, ��"�>��&��K�� forman dentro de sí burbujas de su vapor. Las moléculas de un líquido deben ven-��&��&�� %��-tensas sean dichas fuerzas, mayor será la temperatura a la cual hierve un líquido. Del mismo modo, los puntos de fusión de los sólidos aumentan al incrementarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares.


129

Se conocen tres tipos de fuerzas de atracción entre las moléculas neutras:

Fuerzas de Van der WaalsLas fuerzas ión-dipolo y dipolo-dipolo se llaman también fuerzas de Van der Waals, en honor de Johannes Van der Waals, quien desarrolló la ecuación para predecir la desviación de los gases del comportamiento ideal.

Fuerzas dipolo-dipoloActúan entre moléculas polares. Su origen es electrostático, por lo que se pueden entender con la Ley de Coulomb. La orientación de moléculas polares en un sólido y en los líquidos es parecido, pero su unión no es tan rígida.

Estas fuerzas existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas po-lares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo cuando las moléculas polares están muy próximas y generalmente, son más débiles que las fuerzas ion dipolo.

DiDipopoloo

DiDipopololo i indnducucididoo

Fuerzas dipolo-dipolo inducidoPara inducir un dipolo no sólo depende del ión o de la fuerza de dipolo sino tam-bién de que tanpolarizable es el átomo o molécula. En general, conforme sea mayor el número de electrones será mayor su capacidad de polarizarse. En un áto-mo cualquiera los electrones se mueven a1cierta distancia del núcleo, en ciertos momentos estos electrones pueden llegar a tener un momento dipolo generado por ��dipolo instantáneo, porque solo dura una fracción de segundo.

Este tipo de dipolo produce lo que se conoce como fuerzas de dispersión.

A temperaturas muy bajas estas fuerzas son muy fuertes y es lo que oca-siona que se condensen los gases.

Química I

130

Fuerzas de dispersión o fuerzas de LondonEste tipo de fuerzas fue propuesto por primera vez en 1930 por Fritz London, el cual reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o en una molécula puede crear un momento bipolar instantáneo. Estas fuerzas de atracción se llaman fuerzas de dispersión de London��&�� moléculas están muy próximas entre sí.

La facilidad con la que una fuerza externa distorsiona la distribución de cargas en una molécula se llama polarizabilidad. Cuanto mayor sea la palarizabili-dad de una molécula, más fácil se puede distorsionar su nube electrónica para dar un dipolo momentáneo, y así, mayor será la energía de las fuerzas de dispersión de London. En general, las moléculas más grandes tienden aumentar la energía de las fuerzas de London con el incremento de tamaño molecular.

La forma de las moléculas también juega un papel importante en la mag-nitud de las fuerzas de dispersión. Por ejemplo el n-pentano y el neopentano tie-nen la misma fórmula molecular, pero el punto de ebullición del n-pentano es 27K superior al neopentano. La diferencia se atribuye a su forma el n-pentano tiene una forma cilíndrica (mayor atracción entre moléculas y mayor área de contacto) y el neopentano su forma es casi esférica.

Sesión E. Puente de hidrógeno

Criterios a desarrollar � O��-

te de hidrógeno, especialmente la del agua y moléculas de importancia biológica.

� Describe la importancia de los puentes de hidrógeno en las propiedades de compuestos que forman parte de de los seres vivos y valoro la impor-tancia de los enlaces químicos en la formación de nuevos materiales.


Puente de hidrógenoLa posición del hidrógeno (H) en la tabla perió-dica indica que debe esperarse que actúe en sus reacciones con dos funciones, una como metal- a través de perder su electrón de 1s o�, y otra como un elemento halógeno (engendrador de sales), por medio de ganar un electrón y pare-cerse a la estructura del helio. Esto indica que se puede hallar como un protón H + 1 o como un hidruro H ��. En adición a aquellos compuestos electrovalentes, se ha visto que el hidrógeno forma muchos compuestos en los cuales tiene uniones covalentes.

Fig. 5.19 Puente de hidrógeno.


131

Existen muchos compuestos en los que el átomo de hidrógeno existe si-multáneamente entre dos átomos, actuando como un puente entre ellos. En esta situación, el átomo de H se encuentra envuelto en dos uniones: una covalente y, la segunda conocida como puente de hidrógeno. Las uniones del H, generalmente, halladas con otros átomos, tienen una alta densidad de electrones y por tanto un gran valor de electronegatividad, como en los casos del F, O y N. Es reconocido que estas uniones tienen carácter electrostático. Las uniones del H tienen una ener-gía de unión de aproximadamente 5 Kcal/mol, es decir, mucho más débil que las uniones covalentes, las cuales tienen una energía de unión de 80 a 100 Kcal/mol. La formación de la unión de H (hidrógeno) contribuye a encontrar propiedades anormales observadas en muchos compuestos, así puntos de ebullición anormales y pesos moleculares en soluciones pueden ser explicados con base en este fenó-meno. El ácido fórmico HCOOH forma un dímero en solventes no polares, lo cual resulta en dos veces el peso molecular esperado. Este dímero es formado a través de unión de hidrógeno o puente de hidrógeno, de la siguiente manera:

Fig. 5.20 Dímero formado a través de unión de hidrógeno.

En esta estructura, las líneas punteadas indican la formación de la unión electrostática del hidrógeno. Nota que la distancia OH de la unión del H es mucho ��?�� es más débil que su correspondiente unión covalente.

Similarmente, el HF forma un polímero de muchas unidades HF, también unidas por puentes de hidrógeno:

La reducción anómala de la densidad del agua que ocurre cuando ésta se congela puede ser explicada con base en los puentes o uniones de H entre las moléculas de cristales de agua. Esto da como resultado una estructura con grandes aberturas entre las moléculas de agua en el hielo, lo cual aumenta su volumen. Cuando el hielo se funde, la estructura se rompe y las moléculas de agua se vuel-ven a empacar más cerca una de otra, incrementando con ello su densidad. Por lo tanto, algunas moléculas de agua son unidas por conjuntos de hidrógeno en el agua líquida, pero no se extienden o desaparecen parcialmente en el hielo.

Los relativos altos puntos de fusión y de ebullición de HF, H2O y NH3 pue-den ser explicados también con base en la asociación de las uniones de H.

Química I

132

Características del aguaEstructura molecular del agua

Este compuesto está formado por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxíge-no. El enlace que forma es covalente polar, construido por el traslape de un orbital 1s del hidrógeno y un orbital 2p no apareado del oxígeno. La distancia entre 2 núcleos se llama longitud de enlace, que en el agua es de 0.0096 nm O�H. La molé-cula del agua no es lineal: tiene un ángulo aproximado de 105° entre los 2 enlaces.

a) Distribución de los electrones

b) Ángulo y longitud de enlace O�H

c) Estructura de los orbitales moleculares

d) Representación del dipolo

El agua es la única sustancia que se presenta en la naturaleza en tres estados físicos. Como líquido se encuentra en los mares, ríos océanos, lagunas y en la lluvia; en forma sólida, en el hielo, el granizo y la nieve; y como gas, en el ��6�� &��

El agua pura es líquida, incolora, inodora e insípida; hierve a 100 oC a nivel del mar, y se congela a 0 °C. La mayor densidad del agua se alcanza a 4 oC, y ��{��*��{��!��+��aire, el agua es la sustancia más abundante sobre la Tierra. Es el único compuesto líquido con masa molecular baja (18 uma). Su forma sólida es menos densa que la líquida, característica excepcional que permite que los peces y otros organismos acuáticos sobrevivan durante el invierno en las zonas frías. Si el hielo fuese más denso que el agua líquida, se hundiría y provocaría una congelación total desde la ��&��

Un gramo de hielo ocupa mayor volumen que un gramo de agua, de ma-nera que cuando se forman cristales de hielo en las células vivas, su expansión las rompe y las destruye. Cuanto menor es la temperatura, los cristales de hielo son más grandes, y peor el daño celular. La industria de la congelación de alimentos tiene en cuenta esta propiedad del agua. El alimento se congela en forma ultra-rrápida, es decir, con tanta rapidez que los cristales de hielo formado son muy pequeños y el daño que causan a la estructura celular del alimento es mínimo. Otra propiedad poco común del agua es su elevada capacidad calórica: se necesita una caloría para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 °C, lo que equivale a 10 veces la energía requerida para elevar 1 °C la temperatura de la misma cantidad de hierro. Esta energía se llama �� .

7�� mucha energía para elevar su temperatura, sino también que el agua cede mucho calor cuando experimenta una disminución de temperatura. Las enormes cantida-��@��moderar las variaciones diurnas de temperatura. Para apreciar la importancia de esta propiedad, basta considerar los cambios de temperatura extremos en la su-��7��7��7�� de 100 °C hasta casi 175 °C. En la Tierra, la variación oscila de �50 °C hasta 50 °C una diferencia de 100 °C.

Fig. 5.21 La catarata más grande del mundo: Salto Ángel, en Venezuela.


133

Algunas propiedades químicas del aguaQuímicamente, el agua existe en forma de moléculas compuestas por 2 átomos de hidrógeno unidos a uno de oxígeno por medio de enlaces covalentes, formando un ángulo de 105 °C. Los enlaces covalentes implican compartir electrones entre el oxígeno y el hidrógeno.

El oxígeno atrae los electrones con mayor fuerza que el hidrógeno, por lo que se forma una molécula polar en la que el oxígeno tiene una carga parcial negativa y, el hidrógeno, una carga parcial positiva. La polaridad de las moléculas del agua explica algunas de sus propiedades singulares, por ejemplo, que se desvíe de su trayectoria al acercarse un imán.

��"��=w��k��<��la del agua líquida 1g/ml. La polaridad de las moléculas de agua es tan grande que provoca una fuerza de atracción entre ellas: los átomos de hidrógeno de una molé-cula son atraídos por el oxígeno de las moléculas vecinas. Las fuerzas de atracción son tan grandes que se forma un nuevo tipo de enlace: el puente de hidrógeno. Como el agua es un agregado de moléculas unidas por puentes de hidrógeno, para separarlas se necesita aplicar energía extra; por eso tiene puntos de fusión y ebu-llición más altos que los esperados.

Las sustancias, en su mayoría, se expanden cuando se calientan y se con-traen cuando se enfrían. El agua se rige por este comportamiento, pero a 4 °C ya no se contrae, sino que comienza a expandirse. Si se enfría todavía más, se congela formando hielo: de pronto comienza a expandirse 10% para formar un sólido que es menos denso que el agua líquida. Las moléculas de hielo se encuentran más separadas de lo que estaban en la forma líquida.

La naturaleza polar de las moléculas del agua permite explicar algunas otras de sus propiedades, como su capacidad para disolver muchas sustancias, su tensión supe��la combustión del oxígeno y el hidrógeno es sumamente estable, porque para des-componerla es necesario restituirle la energía que desprendió al formarse. Para disociar su molécula, se requieren temperaturas mayores a los 2,500 °C, o bien, se puede recurrir a la electrólisis, que consiste en pasar corriente eléctrica a través del agua.

El agua reacciona con muchas sustancias formando nuevos compuestos; por ejemplo, al reaccionar con el dióxido de carbono, produce el ácido carbónico:

En general, los metaloides no reaccionan con el agua, mientras que los halógenos sí lo hacen formando ácidos. Cuando el agua reacciona con el cloro, se forma ácido hipocloroso y ácido clorhídrico:

Fig. 5.22 Témpano de hielo.

Fig. 5.23 Electrólisis.

Química I

134

Cuando el agua reacciona con el sodio se forma hidróxido de sodio, y se desprende hidrógeno:

4�� "@��-hídrico y se libera oxígeno:

2F(g) + H20(1) 4HF(I) + O2(g)

Otros compuestos que presentan puente de hidrógeno.

Propiedades físicas del agua y otros compuestos de hidrógeno con los elementos del grupo VI A

Fórmula Color Masa molar Punto de fusión (C°)Punto de ebullición 1atm (°C)

Calor de fusión J/g (Cal/g)

Calor de evaporación J/g (cal/g)

H2O incoloro 18.00 0.00 100.0 335 (80.0) 2.26 � 103 (540)

H2S incoloro 34.1 »85.5 »60.3 69.9 (16.7) 548 (131)

H2Se incoloro 81.0 »65.7 »41.3 31 (7.4) 238 (57.0)

H2Te incoloro 129.6 »49 »2 ----- 179 (42.8)

SíntesisRealiza las siguientes actividades y contesta las preguntas que se te formulan a continuación:

1. En equipo de tres personas, lean en el libro de texto los temas: “Fuerzas inter-moleculares” y “Características del agua” y elaboren un mapa mental.

2. Describe la diferencia entre los enlaces covalentes de la molécula de agua y los puentes de hidrógeno del agua.

3. �Y�+��hidrógeno?

4. Explica tu respuesta.

5. �6��+"�� en función de las fuerzas intermoleculares del agua.

6. Explica por qué cuando dejas tapada una botella llena de agua en el congela-dor, ésta puede romperse.

7. Escribe cuales serían algunas de las acciones necesarias para optimizar el uso del agua, e investiga las estructuras químicas de moléculas biológicas, y la presencia del puente de hidrógeno en ellas.


135

RealimentaciónI. Lee cuidadosamente cada una de las cuestiones planteadas a continuación y

escribe en el paréntesis de la derecha, la letra de la opción que corresponda a su respuesta. Lee todas las posibilidades de respuesta antes de elegir la que consideres acertada.

1. Tipo de enlace que se presenta cuando se forman aleaciones como en el caso del oro y la plata. ( )

a. Covalente b. Iónico

c. Metálico d. Puente de hidrógeno

2. Es la representación tridimensional o en el espacio de los átomos que forman una molécula. ( )

a. Ecuación química b. Fórmula química

c. Geometría molecular d. Distribución espacial

3. Tipo de enlace que se presentan entre un metal y un no metal por transferen-cia de electrones y en el cual se forman iones. ( )



4. Es la representación por medio de puntos de los electrones de valencia de un átomo. ( )

a. Geometría molecular b. %��

c. Estructura de Lewis d. Regla del Octeto

5. Es la regla que deben cumplir los átomos de un elemento al formar un enlace químico, para poder obtener 8 electrones en su último nivel. ( )

a. Ley de la conservación de las masas b. Regla del Octeto

c. Estructura de Lewis d. Ley de Hunt

6. Tipo de enlace que se presentan entre dos no metales por compartición de electrones. ( )



7. Es un conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos me-diante enlaces covalente se comportan como una sola partícula. ( )

a. Ion b. Metal

c. Molécula d. Catión

8. Es la representación por medio de puntos de los electrones de valencia de un átomo.

a. Geometría molecular b. %��

c. Estructura de Lewis d. Regla del octeto

Química I

136

9. Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos o iones en una molécula o compuesto ( )

a. Electronegatividad b. Enlace químico

c. Energía de ionización d. Geometría molecular

10. Tipo de enlace que se explica mediante la formación de bandas de energía. ( )

a. Puente de Hidrógeno b. Covalente

c. Iónico d. Metálico

II. Recuerda las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, y contesta lo que se te pide en cada uno de los incisos escribiendo tu respuesta sobre la línea.

a) Tipo de enlace que está presente en una sustancia problema, 34T, que ��"��

b) Tipo de enlace que está presente en una sustancia XL25, que es un só-lido brillante que conduce la electricidad, no se funde al calentarlo a 11000 °C y se disuelve en HCl.

c) Tipo de enlace que está presente en una sustancia 5W, que es un sólido cristalino blanco. Una pequeña cantidad de la sustancia se disolvió en agua, y la solución condujo la electricidad.

d) Tipo de enlace que está presente en una sustancia 54D, que es un semi-sólido blanco, grasoso, el cual no se disolvió en agua pero sí en gasolina y en líquido para encender carbón.

e) Tipo de enlace que está presente en una sustancia JG15, que es un sóli-do brillante, Insoluble en agua, que reaccionó con HCl.


137

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139

Bloque VI Manejas la nomenclatura

química inorgánica


� Escribe correctamente las fórmulas y nombres de los com-puestos químicos inorgánicos

� Resuelve ejercicios de nomenclatura Química

� Aplica correctamente las fórmulas químicas a la solución de problemas

� Reconoce compuestos químicos inorgánicos en productos de uso cotidiano


� Reglas de la UIQPA para escribir fórmulas y nombres de los com-puestos químicos inorgánicos:

� Óxidos metálicos

� Óxidos no metálicos

� Hidruros metálicos

� Hidrácidos

� Hidróxidos

� Oxiácidos

� Sales


1. Establece la interrelación entre ciencia, tecnología, sociedad y el am-��

2. O��&��-tea las hipótesis necesarias para responderlas.

3. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a pre-��&�� -zando experimentos pertinentes.

4. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas, y comunica sus conclusiones.

5. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fe-��

6. �� solución de problemas cotidianos.

7. Explica el funcionamiento de máquinas de uso común a partir de no-��

8. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer nece-��

9. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o mo-��

10. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físi-co y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.


14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana.

Proyecto#��>�� >�� Y�� como el cuidaddo que debo tener al menejar productos químicos.

Dinamización y motivación%��>�de la Biblia que habla de la Torre de Babel, donde resulta difícil comunicarse por la gran variedad lingüística. Incluso, cada región de nuestro país, nombra un mismo objeto de diferentes maneras aun empleando la misma lengua. Tal es el caso del epazote, que es nombrado también como hierba hedionda, hierba sagrada, pazoli, pizate, quenopodio y te burde. ¿Te imaginas qué confusión? Y saber que se trata ��Chenopodium ambrosioides, el cual ya no se presta al desconcierto. Es por ello que se han establecido reglas y normas �� Z��todo el mundo.

Las ciencias como la Medicina y la Química han tenido que recurrir a es-tablecer lenguajes propios que sean interpretados igualmente en cualquier parte �� descubrimientos, hechos y acontecimientos.

Actividad de aprendizaje 1 I. �%��

1. ¿Te imaginas si tuvieras que memorizar el nombre de cada persona de este grupo? ¿Y el de cada compuesto químico?

2. ¿Sabes qué hace la IUPAC?

II. Responde correctamente cada una de las siguientes preguntas:

1. ¿Conoces el lenguaje que emplea la química para nombrar sustancias?

Fig. 6.1 IUPAC.

Química I

142

2. ¿Recuerdas el nombre de los siguientes compuestos? Escríbelo en la línea:

NaCl

H2O

HCl

NaHCO3

CO2

3. ¿Sabes qué es la UIQPA o IUPAC (por sus siglas en inglés)?

4. ¿Reconoces a un óxido, un ácido y una sal por su fórmula química?

5. ¿Cuántos compuestos reconoces al ver la etiqueta nutricional de un producto alimenticio?

III. Subraya la opción que conteste las siguientes oraciones:

1. El número de oxidación del Ca es:

2. El número de oxidación del oxígeno es, en todos los casos, �2.

a) Verdadero

b) Falso

3. El número de oxidación del Na es:

a) +1

b) +2c) +3

d) +4

a) +1

b) +2

c) +1 y +2

d) +2 y +3

4. La fórmula del óxido de nitrógeno es:

a) N5O

b) N2O5

c) N5O2

d) Ninguna de las anteriores

5. La fórmula del hidruro de litio es:

a) Li2H

b) Li3H

c) LiH

d) Ninguna de las anteriores

Manejas la nomenclatura química inorgánica Bloque VI

143

6. ¿La fórmula K2O corresponde al óxido de potasio?

a) Verdadero

b) Falso

7. ¿La fórmula NH4 corresponde al amoníaco?

a) Verdadero

b) Falso

8. ¿La fórmula del ión hidronio es: H2O+?

a) Verdadero

b) Falso

9. ¿Cuál es la fórmula química del cloruro de magnesio?

a) MgCl

b) Mg2Cl

c) MgCl2

d) Mg2Cl3

10. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de amonio?

IV. Qué criterios puedes seguir para escribir las fórmulas, según la electronegati-vidad de los elementos, organizando los siguientes grupos de átomos:

a) Cl, H, O

b) K, Cl

c) O, Na, I

d) P, H3, O3

V. ¿Cómo escribirías la fórmula correcta de los siguientes compuestos?

a) B+2 + O�2

b) Fe+3 + O�2

c) P+5 + O�2

d) Cl+7 + O�2

e) Al+3 + S�2

Sesión A. Reglas de nomenclatura

Criterios a desarrollar � Valoro la utilidad del manejo del lenguaje de la Química.

� Describo y resuelvo ejercicios de nomenclatura química, donde a partir del nombre, escribo la fórmula siguiendo las reglas establecidas por la IUPAC.

a) NH4OH

b) NH3OH

c) NH4(OH)2

d) (NH4)2OH

Química I

144

� Prevengo riesgos, al utilizar con cuidado, las sustancias químicas utili-zadas cotidianamente.

� Reconozco los compuestos inorgánicos presentes en productos de uso cotidiano.


Valora la utilidad y manejo del lenguaje químicoEn el transcurso de nuestra vida vamos aprendiendo distintas formas de comuni-carnos, con muecas, mediante gestos, señalizaciones, hasta llegar a nuestra len-gua madre. Cuando nos encontramos por primera vez con nuestro propio idioma, lo primero que hacemos es aprender una serie de símbolos (alfabeto) que unidos bajo ciertas reglas generan palabras y estas nos llevan a formar pequeñas oraciones, hasta que desarrollemos la capacidad de escribir cosas tan maravillosas como la poesía y la misma ciencia.

Todo aprendizaje requiere conocer el lenguaje propio de cada disciplina ��&��historia, entre muchas otras, tienen características especiales que se distinguen por el lenguaje que emplean. La química tiene su propio lenguaje que incluye símbolos, formulas, ecuaciones y nombre de los diferentes compuestos. Éste será el tema de este bloque en el que emplearemos reglas sencillas para nombrar las sustancias, escribir formulas y ecuaciones químicas, interpretar las reacciones quí-micas y sus implicaciones que tienen en la naturaleza.

Debido a que existe una gran cantidad de sustancias químicas, tanto or-gánicas como inorgánicas, resulta indispensable contar con un sistema de reglas que nos faciliten designar las sustancias para que en todo el mundo lleguemos a hablar el mismo idioma. Los esfuerzos para nombrar a los compuestos se remontan al siglo XIX. En época de Berzelius, quien contribuyó en gran medida a establecer una serie de símbolos más simple que los compuestos por Dalton. La Unión Interna-cional de Química Pura y Aplicada (IUPAC por sus siglas en inglés) se fundó en 1921 y desde entonces actúa como un árbitro que propone reglas o acuerdos para asignar el nombre a los nuevos elementos o compuestos que se descubran o se preparen.

Pero antes de iniciar el estudio de las reglas que dan nombre a los com-puestos, hablaremos primero de los símbolos químicos que empleamos para repre-sentar una fórmula. Un símbolo, que representa a un elemento está formado de una o dos letras. Si el elemento se representa con una letra, ésta se escribe en mayúscula y, si se representa con dos letras, la primera es mayúscula y la segunda ��@��>��=�<��&��=$<�"@��=9<��=%�<��(Cd) y francio (Fr). Podemos decir que los símbolos son el alfabeto de la Quími-ca y el nombre de muchos de los elementos se originan del latín como: oro, Au (Aurum); cobre, Cu (Cuprum); hierro, Fe (Ferrum); sodio, Na (Natrium); mercurio, Hg (Hydrargyrum); plomo, Pb (Plumbum); plata, Ag (Argentum); estaño Sn (Stan-num). El bismuto,Bi (Bismal) proviene del alemán. Algunos elementos se nombran por la localidad donde se descubrieron, como el germanio,Ge, (Germany) y algunos ��/��=/��<��(Einstein) y curio Cm (por Marie Curie). En este bloque estudiaremos el sistema de nombres y fórmulas para sustancias inorgánicas, es decir, la nomenclatura química.


145

Clasificación de los compuestos K��&��%�� @��&��6��@��que, los formen a saber:

a) Los compuestos simples: formados por átomos de un mismo elemento, ejemplo: H2, O2, Cl2, N2.

b) Compuestos binarios: sustancias que solo se componen por átomos de 2 elementos distintos, ejemplos: NaCl, H2O, MgO.

c) Compuestos ternarios o Poliatómicos: Sustancias que se componen de 3 o más átomos diferentes, ejemplos: KOH (base), NaClO3

( sal ), H2SO4

(ácido), Na2SO4 ( sal).

Nomenclaturas

SimplesFormados poruna sola clase

de átomos

Ternarios o superiores

(Iones poliatómicos)

Óxidos nometálicos

Óxido metálico(ácidos básicos)

Sales

Binarios

Hidrurosmetálicos

Oxiácidos

Oxisales

Hipróxidos

Compuestos Hidrobases

Formados porun no metal + no metal

Formados porun metal

+ no metal

Hidruros concarácter ácido

Hidruros

Fig. 6.2 %��

Esquema general de la nomenclaturaEmplearemos en esta guía tres sistemas de nomenclaturas: nomenclatura tradicio-nal o común, nomenclatura stock y nomenclatura sistemática.

Química I

146

El compuesto será preponderadamente iónico si la diferencia de electro-natividades entre el metal y el no metal es mayor a 1.7 cuando la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7 los compuestos binarios serán preponderada-mente covalentes y formaran compuestos moleculares.

Aumento del carácter iónico

1.7

Aumento de carácter covalente

Símbolos y fórmulas químicas: Número de oxidación y valencia

Normas generales de formulación inorgánicaNúmero de oxidación (nox): El número de oxidación es la carga que adquiere un átomo por intercambio de electrones de su capa de valencia para formar com-puestos iónicos o covalentes. Esta carga se asigna como si se tratara de compues-tos iónicos, es decir, asumiendo que el elemento más electronegativo será el anión y el menos electronegativo, el catión. A los elementos libres sin combinarse se les asigna un número de oxidación de cero.

Número de oxidación de elementos representativos que forman iones: Cuando forman compuestos binarios iónicos, los elementos representativos que se combinan ceden o ganan electrones para formar iones positivos y negativos, respectivamente. La carga iónica, positiva o negativa, es el número de los iones. Esta carga suele representarse como superíndice a la derecha del elemento en ��-trónica establece ns2np6, salvo en los casos de los elementos Li, Be y B. En estos, ��{2.

Fig. 6.3 Tabla periódica de los elementos químicos.


147

Consideremos la formación del compuesto iónico NaF.

Para el Na0(electronegatividad = 1) es más fácil ceder el electrón 3s1 y ��/�+

que ganar siete electrones.

Na s s p s s s p e0 2 2 6 1 0 2 2 61 2 2 3 1 2 2( ) +( )+ + − Na

nox=0 nox= 1+

Para el Fº (cuya electronegatividad es igual a 4) es más sencillo ganar un ��9- que perder siete electrones.

( )s p 2 2( )2 1F s e F s s po 1 22 2 5 0 2 2 6+ − − −

nox= 0 nox = 1-

La diferencia de electronegatividades es mayor a 3 y, por lo tanto, se formará el compuesto iónico NaF.

Compuesto binarios covalentes de los elementos representativosLa formación de compuestos binarios covalentes solo ocurre cuando se combinan dos no metales. Aquí se comparten los electrones de la capa de valencia para dar lugar a enlaces covalentes de polaridad variable (entre 0.0, apolares, hasta 1.7, polares).

Sólo se forman compuestos moleculares. En este caso, no siempre se ��2np6 al combatir los electrones de la capa de valencia.

Número de oxidación de los elementos representativos que forman com-puestos covalentes: Consideremos la formación de la molécula del agua. Aquí, dos átomos de hidrogeno (electronegatividad = 2.1) comparten su electrón de valencia con los dos electrones de la capa de valencia de un átomo de oxigeno (electrone-gatividad = 3.5) para formar dos enlaces covalentes polares H—O—H, cuya diferen-cia de electronegatividades es de 1.4.

Por lo tanto, el par de electrones compartido estará más cerca del átomo de oxígeno (el más electronegativo) que adquirirá una carga parcial negativa (2�). Por su parte, el átomo de hidrógeno (el menos electronegativo) tendrá una carga parcial positiva (1+). Estas cargas parciales corresponden a los números de oxida-ción, pero debes recordar que no son cargas iónicas, aunque se les considere así.

Los números de oxidación posibles de los elementos representativos se compendian en, la siguiente tabla:

Grupo1 (IA)

ns1

2(IIA)

ns2

13(IIA)

ns2np1

14(IVA)

ns2np2

15(VA)

ns2np3

16(VIA)

ns2np4

17(VIIA)

ns2np5

número de oxidación

1+ 2+ 3+ 4� 3� 2� 1�

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148

Grupo1 (IA)

ns1

2(IIA)

ns2

13(IIA)

ns2np1

14(IVA)

ns2np2

15(VA)

ns2np3

16(VIA)

ns2np4

17(VIIA)

ns2np5

numero de oxidación 4+ 5+ 6+ 7+

Como puedes ver, el número de oxidación de los elementos de los grupos 1(IA), 2 (IIA) y 13 (IIIA) son positivos y a partir del grupo 14 (IVA) pueden tener nú-meros de oxidación negativos (cuando se combinan con elementos menos electro-negativos) y positivos (cuando se combinan con elementos más electronegativos). El caso del hidrógeno es una excepción. Cuando se combina con los metales, su número de oxidación es 1� y cuando se combina con no metales más electronega-tivos que él, su nox es 1+. Es conveniente recordar que la tendencia de los valores de electronegatividad va en aumento al recorrer de izquierda a derecha un periodo y al ascender por un grupo.

Valencia y número de oxidación

ValenciaEn términos generales, la valencia se describe como la potencia o capacidad de un elemento para combinarse con otro. El átomo utilizado como referencia es el ��7� ��@��de hidrógeno que pueden combinarse con un átomo de ese elemento. Así, por ejemplo, el átomo de cloro en el HCl es univalente, mientras el átomo de oxígeno en el H2O es divalente.

El magnesio en MgO es divalente porque se combina con un átomo de oxígeno, que se puede combinar con dos átomos de H. Más directamente, el Mg se puede combinar con el H, formando el hidruro de magnesio MgH2, por lo que exhi-be el carácter divalente. Mientras algunos elementos presentan una sola valencia, otros forman compuestos con dos o más valencias diferentes. El nitrógeno forma a los óxidos ácidos: N2O, NO, N2O3, NO2, y N2O5, en los cuales el N varía su valencia de 1 a 5. La valencia de un elemento en un compuesto está designada como un núme-ro apropiado con respecto a la carga del elemento en el compuesto en equilibrio de cargas. Un concepto más adecuado de valencia es aquel que la describe como la capacidad de combinación de un elemento en términos de fuerzas que actúan para unir la combinación de átomos en un compuesto estable.

La valencia de un elemento no indica su naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico. Por conveniencia, para indicar la naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico o en un ion, el término número de oxidación.

El número de oxidación (no. ox.) es un número entero positivo o nega-tivo que se utiliza para describir la capacidad de combinación con base en ciertas reglas, las cuáles nos proporcionan un método de contabilidad electrónica. Algunas reglas para determinar el número de oxidación son:

a) Los átomos, en su forma elemental o estado basal de energía, tienen número de oxidación cero, al igual que todos los elemento presentes en una fórmula.

Los números de oxida-ción de los elementos se pueden predecir si se conoce la localización del elemento en la tabla periódica.


149

b) Los iones monoatómicos tienen un número de oxidación igual a la carga en el ion. Por ejemplo, el número de oxidación del Fe+2 es +2 y, el del O�2, �2. En los compuestos con dos átomos diferentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo.

c) En la mayoría de los compuestos que tienen hidrógeno, el número de oxidación de este es +1. La excepción la constituyen los hidruros, donde el hidrógeno tiene un número de oxidación de �1. El hidrógeno actúa como un no metal al formar a los hidruros.

d) En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación de este es �2. La excepción la representan los peróxidos, en los que tiene un número de oxidación de �1.

e) Para calcular el número de oxidación de algún elemento con número de oxidación variable, se multiplica la valencia por el número de átomos del elemento presentes en el compuesto.

f) En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación positivo y negativo es igual a la carga del ion.

Por ejemplo:

Determinar el número de oxidación del S en el H2SO4.

1. Escribimos el estado de oxidación de los elementos que conocemos:

H2+1SO4

�2

2. Multiplicamos el estado de oxidación por el número de átomos de este ele-mento:

H = (+1) (2) = +2

O = (�2) (4) = �8

3. Igualamos el número de cargas positivas y negativas (recuerda que la materia es eléctricamente neutra):

H = (+2) O = (�8)

+2+6 = +8 � 8

+8 �8 = 0

4. Dividimos la carga correspondiente entre el número de átomos del elemento:

H2+2S+6O4

�8

El azufre tiene un estado de oxidación de +6.

Tabla de valencia de no metales

H �1 +1 N �3 +3 +5 S �2 +2 +4 +6 Br �1 +1 +3 +5

B �3 +3 P �3 +3 +5 F �1 I �1 +1 +3 +5 +7

C �4 +4 O �2 Cl �1 +1 +3 +5 +7

Química I

150

Tabla de valencias para metales

Li +1 Be +2 Cr +2 +3 +6 Ag +1 Sn +2 +4

Na +1 Mg +2 Mn +2 +3 +4 +6 +7 Au +1 +3 Mo +2 +3 +4 +5 +6

K +1 Ca +2 Fe +2 +3 Zn +2 Pb +2 +4

Rb +1 Sr +2 Co +2 +3 Cd +2 +3 Ti +3 +4

Cs +1 Ba +2 Ni +2 +3 Hg +1 +2 Ga +3

Fr +1 Ra +2 Cu +1 +2 Al +3 Ge +2 +4

La valencia es un número entero que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto.

Por ejemplo, cuando el átomo de hidrógeno pertenece a un compuesto binario, nunca está en combinación con más de un átomo de otro elemento, es decir, su valencia es igual a 1. Las valencias de otros elementos, comparadas con la del hidrógeno, son 1, 2, 3, 4, etcétera, según la cantidad de átomos de hidrógeno que el otro átomo pueda tener en combinación.

a) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presentes en la fórmula es igual a cero.

b) En los compuestos con dos átomos diferentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo. Por ejemplo, en el cloruro de hidrógeno (HCl), el número de oxidación del hidrógeno es +1 y, el del cloro, �1; en el agua (H2O), nuevamente el hidrógeno ten-drá un número de oxidación positivo (+1), dado que el oxígeno es más electronegativo, y por lo que le corresponderá el número de oxidación negativo (�2).

c) En la mayoría de los compuestos que contienen hidrógeno, el número de oxidación de éste es +1 excepto en la formación de hidruros, donde actua como un no metal.

d) En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación de éste es �2. La excepción a esta regla la constituye la formación de peróxidos, en los que el oxígeno tiene un número de oxi-dación de �1.

e) Para calcular el número de oxidación de los elementos donde éste es variable, se multiplica por el número de átomos del elemento presentes en el compuesto. Por ejemplo, Fe2O3 (óxido de hierro) sabemos que el número de oxidación de oxígeno es �2, (�2 × 3 átomos de O = �6), por lo que el Fe tiene un número de oxidación de +3, (+3 × 2 = + 6) y así, la suma algebraica de los números de oxidación es cero.

f) El número de oxidación de un elemento en estado puro, es decir sin combinar es igual a cero, ejemplo: H2, Mg, Na, O2, Li.

g) El número de oxidación de los metales alcalinos grupo IA es de +1;el de los alcalinotérreos grupo IIA, es de +2, mismo que presentan el zinc y el cadmio y de +3 para el aluminio.


151

h) El número de oxidación de un ion es igual a su carga iónica. Ejemplo: Fe2+ = +2, Al3+ = +3, SO2-

4 = �2, NO1-3 = -1. Para in ion Poliatómico, su carga

iónica debe ser igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo componen. Ejemplo: en el ion sulfato SO2-

4, el azu-fre tiene el número de oxidación de más 6 y el oxígeno de �2, por lo que la suma algebraica de sus números es de +6 + 4 (�2) = -2, cuyo resultado equivale a la carga del ion.

Ejemplos

HCl = H1+ Cl1- = +1 � 1 = 0, H2O = H+2 O

2- = +1 (2) + (�2) = 0

+1 (HCl, H2O, HNO3 ), �1 (LIH, BeH2, AlH3)

�2 (H2O, MgO, CO2) �1 (H2O2, MgO2, K2O2 )

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos

Conjunto de reglas que se emplean para nombrar las combinaciones que se dan entre los elementos.

Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos que se conocían era pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivan de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones. Por ejemplo, leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, sosa para lavar y polvo para hornear, son nombres conocidos como comunes o como triviales

En la actualidad, el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones. Afortunadamente no es necesario memorizar sus nombres. A lo largo de los años, los químicos han diseñado un sistema adecuado para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y ofrece una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias. El aprendizaje de estas reglas en este ��@�� de la Química.

Para iniciar el estudio de la nomenclatura química, la denominación de los compuestos químicos, es necesario, primero, distinguir entre compuestos in-orgánicos y orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrogeno, oxigeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos que contiene carbono, como monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), compuestos que contienen el grupo cianuro (CN-), así como los grupos carbonato (CO3

2-) y bicarbonato (HCO3-) se con-

sideran compuestos inorgánicos.

Química I

152

Compuestos iónicosSe aprendió que los compuestos iónicos están formados por cationes (iones posi-tivos) y aniones (iones negativos). Con excepción del ion amonio, NH4

+, todos los cationes de interés se derivan de átomos metálicos. Los cationes metálicos toman su nombre del elemento. Por ejemplo:

Elemento Nombre del catión

Na sodio Na+ ion sodio (o catión sodio)

K potasio K+ ion potasio (o catión potasio)

Mg magnesio Mg2+ ion magnesio (o catión magnesio)

Al aluminio Al3+ ion aluminio (o catión aluminio)

Nomenclatura de algunos aniones monoatómicos.

Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios o compuestos formados sólo por dos elementos. Para compuestos binarios primeros se nombra el anión no me-tálico seguido por el catión metálico. De esta manera el NaCl es cloruro de sodio. El anión se nombra tomando la primera parte del nombre del elemento (cloro) y ��>�`��+��(KBr), yoduro de zinc (ZnI2) y oxido de aluminio (Al2O3<��=��<��-��>�`��@��posición en la tabla periódica.

��>�`��+��-nen elementos diferentes, como el hidruro (H-) y el cianuro (CN-). Así, los compues-tos BaH2 y KCN se conocen como hidruro de bario y cianuro de potasio, respectiva-mente. Estas, así como algunas otras sustancias iónicas, se denominan compuestos ��&��=��<��&��+��

Algunos metales, en particular los metales de transición, pueden formar más de un tipo de catión. Considérese el hierro como ejemplo. El hierro puede for-mar dos cationes Fe2+ y Fe3+. El sistema antiguo de nomenclatura que todavía tiene ��>�`�� >�“ico” al catión con mayor carga positiva; este sistema es conocido como métodos ��>��

� Fe2+ ion ferroso

� Fe3+ ion férrico

Los nombres de los compuestos que forman con el cloro estos iones de hierro serian:

� FeCl2 Cloruro ferroso

� FeCl3 Cloruro férrico

Este método para nombrar los iones presenta algunas limitaciones. La ��>�`��`��&��carga real de los dos cationes involucrados. Así, el ion férrico es Fe3+, pero el catión


153

de cobre llamado cúprico tiene la formula Cu2+. Además, las terminaciones “oso” e “ico” proporcionan el nombre solo para dos cationes. Algunos elementos metá-licos pueden adoptar tres o más diferentes cargas positivas en los compuestos. En consecuencia, cada vez es más común designar los diferentes cationes mediante el empleo de números romanos. Este método recibe el nombre de Sistema Stock. De ��@��O�� OO��dos cargas positivas y así sucesivamente. Por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden adoptar diferentes cargas positivas:

� Mn2+ MnO óxido de manganeso (II)

� Mn3+ Mn2O3 óxido de manganeso (III)

� Mn4+ MnO2 óxido de manganeso (IV)

Los nombres de estos compuestos se leen “oxido de manganeso dos”, “oxido de manganeso tres” y “oxido de manganeso cuatro”. Empleando es siste-ma Stock, el ion ferroso y el ion férrico se designan como hierro (II) y hierro (III), respectivamente; el cloruro ferroso se llama cloruro de hierro (II), en tanto que el cloruro férrico, será cloruro de hierro (III). De acuerdo con la práctica moderna, en esta guía, se utilizara el sistema Stock para nombrar los compuestos.

Grupo IVA Grupo VA Grupo VIA Grupo VIIA

C Carburo (C4»)* N Nitruro (N3») O Óxido (O2») F Fluoruro (F»)

Si Siliciuro (Si4») P Fosfuro (P3») S Sulfuro (S2») Cl Cloruro (Cl»)

Se Seleniuro (Se2») Br Bromuro (Br»)

Te Teluriuro (Te2») I Yoduro (I»)

Compuestos iónicos.

Catión Anión

Aluminio (Al3+) Bromuro (Br-)

Amonio (NH4+) Carbonato (CO23-)

Bario (Ba2+) Clorato (ClO-3)

Cadmio (Cd2+) Cloruro (Cl-)

Calcio (Ca2+) Cromato (CrO24-)

Cromo (III) o crómico (Cr3+) Cianuro (CN-)

Cobalto (II) o cobaltoso (Co2+) Dicromato (Cr2O27-)

Cobre (I) o cuproso (Cu+) Dihidrógeno fosfato (H2PO41-)

Cobre (II) o cúprico (Cu2+) Hidrógeno carbonato o bicarbonato (HCO3

1-)

Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes.

Química I

154

Un ion es un átomo o un grupo de átomos cargados eléctricamente.

Los números de oxidación representan la carga aparente de un átomo.

Compuestos molecularesA diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares están forma-dos por unidades moleculares discretas. Generalmente están formados por ele-mentos no metálicos. Muchos compuestos moleculares son compuestos binarios. La nomenclatura de los compuestos moleculares binarios se hace de manera similar al de los compuestos iónicos binarios. Se nombra primero el segundo elemento de la formula, se agrega la terminación “uro” a la raíz del nombre del elemento y después se nombra el primer elemento. Algunos ejemplos son:

� HCl cloruro de hidrógeno

� HBr bromuro de hidrógeno

� SiC carburo de silicio

Es muy común que un par de elementos formen varios compuestos dife-rentes. En estos casos se evita la confusión al nombrar los compuestos utilizando ��>��@��presentes. Analícese los siguientes ejemplos nombrados con el método de los pre-�>�Z

� CO monóxido de carbono

� CO2 dióxido de carbono

� SO2 dióxido de azufre

� SO3 trióxido de azufre

� NO2 dióxido de nitrógeno

� N2O4 tetróxido de dinitrógeno

Prefijo Significado

Mono-

Di-

Tri-

Tetra-

Penta-

Hexa-

Hepta-

Octa-

Nona-

Deca-

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

6��>�� en nomenclatura.

6��>��-zados en la no-menclatura de los compuestos moleculares.


155

7��@��>�

� ��>�`��6��>��-plo, PCl3 se nombra tricloruro de fosforo y no tricloruro de monofosforó. 4��>��-��+��

� Para el caso de los óxidos, en algunas ocasiones se omite la terminación `��>��6��>��/2O4 se denomina tetróxido de di nitróge-no y no tetraóxido de di nitrógeno.

7��>��-leculares que contiene hidrógeno. Tradicionalmente mucho de estos compuestos se llaman por sus nombres comunes no sistemáticos o bien mediante nombres que no indican el número de átomos de hidrógeno presentes:

� B2H6 diborano

� CH4 metano

� SiH4 silano

� NH3 amoniaco

� PH3 &��

� H2O agua

� H2S sulfuro de hidrógeno

Obsérvese que es irregular el orden en que se escriben los elementos en las fórmulas para los compuestos que contienen hidrogeno. En el agua y el sulfuro de hidrogeno se escribe primero el H, mientras que en otros compuestos aparece ��_��&��-��4��"��+��4��F en cada molécula y que la formula molecular es AsF3. Obsérvese que el orden de aparición de los elementos en la fórmula es inverso al nombre.

+2 +6 -8 = 8

H+12SO-2

4

Na+1Cl-1= 0

+6 -6=0+3 -2FeO

Suma algebraica de números de oxidación = 0

Suma algebraica de número de oxidación

1. Nombra los siguientes compuestos iónicos:

a) Cu (NO3)2

b) KH2PO4

c) NH4ClO3

Química I

156

Respuesta

a) Debido a que el ion nitrato (NO31-) tiene una carga negativa, el ion cobre

(Cu2+) debe tener dos cargas positivas. En consecuencia, el compuesto es nitrato de cobre (II) Cu(NO3)2.

b) El catión es K+ y el anión es H2PO41- (dihidrogenófosfato). Debido a que

el potasio solamente forma un tipo de ion (K+), no es necesario escribir potasio (I) en el nombre. El compuesto es dihidrogenófosfato de potasio KH2PO4.

c) El catión es NH41+ (ion amonio) y el anión es ClO3

1-. El compuesto es clo-rato de amonio. NH4ClO3

Actividad de aprendizaje 2Escribe los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman los siguientes compuestos.

a) H3PO4

b) AIN

c) Ca (OH)2

d) SnCl4

e) HgCl2

f) NaIO3

g) Ca3P2

h) HNO3

i) AuBr3

j) N2O3

k) H2SO3

l) NaCO3

Sesión B. Óxidos metálicos y no metálicos

Criterios a desarrollar � Describo las reglas establecidas por la UIQPA para escribir formulas y

nombres de los óxidos metálicos y no metálicos.

� Resuelvo ejercicios de nomenclatura química inorgánica siguiendo las reglas establecidas por la UIQPA.

� O��&��

� Prevengo riesgos al utilizar con cuidado las sustancias químicas que uti-lizo cotidianamente.

� Reconozco compuestos inorgánicos presente en productos de uso cotidiano.


157


Óxidos metálicos (óxidos básicos)

ÓxidosEl oxígeno se combina con el resto de los elementos de la tabla periódica para formar compuestos llamados óxidos. Con los metales forma óxidos metálicos y con los no metales, óxidos no metálicos, también conocidos como anhídridos.

Óxidos metálicos

Los óxidos metálicos resultan de la combinación de un metal con oxígeno:

Ca + O2 CaO

Metal Oxigeno Óxido metálico

También se les conoce como óxidos básicos porque al reaccionar con el agua forman otro tipo de compuestos llamados bases o hidróxidos.

CaO + H2O Ca (OH)2

Óxido metálico o básico Agua Base o Hidróxido

En estos compuestos, el oxígeno trabaja con números de oxidación de 2- y los metales con sus números de oxidación positivos.

Ejemplo

Na2O Óxido de sodio CaO Óxido de calcio

BaO Óxido de bario Al2O3 Óxido de aluminio

Nomenclatura común (tradicional). Cuando el metal tiene más de un nú-mero de oxidación, en la nomenclatura común se emplea la terminación “ico” para el número de oxidación mayor, y “oso” para el menor.

Ejemplos

� Li2O Óxido de litio

� MgO Óxido de magnesio

� Cu2O Óxido cuproso

� FeO Óxido ferroso

� MnO2 Óxido mangánico

� SnO Óxido estanoso

� SnO2 Óxido estánico

� Fe2O3 Óxido férrico

� CuO Óxido cúprico

En esta nomenclatura solamente se puede dar nombre a compuestos bi-narios con dos estados de oxidación.

Química I

158

Nomenclatura de Stock

En el sistema de nomenclatura stock de la UIQPA, el número de oxidación del metal se indica con números romanos entre paréntesis después del nombre del metal.

Ejemplos:

� Li2O Óxido de litio

� MgO Óxido de magnesio

� Cu2O Óxido de cobre (I)

� FeO Óxido de hierro (II)

� MnO Óxido de manganeso (II)

� MnO2 Óxido de manganeso (IV)

� Mn2O7 Óxido de manganeso (VII)

� SnO Óxido de estaño (II)

� SnO2 Óxido de estaño (IV)

� Mn2O3 Óxido de manganeso (III)

� Fe2O3 Óxido de hierro (III)

� CuO Óxido de cobre (II)

En esta nomenclatura se puede dar el nombre a todos los compuestos binarios.

Nomenclatura sistemática

La nomenclatura sistemática utiliza la frase óxido de, y posteriormente el nombre �� >��etcétera.

Ejemplos

� Li2O Monóxido de dilitio

� MgO Monóxido de magnesio

� Cu2O Monóxido de dicobre

� FeO Monóxido de Hierro

� MnO Monóxido de manganeso

� MnO2 Dióxido de Manganeso

� Mn2O3 Trióxido de dimanganeso

� Mn2O7 Heptoxido de di manganeso

� SnO Monóxido de estaño

� SnO2 Dióxido de estaño

Actividad de aprendizaje 3Completa el siguiente cuadro dando el nombre o escribiendo la formula de los compuestos químicos.


159

Fórmula del compuesto

Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura sistemática (IUPAC)

Li2O

Ga2O3

ZnO

MgO

CoO

Co2O3

NiO

Rb2O

CdO

SnO2

BaO

PtO

Au2O3

PbO2

Bi2O3

Óxido de berilio

Óxido niquélico

Óxido de potasio

Óxido de paladio (IV)

Óxido de estaño (II)

Óxido de plata

Óxido de cesio

Química I

160

Fórmula del compuesto

Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura sistemática (IUPAC)

Óxido auroso

Óxido de talio (III)

Óxido de bismuto (V)

Óxido plumboso

Óxido de estroncio

Óxido de los no metales

Los no metales forman muchos óxidos y en esta nomenclatura reciben el nombre ��4��>��>��del nombre del no metal con base en su número de oxidación. En la nomenclatura común o tradicional se antepone la palabra anhídrido al nombre del no metal con ��>��>��

Prefijos Sufijos

1+ 2+ Hipo- -oso

3+ 4+ -oso

5+ 6+ -ico

7+ Per- -ico

%��>�siempre es -ico.

�>��

� Cl2O anhídrido hipocloroso

� Cl2O3 anhídrido cloroso

� Cl2O5 anhídrido clórico

� Cl2O7 anhídrido perclórico

� SO anhídrido hiposulfuroso

� SO2 anhídrido sulfuroso

� SO3 anhídrido sulfúrico

� P2O3 anhídrido fosforoso

� P2O5 anhídrido fosfórico


161

� CO2 anhídrido carbónico

� CO anhídrido carbonoso

� SiO2 anhídrido silícico

� B2O3 anhídrido bórico

Nomenclatura de Stock de óxidos no metálicos

Se menciona la palabra óxido, a continuación la preposición de, enseguida el nom-bre del no metal y por último el número de oxidación del no metal entre parén-tesis.

Ejemplos

� Cl2O Óxido de cloro (I)

� Cl2O3 Óxido de cloro (III)

� ClO2 Óxido de cloro (IV)

� Cl2O5 Óxido de cloro (V)

� Cl2O7 Óxido de cloro (VII)

� SO Óxido de azufre (II)

� SO2 Óxido de azufre (IV)

� SO3 Óxido de azufre (VI)

� P2O3 Óxido de fosforo (III)

� P2O5 Óxido de fosforo (V)

� CO2 Óxido de carbono (IV)

� SiO2 Óxido de silicio (IV)

� B2O3 Óxido de boro (III)

Nomenclatura sistemática (UIQPA) de los óxidos de los no metales

Primero se menciona la palabra óxido precedida del numeral griego correspon-diente, seguido del nombre del no metal, también precedida del numeral griego correspondiente.

Ejemplos

� Cl2O Óxido de dicloro

� Cl2O3 Trióxido de dicloro

� ClO2 Dióxido de cloro

� Cl2O5 Pentóxido de dicloro

� Cl2O7 Heptóxido de dicloro

� SO Óxido de azufre

� SO2 Dióxido de azufre

� SO3 Trióxido de azufre

� P2O3 Trióxido de difosforo

� P2O5 Pentóxido de difosforo

Química I

162

� CO2 Dióxido de carbono

� CO Monóxido de carbono

� SiO2 Dióxido de silicio

� B2O3 Trióxido de diboro

Actividad de aprendizaje 4Escribe el nombre común, stock y sistemática de los siguientes anhídridos.

Nomenclatura común Nomenclatura stock Nomenclatura sistemática

P2O3

P2O5

SO2

SO3

SiO2

Br2O

Br2O3

Br2O5

Br2O7

N2O3

N2O5

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SO2

SO3

SeO2

SeO3

I2O


163

Actividad de aprendizaje 5I. Escribe la fórmula de los siguientes anhídridos.

� Dióxido de carbono

� Pentaóxido de difósforo

� Anhídrido carbónico

� Anhídrido fosforoso

� Trióxido de nitrógeno

� Heptaóxido de dicloro

� Anhídrido nítrico

� Anhídrido clórico

� Anhídrido silícico

� Anhídrido cloroso

� Monóxido de dicloro

Química I

164

� Anhídrido hipoyodoso

� Trióxido de selenio

� Anhídrido brómico

� Anhídrido selenioso

� Pentaóxido de dibromo

� Pentaóxido de diyodo

Sesión C. Hidruros metálicos, hidruros no metálicos (con carácter ácido), hidruros no metálicos (o hidrobase) y sales binarias

Criterios a desarrollar � Describo las reglas establecidas por la IUPAC para escribir fórmulas y

nombres de hidruros metálicos, hidruros no metálicos con carácter áci-do, hidruros no metálicos o hidrobase y sales binarias.

� Resuelvo ejercicios de nomenclatura química inorgánica siguiendo las reglas establecidas por la IUPAC.

� O��&��

� Valoro la utilidad del manejo del lenguaje de la Química.

� Prevengo riesgos al utilizar con cuidado las sustancias químicas que se utilizan cotidianamente.


165


Hidruros metálicos Resulta de la combinación del hidrógeno (que en este caso presenta un número de oxidación de 1�) con un metal. Las tres nomenclaturas emplean la palabra hidruro al principio del nombre, y en seguida el nombre del metal con sus respectivos pre-�>��>��@��

En cuanto a la nomenclatura es semejante a la de los óxidos metálicos e hidróxidos, simplemente se lee: “Hidruro de…” y el nombre del metal de que se �� +��entre paréntesis y con número romano.

��@��>�`��-tal actúa con su menor valencia, e “—ico”, cuando lo hace con su mayor valencia.

Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura Común Nomenclatura stock Nomenclatura Sistemática

LiH Hidruro de litio Hidruro de litio Hidruro de litio

BeH2 Hidruro de berilio Hidruro de berilio Dihidruro de berilio

FeH2 Hidruro ferroso Hidruro de hierro (II) Dihidruro de hierro

CuH Hidruro cuproso Hidruro de cobre (I) Hidruro de cobre

PdH4 Hidruro paládico Hidruro de paladio (IV) Tetrahidruro de paladio

KH Hidruro de potasio Hidruro de potasio Hidruro de potasio

CaH2 Hidruro de calcio Hidruro de calcio Dihidruro de calcio

NiH3 Hidruro niquélico Hidruro de níquel (III) Trihidruro de níquel

RbH Hidruro de rubidio Hidruro de rubidio Hidruro de rubidio

BaH2 Hidruro de bario Hidruro de bario Dihidruro de bario

CoH2 Hidruro cobaltoso Hidruro de cobalto (II) Dihidruro de cobalto

PbH4 Hidruro plúmbico Hidruro de plomo (IV) Tetrahidruro de plomo

Actividad de aprendizaje 6Utiliza tu lista de cationes o la tabla periódica y escribe en tu cuaderno 10 fórmu-las más de:

� Hidruros metálicos.

Química I

166

Hidruros no metálicos (con carácter ácido)

HidrácidosEn este tipo de compuestos resulta de la combinación del hidrógeno con

los no metales de los grupos VIA y VIIA de la tabla periódica:

H2 + Cl2 � 2 HCl

Hidrógeno no metal Hidrácido

El hidrogeno trabaja con su número de oxidación positivo y los no metales con el negativo

H1+ Cl1- � HCl

Estos compuestos se caracterizan por que al combinarse con el agua pro-ducen soluciones ácidas y llamándose también hidrácidos. En la nomenclatura co-mún o tradicional se utiliza la palabra ácido primeramente, y enseguida el nombre del no metal con la terminación ---- hídrico.

En la nomenclatura del sistema Stock se inicia con el no metal enla ter-minación --- uro y enseguida la palaba de hidrógeno.

Para la nomenclatura sistemática se escribe primero el nombre del no metal con terminación también ---uro y enseguida la palabra de hidrógeno, la �� >��@��hidrógeno.

Ejemplos

Formula Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura sistemática

HBr Ácido bromhídrico Bromuro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno

HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno Cloruro de hidrógeno

H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno Sulfuro de dihidrógeno

H2Se Ácido selenhídrico Selenuro de hidrógeno Selenuro de dihidrógeno

HF À��"�� Fluoruro de hidrógeno Fluoruro de hidrógeno

HI Ácido yodhídrico Yoduro de hidrógeno Yoduro de hidrógeno

H2Te Ácido telerhídrico Teluro de hidrógeno Teluro de dihidrógeno

Actividad de aprendizaje 7Utiliza tu lista de aniones y escribe en tu cuaderno 5 fórmulas más de hidruros no metálicos de carácter ácido.


167

Hidruros no metálicos o Hidrobase Contrario a los anteriores, este grupo de hidruros no presentan un carác-

ter ácido y están formados por no metales como el N, Si, Sb, O, P y As.

Varios de estos hidruros fueron conocidos y denominados antes de la sistematización del nomenclatura química en la actualidad IUPAC, además del nombre sistemático que les asigna, acepta como correctos los nombres comunes o tradicionales y su formulación.

En la nomenclatura del sistema Stock se nombra primero como hidruro, seguido del no metal con su respectivo número de oxidación en romano y entre paréntesis.

Para la nomenclatura sistemática se escribe también la palabra hidruro ��>��+��-ción de.

Ejemplos

Fórmula Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura sistemática

NH3 Amoniaco Hidruro de Nitrógeno (III)

Trihidruro de nitrógeno

H2O Agua Hidruro de oxigeno (II) Dihidruro de oxígeno

SbH3 Estibina Hidruro de antimonio (III)

Trihidruro de antimonio

PH3 9�� Hidruro de fosforo (III) Trihidruro de fósforo

SiH4 Silano Hidruro de silicio (IV)

Tetrahidruro de silicio

BH3 Borano Hidruro de boro ( III) Trihidruro de boro

AsH3 Arsina Hidruro de arsènico (III)

Trihidruro de arsénico

CH4 Metano Hidruro de carbono (IV) Tetrahidruro carbono

Las fórmulas de estos compuestos representan una excepción a las re-glas de nomenclatura, ya que generalmente la parte positiva de una fórmula se escribe primero y la negativa después, mientras que en estos compuestos ocurre lo contrario.

N3- H1+ � NH3

Actividad de aprendizaje 8 Utiliza la lista de cationes, aniones y la tabla periódica y escribe en tu cuaderno 5 fórmulas más de hidruros no metálicos o hidrobase.

Química I

168

Sales binariasLa fórmula de las sales binarias se escribe utilizando los símbolos de los elementos que las componen y representa el número de átomos que entran en combinación. Primero se escribe el símbolo del elemento menos electronegativo seguido del elemento más electronegativo. Este último debe ser un no metal la proporción del número de átomos que entran en combinación se escribe como subíndice a la de-recha del símbolo correspondiente. Esta proporción se puede determinar mediante los números de oxidación de sus elementos. Si solo entra en combinación un áto-mo, no se escribe el subíndice que lo representa. Cuando se combina un elemento del grupo 1(I A), por ejemplo el K (nox 1+) con uno del grupo 17 (VII A); como el Br (nox 1�), la fórmula del compuesto que forman es KBr. Si se combina el Mg2+ con el N3-, la fórmula del compuesto es Mg3N2.

Elemento menoselectronegativo

KBr

Mg3N2

Los subíndices son unitarios y no se indican

Elemento más electronegativo

Subíndices que indican el número de átomos

Elementos electronegativos

Para nombrar a estas sales, se inicia con el nombre del no metal, al que se le agrega la terminación --- uro, y después el nombre del metal; si el metal presenta dos números de oxidación, en el sistema común o tradicional se utilizan las terminaciones -ico , y --- oso, para el mayor y el menor valor del número de oxidación respectivamente.

En el sistema Stock esos valores se indican con números romanos y en paréntesis. Si el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre de la sal es el mismo en ambos sistemas.

En la nomenclatura sistemática utiliza el nombre del metal con sus res-�� >��

Ejemplos.

Fórmula Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura Sistemática

CaBr2

Bromuro de calcio Bromuro de calcio Dibromuro de calcio

B2Se3

Selenuro de boro Selenuro de boro Triselenuro de diboro


169

Fórmula Nomenclatura común Nomenclatura Stock Nomenclatura Sistemática

NaCl Cloruro de sodio Cloruro de sodio Cloruro de sodio

Hg2SSulfuro

mercurosoSulfuro de mercurio

(II) Sulfuro de dimercurio

NiI3Yoduro

niquélico Yoduro de níquel (III) Triyoduro de níquel

FeCl3 Cloruro férrico Cloruro de hierro ( III) Tricloruro de hierro

FeCl2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro (II) Dicloruro de hierro

Cu3P Fosfuro cuproso Fosfuro de cobre (I) Fosfuro de tricobre

Actividad de aprendizaje 91. Utiliza tu lista de aniones y cationes y escribe en tu libreta 5 fórmulas de sales

binarias.

2. Utiliza una tabla periódica y escribe en tu cuaderno 5 ejemplos distintos de fórmulas de compuestos binarios que estén formados de estos dos grupos (I A y VII A).

3. ¿Cuáles serian los subíndices del compuesto que resultaría de la combinación de un elemento del grupo 2 (II A) con uno del grupo 17(VIIA)? Escribe en tu cuaderno 5 ejemplos de compuestos con estos grupos

4. Dados los grupos de la tabla periódica del cuadro siguiente, llena los espacios en blanco para determinar la proporción atómica de los compuestos binarios que se forman. Recuerda que el primer grupo que aparece antes de los dos puntos es el menos electronegativo ( metal o no metal) y el que está después, el más electronegativo ( no metal).

5. Una vez que hayas llenado los espacios del cuadro anterior, cerciórate de ha-ber escrito la proporción correcta y da 5 ejemplos de cada proporción.

Química I

170

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171

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Química I

172


173

Bloque VIIRepresentas y operas reacciones químicas


� Resuelve balanceo de ecuaciones de manera correcta

� /�� * ��


� Símbolos de las ecuaciones químicas

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� Balanceo de ecuaciones químicas

� Tanteo

� \^��&��


1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ��

2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en � ��+��

3. O��&��

4. ?��&��-��&��

5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con ��

6. �� &��-��

7. ��-��

8. ��&��@��-��

10. X��&��los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos ��

11. 4��&��&��

12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuer-��

14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y ��

Proyecto X��&�� 7��

Dinamización y motivación�� !��- +��4��>��@��+��Z�%��&��!��+��%��@��Y�+��materia, y en cada uno de sus experimentos se ha encontrado con una gran varie-��6��@�� &��4��Y��importante conocer la composición de los materiales y la relación numérica con la ��

7��Y�� >��vida de los humanos, pues la sal, los analgésicos, nuestro cuerpo mismo, el entorno �� >��-��

!�� &��-naria y esencial de nuestra vida, pues se halla presente, por ejemplo, en la batería ��=��&+��>��&�� "��&�&��<�

Asimismo, el cuerpo humano es un asombroso y complejo laboratorio �� &��Z�� @��&��&��

Contextualización 4�� +�� "�� =��<��-��

4��>��Z

� C3H8 + O2 = CO2 +H2O en el balón de gas

� Celulosa + O2 = CO2 + H2?��

� Na + 1/2Cl2�/�%��@�

Química I

176

Sesión A. Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas

Criterios a desarrollar � X��

��

� �� &��

� ��


Símbolos y fórmulas�� Y��&��&�� !��-��&��6�� &��

Fig. 7.1 Cronología de ��

C

H2O Cu S

Agua

Alquimistas

Símbolos de Dalton

Actual

Cobre Azufre

Los elementos químicos se representan mediante símbolos��-ralmente, son la primera letra, o ésta seguida de otra, del nombre castellano del ��$��

$�� re-presentan �� , estableciendo para ello, ��&��@��-��+��

Representas y operas reacciones químicas Bloque VII

177

6�� Y��&��K��

4��nombre de �� -��=�� <� ��+�� 7��

En u�� &�� 7�� "��=�<��Z`��

4��>��Z

Flecha : produce

reactivos coeficiente

22A B 2AB+

subíndice productos

Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas4�� -��Z

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$��

s( ) $��

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g( ) Gas

aq o ac( ) Acuoso

Calor

K��-ca es una expresión ��&��abreviada un ��mediante símbo-��&��

Química I

178

cat( ) Catalizador

pp( ) 6��

Hf Energía de radiación electromagnética

E Energía

_��

+ Indica la separación y sumatoria entre compuestos o elementos

$��

Actividad de aprendizaje 11. ��&��

��'��-tegran

SíntesisII. ��

��&��O��=��<��

1. Dos moles de clorato de potasio sólido se descomponen por calor en dos moles ��

2. Dos moles de hidrógeno gaseoso reaccionan con un mol de oxígeno gaseoso ��

3. K��&�&��=64<��&�&��

III. ��Z

� CaCO CaO COs s g3 2( ) ( ) ( )→ +

� K SO Ba NO KNO BaSOac ac ac s2 3 2 3 44 2( ) ( ) ( ) ( )+ ( ) → +

� 3 33 3 2HCl Al OH AlCl H Oac s ac l( ) ( ) ( ) ( )+ ( ) → +


179

Sesión B. Tipos de reacciones químicas

Criterios a desarrollar � Distingo entre las reacciones de síntesis, descomposición, sustitución

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� 6��&��

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Las reacciones químicasK��&��&�� &��

�%�� +��Z�&�� &��6��-��Z

1. 7��=�&�� <�

2. 7�� =��<� �� =��&��<�

3. K��

4. La a��&��-��

�� %�� K��&�� &��.

�� &�� >�� Z

X�� 6��

CuO C Cu COFig. 7.2 Las reacciones �� -��#��

�$��tus actividades biológicas ocu-rren reacciones ��

Química I

180

��Y��=�� <��&��=��-��<��+�� 7�� Z`7��=��- �<��=��<��

��&�� =�� <��&�� &��=��<�

Tipos de reacciones químicas%��Z

Reacciones de combinación o síntesisK��+��=��<��=��<�

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��4�¥��4¥��

X��Z

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1. #��§��

2 22Mg O MgO

2. No metal + oxígeno ��

C O CO2 2

3. #��§�� sal haloidea

2 2Na Cl NaCl

4. 4��§��base o hidróxido

H O MgO Mg OH2 2

5. 4��§��

H O SO H SO2 3 2 4

7�� 7�� @��@��

Fig. 7.3 Tipos de ��


181

6��&��@-��+��@�� +�� @�� &��

Actividad de aprendizaje 21. ��Z

a) ��&��

b) El hidrógeno y el oxígeno gaseoso en una botella de vidrio explotan ��

c) El monóxido de carbono gaseoso reacciona con el oxígeno gaseoso, pro-��

d) ��&��

2. %��Z

a) _______ + __________ AlCl3

b) _______+__________ FeBr3

c) SrO H O2_______________________

d) S O8 2_______________________

e) N O H2 5 2 0 __________=��<

Reacciones por descomposiciónX��&�� K�� &�� ?2�7�� descomponen al calentarse, para producir CO2�

��&��&��7��-��#��veces se necesita calor para realizar este proceso, el cual se representa con la ��Z

AZ A Z

Química I

182

!��4�¥�� /� �� &��-��+��

X��Z

+4��>��Z

1. La sal común =��<��

NaCl Na Cl+

2. 7� ��

2NaHCO Na CO CO H O+3 2 3 2 2+

��&��

Actividad de aprendizaje 3O�%��Z

2

3

4

AgCl

H O

CaCO

KClO

HgO

Reacciones de sustitución simpleTienen lugar cuando, siendo uno de los reactivos una sustancia simple o un ele-��@��+��

$��Z

A BZ AZ B+ +

X��

+ +6��

��&��Z


183

( ) ( ) ( ) ( )s g2 2S aq

hierro ácido cloruro gas

clorhídrico de hierro(II) hi drógeno

Fe 2HCl FeCl H+ +

Actividad de aprendizaje 4%��Z

1. Br HI2

2. Fe CuSO+ + →24

3. Zn HCl

4. H so Mg2 4

5. HCl Ca

Reacciones de sustitución dobleEn las reacciones de doble sustitución, participan dos compuestos en la reacción, y �� =��<�� =��<�� =��<��'��+��

$��Z

3 3

AX BZ AZ BXAgNO HCl HNO AgCl

+ ++ +

X��

+ +

Actividad de aprendizaje 51. %��Z

a) NaCl H SO2 4

b) Ba OH H SO( ) + →2 2 4

c) K CO Sr NO2 3 3 2+ ( ) →

d) $��

Química I

184

e) 7�4��4��_��=%�%?3<��&@�� &�� &�� &@��&��&��

�# Recientemente, en el centro de Denver, Colorado, se derramaron 200 ��-��&��=��<��%��Z

Síntesis6�� -��

Sesión C. Balanceo de ecuaciones químicas

Criterios a desarrollar � %��+��

��

� Explico los conceptos de oxidación, reducción, agente reductor, agente ��@��

� %��@��+��+��

� 4��+��

� Demuestro la Ley de la conservación de la materia a partir del balanceo ��

� Aprecio la importancia de las reacciones de óxido-reducción en mi en-��

� �� 7�� &��-��Y��

� Valoro las repercusiones positivas o negativas provocadas por los proce-��


185


Balanceo de ecuaciones químicas%��-��especies participantes (nomenclatura<� � ��>��@�� El balanceo de ecuaciones ��@��ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley �� 7� �� Z `7� �� &��-��

Los métod� �� -��Z��=��-��<��=�+��<�

Balanceo por tanteo (aproximaciones)��Z

No podemos escribir una ecuación para una reacción si no sabemos cómo ��+�� &��-��

��+��@��>��&�&��&�&��

Norma I��&�� "��$�� =§<��K�� &��-��@��&��&��&��

Fig. 7.4 ��

�$��-rimentos de Lavoisier establecieron la Ley de la conservación de ��

Fig. 7.5 Antonio-Laurent de 7� ��

Química I

186

�>��Z

( )Ca PO3 4 2��+��&�&��Z

|��Ca

k��

}��O

4 3 4 2Ca PO( ) ��+��&�&��Z

{k��Ca

}��P

|k��O

7��>��&��Z

%�=?�<k=��<+H36?~=��< � Ca3=6?4<k=<+H2O=�<

Norma 2�O��-�� 6��+��?��@��

X��&��&��0�>��-��&��$�

seleccionamos, en el ( )Ca PO 4 23 , el Ca como nuestro primer elemento, la ecuación ��>��Z

Ca OH Ca PO H Oac s l( ) → ( ) +( ) ( ) ( )2 4 2 23

?�� %��

Norma 3. ��6��

��>��k�%��@��

El grupo PO4 es el ion poliatómico PO4

�$��>��Z

( )+ → 233 3 4 4 2 2Ca OH H PO Ca P O H O

ac ac s l( ) +( ) ( ) ( ) ( )3

?�� k&��H PO3 4 , tenemos 2 iones PO4 en

��

Norma 4�0��?�$��

0��&��H O2�7��

�>��Z

3 2 63 3 4 3 4 2 2Ca OH H PO Ca PO H O

ac ac s l( ) + → ( ) +( ) ( ) ( ) ( )


187

?�� {k��Z��3

2Ca OH( ) y 6 en el 2 3 4H PO ; y a la derecha, 12 en el 6 02H �

4��?�

Norma 5��@��'��$��|�{k�� |��'��k�|��{�~��>��-��@��

Actividad de aprendizaje 60�� +�� Z

� Fe HCl FeCl2

� Al OH H PO AlPO H O( ) + → +3 3 4 4 2

� BaO SO BaSO3 4

� El nitrato de potasio sólido se calienta para obtener nitrito de potasio ��

� %�� =��<��

Balanceo de ecuaciones rédox por el método del número de oxidaciónK��-��@��@��-��6��&��@�� @�� @��&��

#��=�� <��@��%��@��+��/��Z`>�� ^��{ �� |�� }�

�� &�� +� �� +�� 7� �� +�� describen ahora en términos de ganancia o pérdida de electrones, e incluyen una ��+��Y�+��+��

La palabra oxidación indica presencia de oxígeno; antiguamente, se uti-��>��

Fig. 7.6 El proceso de ��

Química I

188

Actualmente, los procesos de oxidación y reducción se analizan desde la ��%��'��&��

7� �� *�� -��4��=�+��<�

7��+��Z��@�� 6��-��+��+��@��Z

1. K��@��

2. K��@��-��

En la siguiente tabla se observa el sentido de la oxidación y la reducción, ��@�� Z

�^��

�7 �6 �5 �4 �3 �2 �1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

'��

1. 4��

2. 4��

3. Al emplear el método rédox para balancear ecuaciones, no debemos olvidar ��Z

a) %��@��

b) ��@��§{�

c) ��@��k�

d) ��@��O4��-��§{�

e) ��@��OO4��-��§k�

�# ��@��§|�

g) ��@��{��+��

|# 7��@�� &��

�>��Z

+ + − + − + + + −1 5 2 2 222 6

7 21 6

42

3HCl O Cr O S O ZnO K Na


189

Reglas de asignación para los números de oxidación��@��-�+��*��+��@�� &��

6��@��Z

1. 7��@��

2. ��>��§{��-��{�

3. 6��>��k�

4. ��w��

5. $��@�� @��

Fe23

32+ −O

6. 7��@��w�

7. %��Z

Fe

O

: :

: :

2 3 6

3 2 6

+( ) +

−( ) − 0

Actividad de aprendizaje 71. !��@��ien-

��Z

Compuestos Elementos

Fe SO2 4 3( ) Fe S O

NaBr

AlCl3

Pb NO3 2( )

X��algebraica de ��@��oxidación debe ��

Química I

190

Fe O2 3

K Cr O2 2 7

Cl2

H O2

Mg

K CO2 3

Pasos para balancear una ecuación por rédox:1. ��Z

Al Cu SO S O Cu+Al4 2 4 3

2. !�� @�� Z

( )0 0+2 +6 -2 -2+3 +6Al Cu S O → S O Cu +Al4 2 4 3

+

3. #��&��@��-��

( )0 0+2 +6 -2 -2+3 +6Al Cu S O → S O Cu +Al4 2+

4. 6��Z

Oxidación

Reducción

%�� Z

El Al0 pasa a Al+3, ��|��

El Cu+2 pasa a Cu+0��k��

5. �&��@�� @��Z


191

Al0 Al+3

Cu+2 Cu+0

2e

2e3e

3e

2 Al0 + 6e3Cu+2 + 6e

2 Al+3

3 Cu+0

2 Al0 + 3 Cu+2 Al+3 + 3 Cu+0

6. %��Z

( )+2 3 3 24 2 4 3Al Cu Cu A SO+ SO l

7. 9��+��Z��Z 6 2 ( )24 6 4 4 3Al Cu Cu Al SO+ + SO

REACTIVOS PRODUCTOS

Al = 4 Al = 4

%�� %��

$�� $��

O = 24 O = 24

Actividad de aprendizaje 8X�� $��@��&��

a) 4��@��

b) $�'��

c) #��

d) O��

e) O��+��

f) 0��+��@��

SíntesisI. X��>��Z

1. HNO HNO NO H O2 3 2

Química I

192

2. H O SO HNO H SO NH2 2 3 2 4 3+ + → +

3. Al Cu SO S O Cu+Al4 2 4 3

4. KClO +H SO KHSO +O +Cl O +H 03 2 4 4 2 2 2

5. C HNO NO CO H3 2 2 2 0

II. ��&��O��6��&��

III. ?��-�� Z

KMnO KCl H S MnSO KHSO H O ClS4 2 4 4 4 2+ + → + + + O

Retroalimentación O��Z

1. ��

2. ��@��-��Z

FeSO4 Fe__________S__________O__________

KCl K___________Cl_________

GaBr3 Ga__________Br_________

MgCO3 Mg_________ C_________O__________

Al O2 3 Al___________O_________

3. X�� Z

a) �Y�+��&��

b) �Y�+��

c) �Y�+��

d) �Y�+��

e) �Y�+��@��


193

4. !��+��'��Z

HNO3 + P4 + 4H2O H3PO4 + NO

Actividad experimental 1: Oxidación-reducciónObjetivo

!��

�� * ��

Materiales Reactivos

Gradilla Acido clorhídrico HCl( )�#

4 tubos de ensaye 6�� Al( )Jeringa de 5 mL sin aguja Alambre de cobre Cu( )

Cinta adhesiva (masking tape< 6�� Ag( )

9�� Fe( )

0�� NaHCO3( )!� ��>��Z��

��

Â/��Z��HCl�� -��>�� +�� &��+��>��

��<

1. #��

2. Agrega 1 ml de HCl��

3. 4��'�� ?�� +��

4. Agrega NaHCO3�� &��-��>��

5. X��k�|�� >��?�� +��

Química I

194

Conclusiones.4��

Actividad experimental 2: Reacciones químicasObjetivo

Y��


Tubos de ensayo 4

Vidrio de reloj 1

6�� 1

6�� 1

Sustancias

��=%�?< w�{�

6��=�2O2< {w#�

$��w�{#��=4�/?3<

10 ml

4��=%�< 3 cm

$��k¨=/�%�< 5 ml

!��=#�?2< w�{�

Agua destilada 10 ml

Antecedentes

6��&��-��>��-��$��se generan cambios en la composición y estructura de las sustancias reactantes; de ��@��Z

a) Reacciones de síntesis

b) Reacciones de descomposición

c) Reacciones de desplazamiento

d) Reacciones de doble sustitución

Procedimiento 1

1. ��w�{��4��


195

2. ��

3. ��

4�� Z

O� �� Z

� CaO H O2

� Ca OH CO( ) + →2 2

� �Y�+��

Procedimiento 2

1. ��w�{��

2. 4��

3. 4��>��

4�� Z

Química I

196

O� ��Z

H OMnO

2 2

2

�Y�+��

Procedimiento 3

�� >� ��4��+��-��

4�� Z

O� �� -��Z4�/?3 + Cu �

�Y�+��

Procedimiento 4

��4��|��

4�� Z


197

O� ��Z

AgNO NaCl3

�Y�+��

4�� Z

O� ��Z

� 9��Z

� X��Z

� ��Z

� X�� Z

� 6��Z

Química I

198

Evalu

ació

n de

la c

ompe

tenc

ia

1. E

stru

ctur

a fo

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2. P

roye

cto

Bloq

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II3.

Com

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ón d

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eria

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��

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��

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s de

l pro

yect

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rend

izaje

Crite

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5. E

stru

ctur

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Inici

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199

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las

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cion

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��

��

�

��

Química I

200


201

Bloque VIII

Comprendes los procesos asociados con el calor y la velocidad de las reacciones químicas


� !��+�� +��

� ��

� Calcula entalpía de reacción a partir de entalpías ��&��


� Entalpía

� Entalpía de reacción

� ��&��

� Reacciones exotérmicas y endotérmicas

� Velocidad de reacción

� Desarrollo sustentable


{� Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad ��

k� Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología �� +��

|� O�� &��

~� ?��&��-��&�� -��

�� Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento ��

�� Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos &��

��

}� �� &�� @� � ��

{w� X��&��y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o ��

{{� 4�� &��&��

{k� Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su ��

14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos ��

ProyectoO��para poder aplicarlos correctamente, así como la velocidad de estas para el apro- ��para prevenir la contaminación al medio ambiente, y poder lograr un desarrollo ��

Dinamización y motivación�4�� +��*��+��&��*�� -��7��donde hablaremos de las reacciones endotérmicas y exotérmicas, de la velocidad ��

Actividad de dinamización7��&��6��

1. Es el cambio en la concentración de un reactivo o producto por unidad de ��=<

a) Entalpía

b) ��

c) Velocidad de reacción

d) Geometría molecular

2. � �� &�� &�� &��=<

a) Impacto ambiental

b) Consumismo

c) Desarrollo sustentable

d) Dimensión social

3. �� =<

a) De las colisiones

b) De las atracciones

c) De las repulsiones

d) De las masas

Química I

204

4. ��&�� =<

a) El punto de ebullición

b) El color

c) La temperatura

d) La densidad

5. $��+��=��<�=<

a) Endotérmicas

b) Concentradas

c) Diluidas

d) Exotérmicas8_Entiende los procesos

6. ��=<

a) Calor latente

b) Entalpía

c) %��

d) Calor de reacción

7. $��=��<�=<

a) Concentradas

b) Endotérmicas

c) #��

d) Exotérmicas

8. Es la energía consumida o liberada en reacciones bajo condiciones de presión ��&�� =<

a) Electronegatividad

b) Entalpía

c) Velocidad de reacción

d) Geometría molecular

9. $��&��=<

a) Hormonas

b) 6��

c) #��+��

d) Catalizador

II. ?�� Z

a) Desarrollo sustentable

b) Consumismo

c) Alimentos transgénicos

Comprendes los procesos asociados con el calor y la velocidad de las reacciones químicas Bloque VIII

205

Sesión A. Entalpía de formación y de reacción, y reacciones exotérmicas y endotérmicas

Criterios a desarrollar � ��&��

� !��+��+��

� K��-��&��

� #��+��+��-��


Entalpía de formación y entalpía de reacción%�� +��6�� 4��interesa conocer la energía de los productos o de los reactivos, sino el cambio de

calor de reacción, conocido como cambio de entalpía H( ) ��

entalpía H( ) ��Z

H H= productos- reactivos

La �� es una magnitud ��medir el calor que se �� * �� $� �� tipos de entalpía, dependiendo del momento ��Z��&��

La �� es el �� un mol de una sustancia��%�� de entalpía varía de acuerdo con las condiciones en �� una ��

7��&�� Hf( ) ��-�� &�� >��&��=��<��Z

2 22Na Cl NaCls g s( ) ( ) ( )+

Química I

206

7��&��>��-��{��&��k��%=k�}�<��=��+��+��<��

��&��Z Hf( ) �

7�� Hf( ) ��-��y de acuerdo con ��

Entalpías estándar de formación para algunos compuestos

Compuesto ��H0f. kJ/mol Compuesto ��H0

f. kJ/mol Compuesto ��H0f. kJ/mol

AgCl=< �{k��{| CaCO|=< �{kw��k H2$?~=��< ��w��k�

AgNO|=��< �{w{�}� %�$?~=< �{~|w�ww H2$?~=�< �}{|��

Ag2$?~=< ��{��kk FeO =< �k��ww H36?~=��< �{k�w�ww

CH~=�< ��~�}� Fe2O|=< �}k~�kw #�=/?3<k=��< ��|��ww

C2Hk=�< kk�� HCl =�< ��k�|{ #�?k=< ��kw�w|

C2H~=�< �k�k} HCl =��< �{��}� NaCl =< �~{{�{k

C�H�=�< ~��wk} H2O =�< �k|}��k NaCl =��< �~w��{{

C�H{~=�< �{�}��w H2O =�< �k}��}| NaOH =< �~k��w

CO=�< �{{w��k HNO|=��< �kw��~ NaOH =��< �~��

COk=�< �|�|��{ HNO|=�< �{�~�{ Na2$?~=��< �{|}��}

Reacciones endotérmica y exotérmica%��exotérmica. $�� 4�0��%�

D y la cantidad de calor liberado delta ( ) ��©��+��&��+��

�� Ei = �=��<

�>��Z

H SO Zn ZnSO H Kcal

H O Hac s ac

G g l

2 4 4 2

2

37 63

2 1 2 20 6( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

+ + −

+ −

.

88 32

94 052 2

.

.

Kcal

C O CO Kcals g g( ) ( ) ( )+ −


207

$��endotér-��{ �� >��Z

Ei ��§Ã��Z

+ +BaO BaO O Kcal

H O Cl HCl O

g s g

g g g

2 2

2 2 2

12

18 6

212

27

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )+ + +

.

..36Kcal

El calor puede incluirse como reactivo o como producto en las ecuaciones ��4��puede emplearse para producir un trabajo, por ejemplo, elevar un peso, aumentar �� 7��del propio sistema, como energía de los movimientos internos y de la interacción ��+��4�� energía interna�

Actividad de aprendizaje 11. #�� Z

a) �Y�+��

b) �%��+��+��

2. %��>��+��+��Z

a) $��550KJ�

b) ��

c) ��

d) ��

e) ��

�# $��215kJ�

Química I

208

Síntesis1. O��>��'��-

porte en el cual respondan las siguientes preguntas, para incluirlo en sus por-��&��

a) ��+��

b) ��+��

c) 6��>��

2. 4��&��de reacción para los siguientes casos, estableciendo si se trata de reacciones ��+��+��

a) 2 2 2FeO C Fe COs s s g( ) ( ) ( ) ( )+ → +

b) Mn HNO Mn NO Hs ac ac g( ) + → ( ) +( ) ( ) ( )

2 3 3 2 2

c) 2 5 4 22 2 2 2 2C H O CO H Og g g g( ) ( ) ( )

+ → + ( )

d) 2 22 2CO CO+Og( )

→

Sesión B. Velocidad de reacción

Criterios a desarrollar � ��

� !��+��+��

� O��&�� Z�� '��-��&��

� Desarrollo actividades experimentales donde se observan algunos de los &��

� Valoro la conveniencia de la lentitud o de la rapidez de algunos procesos ��


209


Velocidad de reacción!��&�� +�� O��Y��&��Z��%��+��Y��-��%��

Ciertas reacciones como la combustión de la gasolina en un motor tienen una rapidez explosiva; otras, como el enmohecimiento del hierro, son extremada-��4��OO�� >��&��>�� &��4�� &��&��

4��>��+��>��+��

Teoría de las colisionesEl término cinética química � �� &�� &��6�� +�� =��&�� <��

En segundo lugar, deben acercarse con la orientación apropiada, a menos �� +��'��+��9��llamada �� %�� &��

Frecuencia de colisión7�&��%�� &�� K�� +� �� &��

Orientación$��=��<��$��&��+��bola de billar, choca con otra partícula con la misma característica, la colisión es

Química I

210

�� Z��+`��+��$��+��-��

��>��Z

%��&��+��

��Z2 2H H ��-��+��=�&+��<��&��>��

$��&��4��>��-

�� NO2( ) con monóxido de carbono CO( ) Z

NO COg g2( )

+ →( ) NO COg g( ) +

( )2

!��NO2 al CO,

para producir NO y CO2�6��&��

��/?2��%?�

Energía de activaciónNo necesariamente ocurre una reacción cuando las moléculas en colisión tienen ��+��

Cuando las partículas chocan, también deben poseer una cantidad espe-��+��=��-��<��+��=��<��+�� 7�� +��-��mezclan los reactivos, la energía de activación es baja; y en el de las reacciones ��

Factores que modifican la velocidad de reacción��&��&�� 7�&��-��4�� &�� +� ��&��7�&��&�� Z


211

a) Naturaleza del reactivoLa velocidad de reacción depende del tipo de sustancia y de enlace, así como de ��K��'��+��-��*�� +��%��'� �� %�� &��&��

��

b) El efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción��+��-��@��6�� >�� 4��Z`�� reacción se duplica de manera aproximada, cuando la temperatura se incrementa ��{w�%��

Esto se puede explicar en términos de la Teoría cinético-molecular, la ��+�� 4��&�� -��4�� +�� -��+��+��7��+��+��

c) Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción7�&�� &��-��+�� %��+��

En términos generales, cuando la temperatura es constante, la velocidad de reacción se puede relacionar de manera cuantitativa con las cantidades de las ��$��+sustancias reaccionantes intervienen en el paso determinante, es preciso conocer el mecanismo de reacción, es decir, el paso a paso de cómo chocan, se separan y �� +��

Química I

212

d) Efecto de los catalizadores sobre la velocidad de reacciónK�� 7�� &��&��6��>��-plo, la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno para dar oxígeno gaseoso y agua, se lleva a cabo con gran lentitud, a temperatura ambiente y en ��$��=O�<�� >��=O�<��@��&��"��Z

H O H O OMnO

2 2 2 2

2

2

SíntesisI. En tu libreta, realiza y contesta, respectivamente, las siguientes actividades

��Z

1. �Y�+��

2. �Y�+��+��+��

3. #��&�� -��

4. �%��"��&��

5. ��"�� -��

6. �Y�+��+��

II. ��+��@��+��

H Br HBrg g g2 2 2

( ) ( )+ → ( )

1. ��+��@��

H Br HBrg g g2 2 2

( ) ( )+ → ( )


213

Sesión C. Desarrollo sustentable


� 4��

� Considero el desarrollo sustentable como una medida para aminorar los ��

� %��'��-��


Desarrollo sustentableLa ciencia y la tecnología deben ir de la mano con el manejo responsable de los ��4��@�� -�� @��-��'��

7��7��+�� >��&�� &��&��&��=��<��-��

4 �� &��w�{ww�'��!�� &��K�� &�� &��Z��'��

$��"�>��

7�� @��'�� -��&�� &�� +��

�� -�� -dades de los sectores sociales de mayor pobreza, para propiciar una justa propor-ción de recursos, una moderación en los procesos productivos y de consumo, y la ��&��

Química I

214

��>�� &��-��&��%�� #�� 186

�� -��7�� &��

Actividad de aprendizaje 2?��-�� O��@��6��&��

Desarrollo tecnológico4��&�� -��>��>��&��@��>��4��

�� &�� +��K�� =��<�� +��Z

CH CH OH3 2− − + K Cr O2 2 7 + H SO2 4

CH COOH3 − + Cr SO2 4 3( ) + K SO2 4

+ H O2�

��§!��§À��&@��o À��+��§$��&��OOO§$��&��§4��

�� +��=��>��<��OOO=�� <��

El alcohol presente en el aliento reacciona con K Cr O2 2 7, y el cambio de

��


215

Síntesis1. 4��&��

de reacción para los siguientes casos, estableciendo si se trata de reacciones ��+��+��Z

2 22 2 2H O H Ol g g( ) → +( ) ( )

4 3 2 63 2 2 2NH O N H Og gg l( ) ( )

+ → +( ) ( )

CH O CO H Og g g g4 2 2 22 2

( ) ( ) ( )+ → + ( )

PCl H O H PO HClg acl g5 2 3 4( ) ( )

+ → +( ) ( )

2. Elabora un reporte de investigación sobre el desarrollo sustentable y las accio-��4��'�-�� #+��

3. O�� +��%��

4. ��>��

5. ��

Realimentación4��6��&�� -��

QUÍMICA I

Bloque VIII Semestre y Grupo:

Nombre del alumno (a): Fecha:

CriteriosActividades de aprendizaje

1 2 3 4 5 � 7 Total

Interés en los temas

Respeto

6��

$��

Responsabilidad

Disposición

Química I

216

QUÍMICA I

Bloque VIII Semestre y Grupo:

Nombre del alumno (a): Fecha:

6��

Actitud colaborativa

Actitud investigativa

0��}Z%��

Concepto Ideal Real Observaciones

X��

6��

Ensayo acerca de Chernobyl

Actividad experimental 1: Velocidad de reacciónObjetivo.

!��&��&��

�� * ��


2 vasos de precipitado 6��=�2O2<��|¨

2 matraces Erlenmeyer Tintura de yodo ( I2<

~�� $��

1 probeta Tableta de vitamina C (puede ser �&�� <

Cronómetro Carbonato de calcio (CaCO3<=��<

2 jeringas de 10 mL sin aguja Acido acético (CH3%??�<��¨= ��<


217


1 regla 1 tableta de Alka-seltzer

{�@��

Hoja de papel de 10 cm x 10 cm

>��<

� $��ZÄ��{ww�7��- ��

� $�� %Z!�� {ww�� 7��&�� {��w�7��

Procedimiento 1

1. $��4Z�� |�7��{�7�� %�{�7��?��

2. $��0Z�� |�7��{�7��-��{�7��?��

3. $�� %Z �� 4 � 0�4��

4. X��{��|��Z

� $��4Z|�7��{�7�� %�{�7��

� $��0Zk�7��k�7��{�7��-��

5. X��{��|��Z

� $��4Z|�7��{�7�� %�{�7��

� $��0Z{�7��|�7��{�7��-��

Procedimiento 2

1. %��4��

2. ��

3. 4��7��

4. ��

5. X��{�k��'��

6. 4��7��+�� >��

Resultados�4��Z

Química I

218

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Solución Observaciones Tiempo

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k$��0

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~$��4

~$��0

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�$��0

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Sustancia Tiempo

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6��=�� <

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Conclusiones


219

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Química I

220

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221

Glosario��

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Consumo. ��

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Desarrollo sustentable. �� &��&��

��>��&��

��@�� $��@��-��

'�� ^�� &��@��+��

'�� &��@��

�� Es el cambio en la concentración de un reactivo o ��

Astroquímica.��

Bioquímica.��&��&��

Ciencia� 4�� +��

�� Es el saber resultante de un proceso metodológico, �� -��

�� Es el saber resultante de la observación y de la ex-��

Ecología�� -��

Electroquímica.��&�� +��

Energía. � �� &�� &��

�^��6�� &��

Química I

222

�� +��

Física.%��

Geoquímica. Estudia la distribución, proporción y relación de los elementos ��

�� &��

Industria química.��de materias primas, tanto naturales como sintéticas, con el objeto de elaborar ��&�� +��

��*��

Masa.%��

��%��@��

Meteorología.��&��&��&��

Materia.��6��

Química.%��&��

'�� $��&�� - ��"��&��

;�� £�OOO�$��-�� &�� 9��7� ��7��

Teoría.6��&�� -��+��


223

Bibliografía��%��*��_��7��=kww}<ZQuímica I ��&��0��#��#+��

Química I

224


225

Química I

226


227

Química I

228

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