Quimica

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Ciencias Básicas

MATERIAL DIDACTICO DE QUÍMICA Química

i

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INSTITUTO TECNOLÓGICO DE ROQUE

MANUAL DE LA ASIGNATURA QUÍMICA GENERAL

DEPARTAMENTO CIENCIAS BÁSICAS

ELABORARON: OCTAVIO ARELLANO ALMANZA REYNA ARREDONDO HERNÁNDEZ YENISEY BUSO RÍOS ALIER MIGUEL MUÑOZ ARIAS ALMA RUTH RODRÍGUEZ MENDOZA CLAUDIA ARTEMISA TORRES GUERRERO RAÚL ZARAGOZA ARAIZA

ROQUE, CELAYA, GTO.

JULIO 2013

i Química

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Índice de temas

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Pág.

INTRODUCCIÓN .................................................................................................... vi OBJETIVO.............................................................................................................. vii LISTA DE MATERIALES ......................................................................................... x UNIDAD 1. MODELOS ATÓMICOS ........................................................................ 1 1.1 Estructura del átomo ...................................................................................... 1 1.1.1 Modelos atómicos .................................................................................... 2 UNIDAD 2. TABLA PERIÓDICA .............................................................................. 5 2.1 Desarrollo de la tabla periódica ...................................................................... 6 2.2 Organización de la Tabla Periódica ............................................................... 8 2.3 Configuración Electrónica ............................................................................ 14 2.4 Propiedades Periódicas ............................................................................... 16 UNIDAD 3. MATERIA Y NOMENCLATURA ......................................................... 23 3.1 Clasificación de la materia .......................................................................... 23 3.2 Enlace químico y electrones de valencia ..................................................... 28 3.3 Nomenclatura ............................................................................................... 31 3.3.1 Nomenclatura de los óxidos básicos...................................................... 36 3.3.2 Nomenclatura de los óxidos ácidos ....................................................... 36 3.3.3 Nomenclatura de Hidróxidos (Bases) .................................................... 38 3.3.4 Nomenclatura de Hidruros Metálicos ..................................................... 39 3.3.5 Nomenclatura de Hidruros No Metálicos. ............................................. 40 3.3.6 Nomenclatura de sales (binarias) .......................................................... 41 ii Química

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UNIDAD 4. ESTEQUIOMETRIA............................................................................ 43 4.1 El Mol ........................................................................................................... 43 4.2 Peso atómico y molecular ........................................................................... 44 4.3 Peso molecular ............................................................................................ 46 4.4 Otros conceptos ........................................................................................... 47 4.5 Reacción química y ecuaciones químicas ................................................... 50 4.5.1 Método de balanceo por Tanteo ............................................................ 50 4.5.2 Balanceo por Método Algebraico ........................................................... 52 BIBLIOGRAFIA .................................................................................................. 54 A N E X O 1 ...................................................................................................... 55

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Índice de tablas

Pág.

i. Planeación de las actividades del curso………………………………..viii 1. Tabla comparativa………………………………………………………….2 2. Evolución de los modelos atómicos………………………………………4 3. Elementos y sus partículas subatómicas………………………………..5 4. Tipos de nomenclatura para los óxidos básicos……………………….36 5. Sufijos y prefijos de acuerdo al número de valencia de los Elementos…………………………………………………………………....37 6. Formación y nombres de los óxidos……………………………………..37 7. Ejercicios de hidróxidos……………………………………………………38 8. Valencias de los elementos según su grupo en la tabla Periódica…………………………………………………………………….39 9. Hidruros metálicos…………………………………………………………39 10. Hidruros especiales………………………………………………………..40 11. Ácidos hidrácidos…………………………………………………………..40 12. Asignación de las fórmulas de las sales………………………………..42 13. Asignación del nombre de las sales……………………………………..42 14. Masas atómicas…………………………………………………………….45 15. Fórmula, nombre, peso molecular (PM)………………………………….46 16. Balanceo de ecuaciones por tanteo……………………………………...51 17. Balanceo de ecuaciones método algebraico…………………………...53

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Índice de Figuras

Pág.

1. Línea del tiempo………………………………………………………........3 2. Periodos, grupos y familias de la tabla periódica………………………9 3. Categorías de los elementos……………………………………………..10 4. Tabla periódica de los elementos moderna…………………………….11 5. Configuración electrónica de los elementos……………………………15 6. Representación esquemática de la configuración electrónica del Arsénico (As)……………………………………………..16 7. Variación del tamaño atómico de los elementos………………………18 8. Variación de la afinidad electrónica de los elementos………………..18 9. Variación de la electronegatividad de los elementos………………….19 10. a) Energías de ionización (Kj/mol)……………………………………….20 b) Variación de la afinidad electrónica de los elementos………….....21 11. Números de valencia de los elementos………………………………....29

v Química

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INTRODUCCIÓN En la actualidad, en el Instituto Tecnológico de Roque (ITR), se imparten carreras que dentro de su currícula se encuentra la asignatura de Química, asignatura que tiene un alto índice de reprobación y deserción por varias causas.

En este manual, se plantea un nuevo enfoque en la enseñanza-aprendizaje de la Química en la búsqueda de una mejor comprensión de esta ciencia por los estudiantes,

reforzando

el

conocimiento

previo

de

los

estudiantes,

proporcionándoles actividades que sean significativas y útiles para ellos y así logren hacer suyo el conocimiento.

En la asignatura de Química General, el estudiante debe "estar preparado para practicar la química, en un campo de acción, que sea más tangible" esto es tener motivación y estimular su aprendizaje de la misma.

El propósito fundamental del presente manual, es proporcionar un documento que sirva de guía al docente en la impartición de la asignatura, y que facilite al estudiante en el desarrollo de competencias previas requeridas para cursar la materia de química en todas las carreras del Instituto Tecnológico de Roque (ITR).

El presente manual contiene cuatro apartados que guían al docente en el desarrollo de competencias del estudiante. Inicialmente se encuentra la planeación del curso en la tabla i.

En cada apartado contiene la teoría correspondiente a cada unidad, una serie de actividades estratégicas de enseñanza-aprendizaje, debidamente ordenadas de acuerdo al tema y los subtemas que deberán realizar el profesor-alumno, así como

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el material propuesto (formatos, tablas comparativas, cuestionarios, ejercicios, videos, ligas de internet, lecturas, referencias bibliográficas, etc.)

La evaluación se realizará de acuerdo a las actividades entregadas en tiempo y forma, y el desarrollo de las competencias (saber saber, saber hacer, saber ser), así como las necesidades complementarias de evaluación detectadas por el docente.

OBJETIVO Reconocer los conceptos básicos de Química General. Homogenizar los conocimientos de los estudiantes de nuevo ingreso. Desarrollar las competencias previas requeridas para la materia de química de todas las especialidades.

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Tabla i. Planeación de las actividades del curso UNIDAD 1. Estructura del Átomo (20%) No. Actividad 1 I. Focalización II. Tabla comparativa 2 I. Resumen del tema de Átomo y modelos atómicos II. Cuestionario A 3 Línea del tiempo 4 Tabla comparativa de la evolución del modelo atómico 5 I. Cuestionario B II. Tabla de elementos y sus partículas subatómicas Total

Tiempo estimado: 4 hr % de evaluación 10 10 15 15 30 30 20 20 150

UNIDAD 2. Tabla Periódica (20%) No. Actividad 1 Línea de tiempo de la evolución de la tabla periódica 2 Llenado de la tabla periódica virtual 3 Tabla muda 4 Propiedades periódicas de los elementos Total

Tiempo estimado: 6 hr % de evaluación 10 30 30 30 100

UNIDAD 3. Materia y Nomenclatura (30%) No. Actividad 1 Organizar un mapa conceptual del tema de “Clasificación de la Materia” 2 Responder cuestionario C 3 Tabla de ejercicios de Óxidos 4 Tabla de ejercicios de hidróxidos 5 Realización de un díptico Realización de un “comic” 6 7 Nota técnica del impacto ambiental y económico del Ácido Clorhídrico 8 Tabla de sales 9 Repaso de nomenclatura 10 Reporte de nomenclatura Total

Tiempo estimado: 10 hr % de evaluación 10 20 20 20 40 40 40 20 20 20 250

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UNIDAD 4. Estequiometría (30%) No. Actividad 1 Tabla de masas atómicas 2 Ejercicios de peso molecular Memorama de conceptos 3 4 Ejercicios de balanceo (método de tanteo) 5 Ejercicios de balanceo (método algebraico) 6 Elaboración de un video de una noticia de reacción química

Tiempo estimado:10 hr % de evaluación 30 20 20 20 20 40 Total

150

Nota. Los criterios de evaluación son una propuesta, por lo que el docente puede adaptarla a las necesidades del grupo.

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LISTA DE MATERIALES 1. Chang, R. Química, (2002).

Disponible en: http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang 2. Burns R. A. (1996) Fundamentos de química. Editorial Pearson Educación.

México 3. Petrucci, R. y col. 2011. Química general. Décima edición. Pearson.

4. Videos: “El átomo” y “Modelos atómicos” (Lo proporciona el docente) 5. Lectura 1: La evolución de los modelos atómicos (se encuentra en Anexo 1) 6. Video: Números cuánticos (Lo proporciona el docente) 7. Video: Orbitales atómicos globos (Lo proporciona el docente) 8. Video: Balanceo de ecuaciones método tanteo (Lo proporciona el docente) 9. Video: Balanceo de ecuaciones método algebraico (Lo proporciona el docente) 10. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1CDQuimica-TIC/index.htm 11. http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/c urso/materiales/tabla_period/tabla4.htm 12. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimicatic/ 13. http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatur a/page/0/1

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UNIDAD 1. MODELOS ATÓMICOS

1.1 Estructura del átomo Actividad 1. Focalización 1. Toma una pequeña hoja de papel aluminio y córtala en mitades muchas veces.

2. ¿Podríamos dividirla indefinidamente en trozos más y más pequeños?

3. ¿Seguirían siendo aluminio esos trozos?

4. ¿Crees que después de muchas divisiones llegaríamos a tener una partícula tan pequeña que no se podría dividir más veces?

Los filósofos de la antigua Grecia pensaron mucho sobre esto. Leucipo (450 a.C.) supuso que después de muchas divisiones llegaríamos a tener una partícula tan pequeña que no se podría dividir más veces. Su discípulo Demócrito, llamó átomos a estas partículas indivisibles (átomo significa indivisible en griego). Pero para otros filósofos, principalmente Aristóteles, la idea de átomos indivisibles les resultaba paradójico y la rechazaron. Aristóteles pensaba que todas las sustancias estaban formadas por mezclas de cuatro elementos: aire, tierra, agua y fuego. El enorme prestigio de Aristóteles hizo que nadie cuestionase sus ideas, y los átomos fueron olvidados durante más de 2.000 años.

5. Realiza un dibujo de una mesa 6. Compara tu dibujo con un compañero del salón y encuentre las semejanzas y las diferencias y anótalas en la tabla comparativa No. 1.

7. ¿Crees que se pueda establecer un dibujo estándar (modelo) para representar una mesa?

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Tabla 1. Tabla comparativa Semejanzas

Diferencias

1.1.1 Modelos atómicos Actividad 2.

1. Observa las películas “El átomo” y “Modelos atómicos” que te proporciona el profesor y realiza un resumen de media cuartilla.

2. Subraya la respuesta que conteste correctamente el enunciado.

2.1 Una de las partículas elementales del átomo con carga positiva es el a) neutrón

b) protón

c) núcleo

2.2 Una de las partículas elementales del átomo con carga negativa es el a) neutrón

b) protón

c) núcleo

2.3 Describe el átomo como una partícula indestructible e indivisible a) Rutherford

b) Dalton

c) Borh

d) Schrödinger

2.4 El átomo tiene una carga positiva localizada en el núcleo y los electrones giran alrededor en orbitas circulares o elípticas a) Rutherford

b) Dalton

c) Borh

d) Schrödinger

2.5 Los electrones giran en orbitas circulares alrededor del nucleo a) Rutherford

b) Dalton

c) Borh

d) Schrödinger

2.6 Descubrió el neutrón, partícula sin carga, y masa similar a la del protón a) Rutherford

b) Dalton

c) Borh

d) Chadwick

2.7 Describe la posición del electrón mediante una función de onda a) Rutherford

b) Dalton

c) Borh

d) Schrödinger

Actividad 3. Leer la lectura 1 (anexo 1) “La evolución de los modelos atómicos” que te proporciona el profesor y completar la siguiente Línea de tiempo”.

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Figura 1. Línea del tiempo

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Actividad 4. Empleando la lectura 1: “La evolución de los modelos atómicos” y otras fuentes (si es necesario), completa la tabla 2 sobre la evolución de los modelos atómicos.

Tabla 2. Evolución de los modelos atómicos Autor Hechos en los Modelo atómico que se basó (descripción) Dalton Thomson Rutherford Bohr Sommerfeld Schrödinger Dirac y Jordan

Limitaciones

Actividad 5.

I.

Cuestionario 1. ¿Cómo se descubre el electrón?

2. ¿Cómo se descubre el protón?

3. ¿Qué carga tienen las partículas elementales?

4. ¿En qué consiste el Modelo de Thomson?

5. ¿En qué consiste el Modelo de Rutherford?

6. ¿Por qué el experimento de Rutherford hace cambiar el modelo del átomo?

7. Si el átomo tiene un radio de 10-10 m y el núcleo un radio de 10-14 m, ¿cuál es la relación entre sus tamaños?

8. Indica cuáles de los siguientes se consideraban elementos según Aristóteles: a) Hierro

b) Agua

c) Arena

d) Tierra

9. Selecciona la respuesta correcta. Los electrones son partículas: a) Sin carga

b) Con carga negativa

c) Con carga positiva

10. Indica las frases que son falsas: 4 Química

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a) Dalton predijo la existencia de electrones b) Los electrones son mĂĄs grandes que los ĂĄtomos c) Los electrones tienen carga negativa 11. Indica las frases verdaderas: a) Goldstein descubre el electrĂłn b) Dalton descubre el protĂłn c) Thomson descubre el electrĂłn 12. Indica la opciĂłn correcta. Si el Modelo de Thomson hubiese sido vĂĄlido: a) Las partĂ­culas alfa, positivas, se habrĂ­an desviado mucho b) Las partĂ­culas alfa, positivas, habrĂ­an rebotado c) Las partĂ­culas alfa, positivas, no se habrĂ­an desviado apenas 13. Al estar la masa del ĂĄtomo concentrada casi toda en el nĂşcleo, ÂżcĂłmo serĂĄ ĂŠste? a) Poco denso

b) Muy denso

c) Igual de denso que el ĂĄtomo completo

II. Completa la tabla 3, y de tarea realiza lo mismo para 21đ??ť y 31đ??ť Tabla 3. Elementos y sus partĂ­culas subatĂłmicas Ă tomo H C N O Na 63Cu

No. atĂłmico

No. Masa

No. Electrones

No. Neutrones

8

1 6 7 8

2 6 7 11

14 22

29 235U 92 238U 92

UNIDAD 2. TABLA PERIĂ“DICA

5 QuĂ­mica

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Introducción La tabla periódica, es un instrumento que reúne la información de los elementos químicos, ordenados

y clasificados de acuerdo a sus propiedades que estos

presentan.

La importancia y utilidad de la tabla periódica radica en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo se predice con bastante exactitud, las propiedades de cualquier elemento.

2.1 Desarrollo de la tabla periódica En el siglo XIX, cuando los químicos solo contaban con una vaga idea respecto a los átomos y las moléculas y sin saber de la existencia de los electrones y protones desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas.

Ordenaron los elementos de acuerdo con su masa atómica en una tabla periódica.  Johann W. Döbereiner (1780-1849). Profesor de química en Alemania, observó en 1817 – 1829 que entre ciertos elementos existía un comportamiento químico muy similar en relación con sus masas atómicas. Agrupó los elementos en tríadas, y puedo constatar que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de los otros dos. Descubrió que el litio, sodio y potasio forman una tríada con propiedades parecidas, y la masa del sodio se puede obtener partir de la media aritmética del litio y potasio. Otras tríadas estaban formadas por cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio.  John Newlands (1838-1898). En 1864 concibió una organización de los elementos muy parecida a la de Döbereiner, en el sentido del orden creciente de sus masas atómicas sólo que forma agrupaciones de siete elementos y establece una ley que 6 Química

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llamó ley de las octavas, donde señala que el octavo elemento a partir de uno dado presenta propiedades muy similares al primero. Este ordenamiento guarda una analogía con las notas musicales. Esta clasificación no tuvo éxito, debido a que a partir del Cr hasta el Fe no se cumple esa periodicidad de propiedades similares que se presentan en los elementos situados por encima de ellos.  Lothar Meyer (1830-1895). Realizó una de las mejores clasificaciones de los elementos, ordenados en orden creciente de sus masas atómicas pero tomando en cuenta una regularidad en los valores de los volúmenes atómicos. Meyer presentó una gráfica donde representaba los volúmenes atómicos de los diferentes elementos en relación con sus masas atómicas. A pesar de que publicó sus trabajos poco después del ruso Dimitri Mendeleiev tiene tanto mérito como la de este último.  Dimitri Mendeleiev (1834-1907). En 1869, publicó sus principios de química, en el cuál presentó una tabla donde ordenaba 63 elementos conocidos bajo los siguientes criterios: 1. Los ordenó en forma creciente de sus masas atómicas.

2. Los agrupó en filas o periodos de distinta longitud.

3. Los asocia en grupos o columnas con propiedades químicas similares.

Otro criterio notable de Mendeleiev fue que tomo en cuenta una propiedad llamada valencia, que se define como la capacidad que tienen los átomos para formar compuestos, la cual guardaba correspondencia con las masas atómicas en su ordenamiento, es decir, que los elementos que se ubicaban en la misma columna tenían la misma valencia, al igual que sus propiedades químicas.

Dimitri dejó espacios vacíos en su tabla, suponiendo que ahí deberían ir colocados elementos que todavía no se conocían y tuvo la capacidad de predecir sus 7 Química

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propiedades químicas, las cuales se comprobaron con el descubrimiento del escandio, galio y germanio.

A pesar de ser un gran avance para la clasificación de los elementos, presenta algunos problemas, como que en ese tiempo el cálculo de las masas atómicas no eran tan precisos y, por lo tanto, algunos de los elementos se hallan mal ubicados, como el níquel y el cobalto, que deberían estar invertidos. Tampoco incluye a los gases nobles, algunos de los cuales se descubrieron estando aún con vida Mendeleiev, y tampoco pudo justificar la ubicación de los lantánidos.  Henry Moseley (1887-1915). En 1913, realizó experimentos con algunos metales en un tubo de rayos catódicos, y al ordenar los datos observó las longitudes de onda de los rayos X emitidos por un elemento dado y pudo determinar el número atómico de ese elemento. Moseley estableció el concepto del número atómico, como aquel que relacionaba el número de cargas positivas de núcleo de un átomo que coincide con el número de electrones en los niveles de energía. Finalmente ordenó los elementos de la tabla de Mendeleiev en función de su número atómico y estableció la ley periódica, la cual señala que las propiedades de los elementos están en función de sus números atómicos.

Actividad 1. De acuerdo la presentación de la historia de la tabla periódica realiza una línea de tiempo.

2.2 Organización de la Tabla Periódica La tabla periódica es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha, y se colocan de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden en orden 8 Química

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creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamados periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias, como lo muestra la figura 2.

Figura 2. Periodos, grupos y familias de la tabla periódica Los elementos se dividen en 3 categorías: metales, no metales y metaloides.

Los metales son sólidos (excepto el mercurio), conducen la electricidad y suele ser dúctiles (pueden formarse a manera de alambres) y maleables (pueden rolarse en forma de láminas), y forman aleaciones (soluciones de uno o más metales con otro metal).

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Los no metales tienen propiedades muy diversas. Algunos son sólidos, el bromo es líquido y otros, como el nitrógeno y el oxígeno, son gases a temperatura ambiente.

Con excepción del carbono en forma de grafito, los no metales no conducen la electricidad y ésta es una de las principales características.

Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales.

En la figura 3, se muestra las categorías de los elementos.

Figura 3. Categorías de los elementos

Los periodos se enumeran de 1 al 7 y las familias las cuales están identificadas con números romanos y distinguidos como grupo A y grupo B. Los del grupo A se conoce como elementos representativos y reciben distintos nombres: IA metales alcalinos, IIA metales alcalinotérreos, IIIA grupo del boro, IVA grupo del carbono, VA grupo del nitrógeno, VIA grupo de oxígeno, VIIA halógenos

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y VIIIA gases nobles. Los del grupo B como elementos de transición que van del I al VIIIB.

Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos llamados serie lantánidos y actínidos. Ver figura 4, es la tabla periódica de los elementos (moderna).

Figura 4. Tabla periódica de los elementos moderna Grupo IA metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Los elementos de la columna que se encuentran más hacia la izquierda. Todos ellos son metales y sólidos a temperatura ambiente. Todos los metales del grupo IA son reactivos; por ejemplo, reaccionan con agua produciendo hidrógeno y soluciones

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alcalinas. Por su reactividad, estos metales sólo se encuentran en la naturaleza formando compuestos (como NaCl) y nunca como elementos libres.

Grupo IIA metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Estos elementos metálicos ocurren naturalmente sólo en forma de compuestos. Con excepción del berilio, estos elementos también reaccionan con agua produciendo soluciones alcalinas. El magnesio y el calcio constituyen el séptimo y el quinto elemento más abundante en la corteza de la tierra, respectivamente.

Grupo IIIA: B, Al, Ga, In, Tl Contiene un elemento de suma importancia, el aluminio. Este elemento y otros tres (Ga, In, Tl) son metales, mientras que el boro (B) es un metaloide.

Grupo IVA: C, Si, Ge, Sn, Pb En este grupo hay un metal, el carbono, dos metaloides el silicio y el germanio y dos metales el estaño y el plomo. Por el cambio de comportamiento no metálico a metálico, hay más variaciones en las propiedades de los elementos de este grupo que en la mayoría de otros.

Grupo VA: N, P, As, Sb, Bi El nitrógeno, en forma de N2 constituye cerca de las tres cuartas partes de la atmósfera terrestre. También está incorporado en sustancias de importancia bioquímica, como las proteínas y el ADN. El fósforo también es esencial para la vida, ya que es constituyente importante de huesos y dientes. Este elemento brilla en la oscuridad.

Grupo VIA: O, S, Se, Te, Po 12 Química

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Este grupo se inicia con el oxígeno, el cual constituye cerca de 20% de la atmosfera y se combina fácilmente con la mayoría de los elementos. El azufre se conoce en forma elemental. El azufre y el selenio son componentes esenciales de la dieta humana.

Grupo VIIA, Halógenos: F, Cl, Br, I, At En el extremo derecho de la tabla periódica hay dos grupos formados totalmente de no metales. Los elementos de este grupo existen todos ellos como moléculas diatómica y todos ellos se combinan violentamente con los metales alcalinos para formar sales, como la sal de mesa. El nombre de este grupo, los halógenos, se deriva de las palabras griegas hals (sal) y genes (formadores).

Grupo VIIIA, gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Los elementos de este grupo son los menos reactivos, todos ellos son gases y ninguno es abundante en la tierra ni en la atmósfera terrestre. El helio es el segundo elemento más abundante en el universo, después del hidrógeno. Se creyó que ninguno de estos elementos se combinaba químicamente con otro elemento y por ello se les dio el nombre de gases nobles.

Elementos de transición Entre los grupos IIA y IIIA se encuentran una serie de elementos llamados elementos de transición. Estos llenan los grupos B del cuarto al séptimo periodo en el cetro de la tabla periódica. Todos ellos son metales. Prácticamente todos estos elementos tienen aplicaciones comerciales.

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Actividad 2. Llenado de la tabla periódica virtual. En forma colaborativa coloca cada uno de los elementos en el lugar que le corresponda en la tabla periódica. La tabla se localiza en la siguiente dirección: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/m ateriales/tabla_period/tabla4.htm

2.3 Configuración Electrónica La configuración electrónica de las capas electrónicas más externa de los elementos varía periódicamente de manera que los elementos que tienen una configuración electrónica semejante están situados en la tabla en una misma columna.

La configuración electrónica de los elementos situados en una misma fila de la tabla presenta electrones en los mismos niveles de manera que el número de periodo corresponde con el del último nivel de electrones. Ver la figura 5.

Los grupos I y II A (1 y 2): Constituyen el bloque “s” cuya característica es que sus electrones externos (electrón de valencia) están siempre en el subnivel s, correspondiéndole el nivel n igual al número de periodo al cual pertenece. Los electrones de valencia coinciden con el grupo al que pertenecen los elementos.

Los elementos de los grupos III – VIII A (13 – 18): Constituyen el bloque “p”, sus electrones de valencia se ubican en el subnivel p por lo que el subnivel s esta siempre lleno y el p se va llenando paulatinamente, hasta un máximo de seis electrones.

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Los gases nobles: tienen siempre lleno los subniveles “s” y “p”. Por lo que se dice que su última capa está completa.

Los elementos de los grupos I – VIII B: constituyen el bloque “d” cuya característica es tienen el subnivel s lleno y el subnivel d se va llenando progresivamente a lo largo de la serie de transición.

Los elementos de transición interna (tierras raras): constituyen el bloque “f”.

Figura 5. Configuración electrónica de los elementos

El agrupamiento de los elementos no sólo se da en función de sus números atómicas, sino que también lo hacen en función de su configuración electrónica, de tal manera que si conocemos su configuración podemos ubicar a un elemento en un periodo y grupo respectivo sin necesidad de ver la tabla periódica.

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Por ejemplo: 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

33As: 1s

Se esquematiza en la figura 6, que se muestra a continuación:

33As

Periodo

Grupo

4

VA

Figura 6. Representación esquemática de la configuración electrónica del Arsénico (As)

Actividad 3. Tabla muda. Realiza las actividades que se te proponen para el llenado de la tabla muda en la siguiente página electrónica: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/

2.4 Propiedades Periódicas Las configuraciones electrónicas de los elementos muestran una variación periódica al aumentar el número atómico. En consecuencia los elementos también presentan variaciones periódicas en cuanto a su comportamiento fisicoquímico. Son muchas las propiedades de los elementos que muestran periodicidad respecto a su número atómico, sin embargo algunas de ellas son más importantes que otras cuando se quiere explicar o predecir la conducta química de los elementos. Entre estas últimas

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podemos citar el radio atómico, la energía de ionización, la energía de afinidad electrónica, la electronegatividad.

Radio Atómico Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos idénticos que están unidos por enlace covalente (no metales) o por enlace metálico (metales). Se mide mediante técnicas de difracción ya sea rayos X de electrones.

Para átomos que están unidos entre si formando una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos. Para elementos que existan como moléculas diatómicas sencilla, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula específica.

En un periodo: a media que aumenta Z, los electrones van ocupando el mismo nivel y como aumenta la carga nuclear, se produce una mayor atracción sobre los electrones con lo que se produce una disminución. En la figura 7, se muestra la variación del tamaño atómico en la tabla periódica.

En un grupo: a medida que descendemos en un grupo aumenta el número de niveles electrónicos y por tanto el volumen y aunque aumenta la carga nuclear, esta no es suficiente para que aumente el radio atómico.

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Figura 7. Variación del tamaño atómico de los elementos

Afinidad Electrónica Es la energía que se libera o se absorbe cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón para formar un ion negativo (anión).

Figura 8. Variación de la afinidad electrónica de los elementos

Al recorrer de arriba hacia abajo un grupo de la tabla periódica, la afinidad electrónica disminuye. Esto es, debido a que el átomo aumenta de tamaño y por consiguiente, la distancia del núcleo hacia los electrones externos aumenta, provocando la fácil eliminación del electrón y dificultando la ganancia de los 18 Química

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electrones. En la figura 8, se muestra la variación de la afinidad electrónica en la tabla periódica.

Al recorrer un periodo de izquierda a derecha la afinidad electrónica aumenta. Esto se explica, por el aumento de carga nuclear efectiva que provoca que el tamaño disminuya, haciendo más difícil eliminar un electrón y facilitando la ganancia de electrones.

Electronegatividad Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace.

La electronegatividad al igual que la afinidad electrónica, aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. De forma tal, que el elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo es el francio.

Figura 9. Variación de la electronegatividad de los elementos

La electronegatividad es una propiedad molecular que se manifiesta cuando los átomos se encuentran unidos y es importante para predecir el tipo de enlace formado. En la figura 9, se muestra la variación de la electronegatividad en la tabla periódica.

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Energía de Ionización Es la energía mínima en (kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

Al recorrer de arriba hacia abajo un grupo de la tabla periódica, la energía de ionización disminuye. Esto es, debido a que el átomo aumenta de tamaño y por consiguiente, la distancia del núcleo hacia los electrones externos aumenta, provocando la fácil eliminación del electrón.

Al recorrer un periodo de izquierda a derecha la energía de ionización aumenta.

Esto se explica por el aumento de carga nuclear efectiva que provoca que el tamaño disminuya haciendo más difícil eliminar un electrón. En la figura 10 a, se muestran algunas energías de ionización de elementos en Kj/mol de acuerdo a su periodo y a su familia o grupo. Y en la figura 10 b, se muestra la variación de la energía de ionización en la tabla periódica.

Figura 10 a. Energías de ionización (Kj/mol)

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Figura 10 b. Variación de la afinidad electrónica de los elementos

Actividad 4. De acuerdo a las definiciones de las propiedades periódicas de los elementos, sin revisar las mismas, realiza lo que se te pide en cada uno de los siguientes puntos:

1. Completa el texto siguiente: En la Tabla Periódica actual, los elementos químicos conocidos aparecen colocados por orden creciente de su número ______ en 7 filas horizontales, llamadas _______ y 18 columnas, llamadas_______, cuyos elementos tienen un comportamiento químico_____.

2. Tendencia a ganar o perder electrones. Clasifica los átomos según su tendencia a ganar o perder electrones: Cl, Ca, O, Fe, K, Ba, F. a) Átomos con tendencia a perder fácilmente e-. b) Átomos que difícilmente pierden e-.

3. En la tabla periódica, al pasar de un elemento al siguiente, sus átomos aumentan en: a) Un neutrón en el núcleo y un electrón en el último nivel de energía. b) Un electrón en el último nivel de energía, el núcleo permanece igual. c) Un protón en el núcleo y un electrón en el último nivel de energía.

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d) Un protón y un neutrón en el núcleo, el último nivel de energía permanece igual.

4. El tercer período de la Tabla Periódica está formado por los elementos Na, Mg, Al, Si, P, S ¿Cuál de ellos posee menor tamaño (radio atómico)? a) El Sodio

b) El Magnesio

c) El Aluminio

d) El Fósforo

e) El azufre

5. Un ión calcio (Ca2+) posee respecto al átomo de calcio (Ca): a) El mismo número de protones y electrones. b) El mismo número de electrones y distinto número de protones. c) Menor número de electrones. d) Mayor número de protones.

6. En el grupo de los halógenos, formado por los elementos F, Cl, Br, I y At ¿Cuál de ellos posee mayor electronegatividad? a) El Flúor

b) El Astato

c) El Yodo

d) El Cloro

e) Bromo

7. Señala las afirmaciones correctas: a) Los elementos Li y Na tienen propiedades químicas parecidas por estar en el mismo grupo. b) Los elementos con carácter metálico tienen tendencia a formar iones negativos. c) Los no-metales tienen tendencia a ganar electrones.

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UNIDAD 3. MATERIA Y NOMENCLATURA

Introducción El mundo material que nos rodea está formado por elementos, compuestos y mezclas. Si miramos a nuestro alrededor, observaremos que las rocas, la tierra, los árboles, las nubes, los seres humanos, etc. Son mezclas complejas de elementos y compuestos químicos en los que necesariamente hay distintos tipos de átomos enlazados entre sí.

En las unidades anteriores hemos tenido la oportunidad de aprender los conceptos básicos de la química, además se ha estudiado al átomo y su estructura, pero no hemos analizado cuál es la forma en que se unen para formar moléculas y qué fuerzas son las que los mantienen unidos.

3.1 Clasificación de la materia A la materia podemos clasificarla tomando en cuenta dos criterios fundamentales: por su estado de agregación y por su composición.

Por su estado de agregación, la posibilidad de que la materia pueda presentarse en cinco estados: solido, líquido, gaseoso, plasma y gel.

Clasificación de la materia por su composición

La materia se nos presenta en muy diversas formas en la naturaleza, formando cuerpos materiales homogéneos y heterogéneos.

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Nivel macroscópico y submicroscópico.

A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto, por tanto, es al que mayor acceso tenemos, está referido a todo aquello que podemos observar, medir, tocar y sentir. A este nivel pertenecen las sustancias y las mezclas de sustancias.

Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Sustancias constituidas por un conjunto de átomos del mismo número atómico. Por tanto, tienen el mismo número de protones en el núcleo de sus átomos y por consiguiente el mismo número de electrones.

Los elementos pueden estar constituidos por átomos, moléculas (diatómicas, triatómicas, tetratómicas, poliatómicas) o redes cristalinas.  Los elementos que están constituidos por moléculas diatómicas son el yodo (I 2), bromo (Br2), cloro (Cl2), flúor (F2), oxígeno (O2), nitrógeno (N2) e hidrógeno (H2).  Los elementos que están constituidos por moléculas triatómicas, tetratómicas y poliatómicas son el ozono (O3), el fósforo (P4), el azufre (S8), entre otros.  Los elementos que están constituidos por átomos libres o separados entre sí, son los gases nobles, helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).  Los elementos que están constituidos por átomos ordenados en redes cristalinas son el carbono (diamante), los metales (Fe, Ag, Cu, etc.)

Los compuestos son sustancias que resultan de la unión o combinación química de dos o más elementos diferentes en proporciones fijas (definidas o constantes). Cada compuesto tiene una fórmula química que nos indica estas proporciones. Los compuestos pueden ser covalentes o iónicos. La parte representativa de un 24 Química

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compuesto covalente es la molécula. La parte representativa de un compuesto iónico es la celda unitaria.

Las moléculas de un compuesto son iguales y están

constituidas por átomos o iones diferentes.

Las mezclas pueden también ser definidas como la unión física o agregación de dos o más sustancias en proporciones variables, donde cada una de ellas conserva sus propiedades originales. Dependiendo de su aspecto, las mezclas se clasifican en: homogéneas y heterogéneas.

Mezcla homogénea: Materia constituida por dos o más sustancias que a simple vista se presenta en una sola fase y cuyas partículas no pueden ser observadas ni utilizando un instrumento que aumente nuestra visión. Se denomina fase a toda porción de materia que posee composición y propiedades distintas a las otras partes del sistema. Por ejemplo, el agua y el aceite presentan dos fases distintas.

A las mezclas homogéneas se les conoce como disoluciones, estas pueden ser sólidas líquidas o gaseosas. A las disoluciones sólidas se les conoce como aleaciones, por ejemplo, latón (Cu-Zn), amalgama (Hg-Ag), bronce (Cu-Sn), acero (Fe-C). Ejemplos de disoluciones líquidas tenemos el agua de mar, de la llave, de los ríos, entre otras y gaseosa, el aire, el gas doméstico, etc.

Mezcla heterogénea: Materia constituido por dos o más sustancias, que a simple vista se distinguen o se aprecian dos o más fases distintas y cuyo tamaño de las partículas es tan grande que permite observarlas. Ejemplos: CO2 liberándose en un refresco, agua y arena, la arena misma, aceite en agua, entre otros.

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Cuando dos líquidos no se disuelven entre sí, se dice que son inmiscibles. A la mezcla que se produce cuando se agitan con vigor se le llama emulsión. Un ejemplo de emulsión muy común en la cocina, es el aderezo para ensaladas. Las partículas de una disolución son del tamaño atómico-molecular, mientras que las partículas dispersas en un coloide son agregados moleculares y de mayor tamaño que las de una disolución, pero de menor tamaño que las de una suspensión, de forma tal que no sedimentan. Son ejemplos de coloides, la leche (sólido en líquido), la niebla (líquido en gas), la espuma (gas en líquido), la gelatina (sólido en líquido), el polvo en el aire (sólido en gas).

Actividad 1. Organizar un mapa conceptual del tema de “Clasificación de la Materia”

Compues tos: • • •

Agua Sal común Amoniaco

MEZCL AS Química

SUSTA NCIAS PURAS Heterogéne as (suspensio nes): •

• •

Son en las que se identifican las sustancias.

Piezas Aderezos

Elemen tos: • • •

Oxíge no Hidró geno Hierro

MAT ERIA

Homogé neas (solucio nes): Se mezclan perfectamente bien y no se distinguen las sustancias que hay.

• •

Agua con sal Enjuague

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Actividad 2. Subraya la respuesta correcta.

1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a un compuesto? a) Podemos separarlos por métodos físicos b) Contienen átomos del mismo tipo c) Las sustancias que lo forman conservan sus propiedades originales d) No pueden ser separados por métodos químicos e) Las sustancias que lo forman se unen en proporciones definidas 2. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a las mezclas? a) En el momento de su formación, generalmente no hay manifestación notoria de energía b) Unión física de dos o más sustancias en proporciones variables c) Sus componentes conservan sus propiedades originales d) Todas las anteriores son correctas 3. ¿Cuáles de las siguientes expresiones que se utilizan, significan lo mismo y cuáles son diferentes? a) Una sustancia y una sustancia pura b) Una mezcla heterogénea y una disolución c) Una sustancia y una mezcla d) Una mezcla homogénea y una disolución 4. Si se agregan unas gotas de vainilla a un globo de látex y posteriormente se infla, se ata y se agita, lograremos percibir que el olor sale del globo, ¿a qué consideras que se deba esto? a) A que el material con el que está hecho el globo, es poroso b) A que las moléculas de la vainillina son más pequeñas que los poros c) A que las moléculas de la vainillina se mueven libremente d) a, b y c son correctas 27 Química

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5. El agua de mar no es una sustancia porque: a) su composición puede ser variable de una muestra a otra b) es un líquido c) está salada d) tiene hidrógeno como parte de su composición 6. ¿Cuál de las siguientes mezclas es heterogénea? a) Una muestra de argón e hierro en un mismo contenedor b) Azúcar c) Azúcar en agua d) Muestras de nitrógeno y oxígeno en un mismo contenedor 7. Todo cuerpo material homogéneo que tiene una composición uniforme es una a) Mezcla

b) Sustancia

c) Sustancia sólida

d) Sustancia gaseosa

3.2 Enlace químico y electrones de valencia El enlace químico se define como la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, moléculas e iones, la cual siempre es de naturaleza eléctrica. También puede definirse como las distintas formas como se unen químicamente, los átomos e iones entre sí, para formar moléculas o grandes entramados de millones de átomos e iones llamadas redes cristalinas.

Existen varios tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes (simple, doble, triple, coordinado), metálicos, así como las interacciones que se dan entre las moléculas (enlace puente de hidrógeno y fuerzas de van der Waals).

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Electrones de valencia A los electrones externos de un átomo se les conoce como electrones de valencia.

Estos juegan un papel muy importante en la formación de los enlaces químicos entre los átomos e iones y son los responsables de las propiedades químicas. En la figura 11, se muestra la clasificación de los números de valencia de acuerdo a la posición en la tabla periódica.

Debemos a Edward Frankland el concepto de “poder de combinación”, que luego derivó en el de “valencia”. Frankland encontró que átomos como N, P, As y Sb se combinaban con radicales orgánicos en las relaciones 1:3 y 1:5, mientras que Zn, Hg y O lo hacían en la relación 1:2. Con lo que concluyó: …independientemente de cuál pueda ser el carácter de los átomos que se unen con otro dado, el poder de combinación del elemento atractivo se satisface siempre con el mismo número de aquellos átomos. E. Frankland, 1852.

Sin embargo, el número de oxidación ha venido desplazando al término valencia, porque éste permite definir con mayor precisión la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto. El número de oxidación, es un indicador que compara el ambiente electrónico de un átomo en una molécula con el ambiente electrónico de un átomo aislado del mismo elemento.

Los metales tienen estados de oxidación positivos, mientras que los no metales tienen estados de oxidación negativos cuando se unen con los metales y los metaloides. Los no metales presentan estados de oxidación positivos, cuando se unen a otro elemento no metálico más electronegativo. Es importante aprender los números de oxidación de los elementos, ya que nos serán de utilidad en la construcción de fórmulas químicas.

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Figura 11. Números de valencia de los elementos

Una fórmula química se usa para expresar la composición cualitativa y cuantitativa de las moléculas o las unidades fórmulas que constituyen una sustancia molecular o reticular respectivamente. Una fórmula química está constituida por símbolos químicos, subíndices y coeficientes.

Los símbolos químicos representan macroscópicamente el tipo de elementos presentes en el compuesto y submicroscópicamente el tipo de átomos en la molécula o unidad fórmula.

Los subíndices representan el número de átomos de esos elementos presentes en el compuesto o el número relativo de iones en una celda unitaria de un compuesto iónico. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico.

Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula; así como también el número de moles presentes de la sustancia.

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Coeficiente

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Símbolos químicos 3 Fe2(SO4)3

Subíndices

Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de las sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

Para escribir una fórmula química se requiere conocer los números de oxidación de los elementos que participan en la formación del compuesto, pues al cruzar los valores numéricos sin los signos positivos y negativos, estos pasan a formar los subíndices en la fórmula. La suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad fórmula deben sumar cero para ser eléctricamente neutros.

Oxígeno (seis átomos)

Ca (NO3)2

Calcio (un átomo)

Nitrógeno (dos átomos)

3.3 Nomenclatura Para entender la Nomenclatura Química es importante aprender los símbolos químicos, es decir, es importante aprender los símbolos de los elementos que se encuentran en la TABLA PERIÓDICA. Así pues, tendrás que traer contigo SIEMPRE tu tabla periódica. La tabla periódica se divide en dieciocho grupos (o familias) y siete periodos. Otra cosa que debemos memorizar muy bien es el NUMERO de OXIDACIÓN más común con el que trabaja cada elemento.

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Hay algunos elementos como los de la familia I o alcalinos (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) los cuales trabajan SIEMPRE con el número de oxidación +1, la familia de los alcalinotérreos o del grupo 2 trabaja con +2.  El hidrógeno es un no metal, que puede trabajar con -1 cuando está unido a algún metal alcalino.  La familia 17 o de los halógenos trabaja con -1, a menos que estén unidos a oxígeno, entonces su número puede variar de +1 a +7.  El oxígeno (O) trabaja siempre con -2 a menos que este como peróxido (-1). El azufre (S) si está unido sólo a hidrógeno o a un metal alcalino, entonces su número de oxidación será -2; si está unido a oxígeno su número de oxidación puede variar de +1 a +5.  El fósforo y el nitrógeno pueden tener varios números de oxidación que básicamente pueden variar de +1 a +5, aunque el nitrógeno también trabaja con -3.

De los metales de transición (familias 3 a 12) los números de oxidación pueden variar y te tocará a ti averiguar cuáles son los más comunes de aquellos elementos que más utilizaremos como: hierro, cromo, zinc, plata, cadmio, mercurio, níquel, manganeso, cobalto, vanadio. Averigua también el número (o números) de oxidación más común para elementos como: estaño, galio, indio, plomo, boro, carbono, aluminio, silicio, arsénico.

Cuando un elemento pierde o gana electrones forma los que llamamos iones positivos o cationes e iones negativos o aniones; de estos cationes y aniones hay algunos que son muy comunes y que tendrás que aprender a reconocer rápidamente, estos son:

a) Aniones: 32 Química

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Los aniones normalmente están formados por no metales y para nombrarlos se toma la raíz del nombre del elemento y se le añade un sufijo. Algunas de las raíces que debes considerar son: H hidro B bor

C carb

N nitr

O ox

Si silic

P fosf

S sulf

Cl clor

F fluor

I. Aniones monoatómicos: aquellos que están formados por átomos iguales o átomos del mismo elemento. Para nombrarlos decimos ion, la raíz del elemento y le añadimos el sufijo –uro cuando no están relacionados a oxígeno e –ido cuando se relacionan a éste.

H- ion hidruro

O2- ion oxido

N3- ion nitruro

S2- ion sulfuro

Cl- ion cloruro

Los aniones poli-atómicos son aquellos formados átomos diferentes o de elementos diferentes OH- ion hidróxido

CN- ion cianuro

O22- ion peroxido

II. Aniones poliatómicos que contienen oxígeno, sus nombres terminan en –ato – ito. La terminación -ato es usada para el oxianión que tiene al elemento central con número de oxidación más alto. La terminación –ito es usada para el oxianión que tiene al elemento central con número de oxidación más bajo.

NO3-

nitrato aquí el nitrógeno (que es el elemento central) tiene número de oxidación +5.

NO2

-

nitrito aquí el nitrógeno (que es el elemento central) tiene número de oxidación +3.

SO42- sulfato aquí el azufre (que es el elemento central) tiene número de oxidación +6.

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SO32- sulfito aquí el azufre (que es el elemento central) tiene número de oxidación +4. __________________________________________________________________ Ejercicio: ¿Cómo determinas el número de oxidación del azufre en el compuesto sulfato de sodio Na2SO4? 

Primero considera que la molécula es neutra, es decir no tiene carga ni positiva ni negativa.



Después considera los números de oxidación de aquellos elementos que sabes que son fijos, por ejemplo el sodio que su número de oxidación siempre es +1, y el oxígeno que su número de oxidación siempre es -2.



Ahora cuenta los átomos que tienes de cada uno de ellos. Si tienes dos átomos de sodio, tendrás dos cargas positivas. Si tienes cuatro oxígenos tendrás [(4O X -2)= -8] -8 cargas negativas, entonces -8 +2 (del sodio)= -6 necesitas 6 cargas positivas para que la molécula sea neutra. Por lo que el azufre debe tener un número de oxidación de +6.

__________________________________________________________________

Cuando se tienen más de dos oxianiones con el mismo átomo central se le debe añadir el prefijo per- al oxianion que tiene el mayor número de átomos y el prefijo hipo- al que tiene el menor número de átomos.

ClO4- ion perclorato

ClO- ion hipoclorito

ClO3- ion clorato

(CrO4)2- ion cromato

ClO2- ion clorito

Cr2O72- ion dicromato en el caso del dicromato se unen dos iones cromato.

SCN- ion tiocianato es de los pocos iones que no tienen oxígeno y que su terminación es -ato b) Cationes: I. Los cationes que se forman de los átomos metálicos tienen el mismo nombre que el metal.

Na+ ion sodio

Zn2+ ion zinc Al3+ ion aluminio

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II. Si el metal puede formar cationes con diferentes cargas, la carga positiva se escribe entre paréntesis y con números romanos.

Fe2+ ion hierro (II)

Cu+ ion cobre (I)

Fe3+ ion hierro (III)

Cu2+ ion cobre (II)

Esta es la nomenclatura moderna, pero también te puedes encontrar la nomenclatura antigua en donde las terminaciones son –oso para el número de oxidación más bajo e –ico para el número de oxidación más alto.

Fe2+ ion ferroso

Cu+ ion cuproso

Fe3+ ion férrico

Cu2+ ion cúprico

III. Cationes formados por átomos no metálicos cuyos nombres terminan en –io.

NH4+ ion amonio

H3O+ ion hidronio

Para escribir una fórmula química primero debes poner al catión (aunque sea compuesto) y después al anión (aunque sea compuesto), ejemplos (la parte subrayada es el catión): HCl; NaBr; (NH4)2SO4; K2Cr2O7.

Para nombrar a los compuestos químicos primero debemos nombrar al anión y después al catión. Debemos tener cuidado con los subíndices. Así pues, utilizar la notación latina: di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6), etc. cuando en subíndice está más cerca del átomo y la notación griega (bis (2), tris (3), tetra (4), penta (5), etc.)

La nomenclatura inorgánica es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar los compuestos químicos inorgánicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura

química,

la

cual

se

encarga

de

establecer

las

reglas

correspondientes.

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Las funciones químicas inorgánicas están constituidas por el conjunto de compuestos que tienen propiedades químicas muy semejantes, debido al que en sus moléculas existen uno o más átomos iguales.

Un grupo funcional está constituido por una agrupación de átomos, comunes a todos los compuestos de una misma función. En química inorgánica existen cinco funciones principales: óxido, hidróxido, ácido, hidruro y sal.

3.3.1 Nomenclatura de los óxidos básicos La tabla 4, muestra tres tipos de nomenclatura para formar y nombrar a los compuestos químicos óxidos básicos.

Tabla 4. Tipos de nomenclatura para los óxidos básicos (Metal +Oxigeno) Nomenclatura Tradicional Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática  Se utiliza el nombre genérico  Consiste en indicar el E.O*,  Consiste en la utilización de óxido seguido del nombre del con números romanos y prefijos griegos para indicar el metal terminando en el sufijo entre paréntesis, al final del número de átomos de cada oso para el menor E.O, o de lo elemento. elemento presente en la contrario, el sufijo ico para el formula. mayor E.O.  Si el metal posee in E.O,  Cuando el metal tiene un E.O entonces se omite el  Los prefijos que se utilizan son: también se puede utilizar el número romano. mono (1), di (2), tri (3), tetra (4), sufijo ico. penta (5), etc.

E. O. Estado de oxidación

Ejemplo:

Fe 2 O 3

Óxido Férrico

Trióxido de difierro Óxido de Fierro (III)

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3.3.2 Nomenclatura de los óxidos ácidos NO METAL + OXÍGENO → ANHIDRIDO

Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con el oxígeno. Se denominan también anhídridos y muchos de ellos son gaseosos. En la nomenclatura tradicional el nombre genérico es Anhídrido y el sufijo -ico a la raíz del nombre del elemento si sólo presenta una valencia. Si tiene dos valencias, los sufijos –oso e -ico. Y si tiene más de dos valencias, se usan los afijos (sufijos y prefijos) de la tabla 5:

Tabla 5. Sufijos y prefijos de acuerdo al número de valencia de los elementos E. O +1 o +2 +3 o +4 +5 o +6 +7

PREFIJO hipo …. …. hiper o per

SUFIJO Oso Oso Ico Ico

Actividad 3. Completa la tabla 6, para la formación y nombres de los óxidos, poner mucha atención en el tipo de nomenclatura.

Tabla 6. Formación y nombres de los óxidos M+v O-2

Fórmula

Nombre tradicional

Nombre stock

Nombre sistemática (IUPAQ)

Cu+2 O-2 37 Química

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Al2O3 Óxido de cromo (VI) Óxido cobáltico Monóxido de hierro Na2O Fe+3 O-2 3.3.3 Nomenclatura de Hidróxidos (Bases) Es un compuesto ternario que posee el grupo funcional hidróxido (OH) -1. Se caracteriza por tener sabor amargo, azulear el papel de tornasol, neutralizar a los ácidos. Por lo general se obtiene combinando el óxido básico con el agua.

Obtención general: óxido básico + H2O ↔ Hidróxido

Ejemplos:

MgO + H2O ↔ Mg (OH)2 Hidróxido de Magnesio

Nomenclatura Tradicional: Hidróxido férrico Fe3+ + (OH)1- ↔ Fe (OH)3

Nomenclatura Stock: Hidróxido de hierro (III) Nomenclatura Sistemático: Trihidróxido de hierro

Actividad 4. Completa la tabla 7, formando al compuesto hidróxido correcto, guíate con el ejemplo.

Tabla 7. Ejercicios de hidróxidos Catión/Anión Formula Nomenclatura Stok Fe3+

Fe(OH)3

Hidróxido de hierro (III)

Nombre Común Hidróxido Férrico

Ca2+ Li+ 38 Química

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Fe2+

3.3.4 Nomenclatura de Hidruros Metálicos Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un elemento con el hidrógeno. De acuerdo con el tipo de elemento con que se combine, los hidruros se clasifican en hidruros metálicos e hidruros no metálicos.

Obtención: elemento + hidrógeno

↔ hidruro

Formulación Donde: Na2+ + H1+ ↔ NaH2 Las valencias de los elementos frente al hidrogeno se muestran en la tabla 8.

Tabla 8. Valencias de los elementos según su grupo en la tabla periódica Grupo IA IIA IIIA IV A VA VI A VIIA VIII A Valencia

1

2

3

4

Para nombrar los hidruros metálicos se

5

6

7

8

utiliza la nomenclatura de stock y la

nomenclatura sistemática como lo muestra la tabla 9.

Tabla 9. Hidruros metálicos Fórmula Nombre tradicional Fórmula LiH NaH

Hidruro de litio

Nombre tradicional

CaH2

Hidruro de calcio

AlH3

Hidruro de aluminio

MgH2 Actividad 5. Busca uso/aplicación de los hidruros metálicos en la vida cotidiana y realiza un díptico “promocionando” el compuesto.

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3.3.5 Nomenclatura de Hidruros No Metálicos.

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento no metálico con el hidrógeno, se presentan en estado gaseoso.

Obtención: No metal + hidrógeno ↔ hidruro no metálico

A los hidruros no metálicos los clasificamos en dos grupos: -

Hidruros especiales

-

Ácidos hidrácidos (anfigenuros y haluros de hidrógeno)

a) Hidruros especiales. Son los hidruros de los no metales de los grupos IIIA (B), IVA (C, Si) y VA (N, P, As, Sb), poseen nombres especiales (comunes) que son aceptados por la IUPAC. En general son sustancias gaseosas muy tóxicas. En soluciones acuosas no poseen carácter ácido. Se muestran algunos en la tabla 10.

Tabla 10. Hidruros especiales Formula Nomenclatura Nombre Formula Convencional Sistemático NH3 Amoniaco Hidruro de BH3 Nitrógeno (III) AsH3 Arsina Hidruro de CH4 Arsénico

Nomenclatura Convencional Borano Metano

Nombre Sistemático Hidruro de Boro Hidruro de carbono

Actividad 6. Busca información sobre el uso del amoniaco, y realiza un “comic” donde expliques la aplicación de éste compuesto.

b) Ácidos hidrácidos. Son los hidruros de los no metales del grupo VIIA y VIA, cuyas soluciones acuosas poseen carácter o propiedades ácidas. Algunos ejemplos se muestran en la tabla 11.

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Tabla 11. Ácidos hidrácidos Formula Nomenclatura Convencional Nombre Sistemático (Disolución acuosa) HF

Ácido Fluorhídrico

Fluoruro de hidrógeno

HCl

Ácido clorhídrico

Cloruro de hidrógeno

H2S

Ácido sulfhídrico

Sulfuro de dihidrógeno

H2S

Ácido Selenhídrico

Seleniuro de dihidrógeno

Actividad 7. Del ácido clorhídrico infórmate qué impacto ambiental y económico tiene en México, y realiza una nota técnica de esta información (formato libre).

3.3.6 Nomenclatura de sales (binarias) Las sales haloideas mejor conocidas como haluros, son sales que se forman generalmente de la combinación de un ácido binario (hidrácido) con una base. Al dar nombre a los haluros, éstos siempre llevarán la terminación uro.

Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido con una base, produciéndose así una reacción de neutralización. Existen dos tipos de sales: binarias y ternarias. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido binario (HF, HCl, HBr, HI), ésta puede ser binaria o ternaria.

Si la sal proviene de un ácido ternario (H2SO4, HNO3, H3PO4, HClO, etc.), ésta puede ser ternaria o cuaternaria.

Ejemplo: HCl

+

NaOH

↔

NaCl

+

H2O

Acido Clorhídrico + Hidróxido de sodio producen Cloruro de sodio y agua 41 Química

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Actividad 8. De manera colaborativa asigna la formula química a cada una de las SALES que se presentan en la tabla 12, y coloca el nombre correcto de las sales que se presentan en la tabla 13. Puedes usar la tabla del anexo 2.

Actividad 9. Repasa lo aprendido en la siguiente página http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatura/page /0/1

Actividad 10. Realiza las actividades que se solicitan en el portal y entrega un reporte de tus resultados.

Tabla 12. Asignación de las fórmulas de las sales Nombre de la Sal

Fórmula

Nombre de la Sal

química

Fórmula química

Cloruro de bario

Nitruro de potasio

Bromuro de plata

Fosfuro de berilio

Yoduro de mercurio (II)

Cloruro de hierro (II)

Fluoruro de hierro (III)

Bromuro de niquel (II)

Sulfuro de litio

Yoduro de cobre (II)

Selenuro de berilio

Fluoruro de oro (III)

Tabla 13. Asignación del nombre de las sales Fórmula química

Nombre de la Sal

Fórmula

Nombre de la Sal

química 42

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SrCl2

CuS

CaF2

PtBr4

Ag2Se

K2Te

Na3N

BaS

AlCl4

SnCl4

PbI2

PbBr4

UNIDAD 4. ESTEQUIOMETRIA

4.1 El Mol 43 Química

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Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de

12C.

Se ha demostrado

que este número es: 6.0221367 x 1023. Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

4.2 Peso atómico y molecular Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, en los 11.1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1.6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10-23 gramos. Si

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ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1.0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15.995 uma. Una vez que se determinan las masas de todos los átomos, se asigna un valor correcto a las uma, por ejemplo: 1 uma = 1.66054 x 10-24 gramos y viceversa: 1 gramo = 6.02214 x 1023 uma

Masa Molar  Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.  Un átomo de

24Mg

tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble

de la masa de un átomo de 12C.  Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C.  Dado que por definición una mol de átomos de

12C

pesa 12 gramos, una mol

de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese: Que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de un mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).

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Actividad 1. Completa la tabla 14, de masas atómicas, guíate con el ejemplo.

Tabla 14. Masas atómicas Moles

Átomos

Gramos (Masa atómica)

1 mol de S

6.022 x 1023 átomos de S

32.06 g de S

1 mol de Cu 1 mol de N 1 mol de Hg 2 moles de K 0.5 moles de P

4.3 Peso molecular El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química. Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de: [2 x (1.0079 uma)] + [1 x (15.9994 uma)] = 18.01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.  Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos  Un par iónico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos

Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.

Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será: [6 x (12 uma)] + [12 x (1.00794 uma)] + [6 x (15.9994 uma)] = 180.0 uma

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Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares.

El peso fórmula del NaCl es: 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma Ejemplo: Calcula el peso molecular del siguiente compuesto Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)

Cu

3 x 63.55

= 190.65

P

2 x 30.97

=

O

8 x 16

= 128

61.94

380.59 Actividad 2. Completa la tabla 15, obtén el Peso Molecular (PM).

Tabla 15. Fórmula, nombre, peso molecular (PM) Fórmula

Nombre

PM

Fórmula

Nombre

Ca3(PO4)2

fosfato de calcio

HNO3

ácido nítrico

C6 H12 O6

sacarosa

C2H4O2

ácido acético

oxido de calcio

óxido férrico

HCl

CaSO4

KOH

CuSO4

H2SO4

K2MnO4 cloruro de sodio

PM

permanganato de potasio

Fe(OH)3

4.4 Otros conceptos  Estequiometría. Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.

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 Estequiometría de composición. Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los elementos de los compuestos.  Elemento. Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.  Isótopos. Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.  Ión. Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.  Número atómico, Z. De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.  Número másico (número de nucleones). Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.  Defecto de masa. Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).  Fórmula. Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia.  Unidad fórmula o fórmula unitaria. La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.  Fórmula empírica (fórmula más simple). Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.  Fórmula molecular. Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.  Hidrato. Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.

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 Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).

Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.  Unidad de masa atómica (uma). Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama Dalton.  Masa atómica. De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.  Peso atómico. El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.  Masa molecular. Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.  Peso molecular. Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.  Masa fórmula. Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.  Peso fórmula. La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.  Composición porcentual. El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.  Mol. Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0.012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.  Constante de Avogadro. Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023 mol-1.

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 Masa molar. Es la masa de un mol de una sustancia.

Actividad 3. Estudia, comenta y analiza los conceptos anteriores. En parejas, elabora un memorama de 10 conceptos, donde coloques en una carta (en cualquier tipo de material, sea cartón, fomi, madera, etc.,) el nombre del concepto y en la otra carta el significado, para que así encuentres el par, juega con tus compañeros y el que más pares encuentre ganará puntos, se evaluará la creatividad.

4.5 Reacción química y ecuaciones químicas Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.

Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe: 2H2 + O2→ 2H2O 

El "+" se lee como "reacciona con"



La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominados reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

4.5.1 Método de balanceo por Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en: a) H2SO4 hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos 50 Química

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b) 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las fórmulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Observa el siguiente de balanceo de ecuaciones químicas por el método de tanteo.

Ver el video 1 para mejor comprensión.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

H2O + N2O5  NHO3

a) Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5  2 NHO3

b) Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3).

c) Para el Oxígeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2NHO3)

Actividad 4. Realiza los ejercicios por balanceo por tanteo, propuestos en la tabla 16, intercámbialos con tus compañeros y revisa de acuerdo a la solución que se publique en el pizarrón, deberán pasar a realizarlo de acuerdo al alumno que asigne el profesor, éstos serán supervisados por él mismo:

Tabla 16. Balanceo de ecuaciones por tanteo 51 Química

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HCl + Zn  ZnCl2 + H2

MnO2 + Al  Al2O3 + Mn

HCl + Zn → ZnCl + O2

Ca + O2  CaO

KClO3  KCl + O2

P4O10 + H2O  H3PO4

KClO3  KCl + O2

Ca + N2 Ca3N2

Na + H2O NaOH

CdCO3  CdO + CO2

Mg + N2  Mg3N2

C2H6 O + O2  CO2 + H2O

4.5.2 Balanceo por Método Algebraico Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Este método nos permite detectar si una reacción química, está mal planteada, por ejemplo, puede suceder que un compuesto no esté bien colocado. Ver el video 2 para mejor comprensión.

Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos: 1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual.

Ejemplo:

Fe + O2  Fe2O3 A

B

C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica: Para el Fierro A = 2C y para el Oxigeno 2B = 3C 3) Este método permite asignarle un valor (un número arbitrario) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C: Por lo 52 Química

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tanto si C = 2. Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos: 2B=3C; 2B = 3(2); B = 6/2; B = 3. Los resultados obtenidos por este método algebraico son: A = 4, B = 3 y C = 2. Estos valores los escribimos como coeficientes en las fórmulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación: 4Fe + 3O2  2 Fe2O3

Otro ejemplo: HCl + KMnO4  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 A

B

C

D

E

F

Si B = 2; un “número arbitrario” por lo tanto 4B = E, esto es: 4(2) = E; Así que B = C; A = 2E;

A=2E

Cl:

A=C + 2D + 2F

K:

B=C

Mn:

B=D

O:

4B=E

E = 8;

entonces: C = 2 y si B = D;

A = 2 (8);

H:

por lo tanto

D = 2;

A = 16;

Ahora sustituimos en A = C + 2D + 2F; 16 = 2 + 2(2) + 2F; despejamos F = 10/2;

F=5

Quedaría: 16 HCl + 2 KMnO4  2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 Actividad 5. Realiza los ejercicios por método de balanceo algebraico que se presentan en la tabla 17.

Tabla 17. Balanceo de ecuaciones método algebraico PCl5 +H2O  H3 PO4 + HCl

Fe + H Br  FeBr3 + H2

NaOH + CO2  KCl + NaCO2 +H2O

FeCl3 + NH4OH Fe(OH)3 + NH4Cl

C3H8 + O2  CO2 + H2O

Ba + H2SO4  BaSO4 + H2

CO2 + H2O  C6H12O6 + O6

Mg + HCl  MgCl2 + H2 53

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CaCO3 +HCl  CaCl2 + H2O +CO2 (g)

Al2(SO4)3 + NaOH → Al(OH)3 + Na2SO4

Actividad 6. De las reacciones anteriores, en equipo, buscar alguna de ellas y explica en dónde se genera en la vida cotidiana. Con esta información elabora una noticia (realizando un video, puede haber varios personajes, tales como el reportero, y el locutor), notificando que se produjo este acontecimiento (anunciar lo que sucede con determinada reacción, por ejemplo una explosión), por causa de la reacción (nombrar adecuadamente los compuestos que intervienen en la reacción).

BIBLIOGRAFIA Alcantara, B. Química Inorgánica Moderna. ECLALSA.

Burns R. A. (1996) Fundamentos de química. Editorial Pearson Educación. México.

Chang, Raymond. 2002 Química. Editorial Mc Graw Hill. Séptima Edición.

Disponible en: http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang

Choppin, G. (2005). Química. Reimpresión pública cultural.

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G. Devore y Muñoz, M. Química Orgánica G. Publicaciones Cultural.

Moeller, T. (1988). Química Inorgánica. Barcelona: Reverté.

Petrucci, R. y col. 2011. Química general. Décima edición. Pearson.

Otras ligas de interés: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimicaTIC/index.htm http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/m ateriales/tabla_period/tabla4.htm http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/ http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/nomenclatura/page /0/1 ANEXO 1 Lectura 1. La evolución de los modelos Atómicos La historia del átomo es un ejemplo del MÉTODO CIENTÍFICO: se idean modelos de como creemos que es la realidad de la materia, un evento o un fenómeno, que son válidos si explican hechos conocidos y previenen otros desconocidos, y dejan de ser válidos cuando nuevos resultados experimentales no concuerdan con el modelo. Esto es lo que ocurrió con la idea de átomo (y posiblemente la historia continúe...).

UN MODELO ATÓMICO es una representación que describe las partes que tiene un átomo y cómo están dispuestas para formar un todo. Veamos los distintos modelos que han ido surgiendo: 1. Modelo atómico de Dalton En el año de 1808, Dalton estableció su teoría de que la última división de la materia es el átomo, que quiere decir a, privativa, tome división. La imagen del átomo expuesta por 55 Química

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Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Química, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

Los aspectos principales del modelo y la teoría de Dalton que son todavía útiles son: - Toda la materia esta formada por partículas extraordinariamente diminutas, llamadas átomos.

- Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre si particularmente en peso, pero diferentes de todos los demás elementos.

- Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre si.

- Los átomos permanecen indivisibles, incluso en la reacción química.

A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas. Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas. Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de la misma.

Distintas experiencias demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

Por lo tanto, la pregunta era: ¿LAS CARGAS ELÉCTRICAS FORMAN PARTE DE LOS ÁTOMOS? 2. El modelo atómico de Thomson Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio Nobel de Fisca en 1906. J.J. Thomson encontró que en los átomos existe una partícula con carga eléctrica negativa, a la que llamó electrón. Pero como la materia solo muestra sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones (la electrolisis, la adquisición de carga eléctrica cuando frotamos los cuerpos …), debemos suponer que es neutra.

Así: “El átomo es una esfera maciza de carga positiva en la que se encuentran incrustados los electrones”

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Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a una sandía o a las pasas en un pastel (modelo pudin de pasas). Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva.

En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

3. El modelo atómico de Perrin Jean Perrin, físico francés, fue autor de varios trabajos sobre la constitución del átomo.

Premio nobel 1926. Perrin modifico el modelo de Thomson, sugiriendo que las cargas negativas son externas al budín positivo.

4. El modelo atómico de Rutherford El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El 57 Química

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experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.

Basado en los resultados de su trabajo, demostró la existencia del núcleo atómico.

Rutherford (19011) sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. La más serias de las objeciones encontradas a este modelo fue que casi todo el átomo estaría asociado con electricidad positiva y el átomo debería de tener una gran masa atómica. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.

Los aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford son: - El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.

- El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo.

- La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.

- Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).

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- El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita.

- El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.

El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo.

Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo.

Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

Rutherford postuló que: El núcleo contiene protones en número igual al de electrones del átomo.

Los electrones giran a mucha velocidad en torno al núcleo y están separados de éste por una gran distancia.

La suma de la masa de los protones y de los electrones no coincide con la masa total del átomo, por lo que Rutherford supuso que en el núcleo tenía que existir otro tipo de partículas. Posteriormente, James Chadwick en 1932 descubrió estas partículas sin carga, y masa similar a la del protón, que recibieron el nombre de neutrones.

A partir de 1932 se han descubierto buen numero de partículas que desprenden los átomos en determinadas circunstancias, pero el electrón, protón y neutrón, son consideradas 59 Química

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como las tres partículas fundamentales, componentes permanentes de los átomos de todas las sustancias.

Partícula Electrón Protón Neutrón

Partículas elementales del átomo Símbolo Masa(g) Carga e9.10939x10-28 -1.6022x10-19 p+ 1.67262x10-24 +1.6022x10-19 -24 n 1.67493x10 0

Unidad de carga -1 +1 0

5. Modelo atómico de Bohr En 1913 Neils Borh consiguió explicar el espectro de hidrógeno. Su éxito se debió al aplicar la teoría cuántica de Planck y al modelo de Rutherford. Bohr propuso que el átomo estaba cuantizado, es decir que sólo podía tener unas cantidades de energía permitidas. Esto implicaba que el electrón sólo podía girar en unas orbitas determinadas. Para salvar la contradicción existente entre la teoría de electromagnética (leyes de Maxwell) y el modelo planetario del átomo de Ruteherford, Bohr propuso tres postulados: Primer postulado En su movimiento circular alrededor del núcleo, el electrón no emite energía.

Segundo postulado En su giro alrededor del núcleo únicamente son posibles aquellas órbitas para las cuales el momento angular L Es decir, el radio de la órbita del electrón está cuantizado.

Tercer postulado: Al pasar un electrón de una órbita a otra absorbe o emite energía en forma de fotón cuya frecuencia se obtiene a partir de la ecuación de Planck.

La gran diferencia entre este y el anterior modelo es que en el de Rutherford los electrones giran describiendo órbitas que pueden estar a una distancia cualquiera del núcleo, mientras que en el modelo de Bohr sólo se pueden encontrar girando en determinados niveles.

Bohr propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados de este modelo: 60 Química

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- El átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón.

- El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares, solo puede recorrer una órbita fija a la que llamo orbita estacionaria y al hacerlo, no pierde energía. Sin embargo un electrón puede “saltar o brincar” de un nivel de energía a otro. Cuando un electrón desciende o cae a un nivel de energía, se emite la diferencia de energía como un cuanto de energía. Si el salto es un nivel a otro de más alta energía, debe ser absorbida la energía entre los dos niveles.

- El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve.

- El electrón sólo puede encontrarse en ciertas órbitas circulares permitidas. Estas órbitas se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con la letra n con un valor de n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. La letra n representa los radios de las orbitas y posteriormente se llamaron numero cuántico principal y ahora parámetro cuántico energético fundamental.

Correspondencia entre el modelo atómico de Bohr y el espectro atómico del hidrógeno.

Series de líneas espectrales: encontradas por diversos autores al excitar el átomo de hidrogeno, cada línea del diagrama indica las transiciones electrónicas de los estados excitados, según la mayor o menor energía que tenga el electrón Las leyes de la física clásica no podían explicar porque los átomos tienen niveles definidos de energía, Bohr se vio obligado a declarar que las leyes físicas clásicas no tienen 61 Química

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aplicación a cosas tan pequeñas como los átomos y sugirió, en cambio una teoría cuántica de la estructura atómica.

El éxito de la Teoría de Bohr para explicar los hechos experimentales del espectro del hidrogeno no se repitió con ningún otro elemento. Una de las razones que explican esta falla de la teoría de Bohr a sistemas mas complicados a los del hidrogeno, es que esta teoría no puede extenderse a las interacciones electrón -electrón en átomos de muchos electrones.

6. El modelo actual: llamado mecánico-cuántico Aquí se sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas de energía por la de orbital: zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

A continuación se presenta una breve reseña los de principales sucesos históricos y autores que contribuyeron al desarrollo del modelo atómico actual. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr con al ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein, considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. La elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.

Los cálculos de Sommerfeld llevaron a la introducción de un segundo número cuántico que describe la forma de la órbita que describe el electrón. El número cuántico secundario se representa por la letra l y puede tomar los siguientes valores: l = 0 hasta n-1. Aunque mejoro notablemente el modelo de Bohr, no explico los fenómenos electrónicos que en aquella época parecían indescifrables (efecto Zeeman normal, efecto Stark, efecto Fraday, efecto Kerry).

En 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Plank y Luis Broglie (naturaleza ondulatorio de la materia) y las matematicas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo matemático en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m, donde m esta relacionado con el impulso magnético del electrón.

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Ecuación de onda de Schrödinger La función de onda Ψ normalmente se obtiene introduciendo tres factores Ρ,Ө,Ф, los cuales a su vez son funciones de tres coordenadas, ρ, θ, Ф, que están caracterizados por los tres parámetros n, l, m y que se denominan parámetros cuánticos.

Con las ecuaciones de Schrödinger, el concepto de orbita o de trayectoria definida se desvanece, pero Born interpreta el significado físico de la función de onda de Schrödinger,y hace una comparación con la interpretación de Maxwell, para el campo eléctrico. Born establece que el cuadro del módulo de la función de onda de Schrödinger, indica solamente la manifestación probabilística electrónica, corpuscular u ondulatoria, según las circunstancias experimentales.

Heisenberg, al mismo tiempo que Schrödinger, con base en las ideas de Planck y de De Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las aplicadas por. Schrödinger, Algebra de matrices- establece el principio de incertidumbre que nos explica por qué no se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región espacio-energética y por qué de la región solo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de la región espacio energética de manifestación probabilística electrónica (abreviado reempe), nombre actual de lo que desventuradamente se denominó orbital, arrastrando los conceptos de Bohr-Sommerfeld.

Las ecuaciones de Schrödinger y las ecuaciones de Heisenberg son indeterminadas, y para resolverlas, es necesario apegarse a las restricciones de Diofanto de Alejandra para este tipo de ecuaciones, donde aparecen números enteros y positivos en su solución. Al aplicar esas ecuaciones se deben tener en cuenta las restricciones de Pauli establecidas en la época de Bohr, que nos indican que cada uno de los electrones, en la vecindad del núcleo, debe esta necesariamente caracterizado por la combinación particular y exclusiva de cuatro parámetros cuánticos y para el caso del electrón diferencial, esta combinación “ minimiza” su estado espacio-energético, lo que permite que cada región espacio energética 63 Química

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de manifestación probabilística electrónica (reempe) pueda ser ocupada por dos electrones como máximo.

Pauli proporciono el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por Bohr, Schrödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con los hechos innegables expresados en las clasificaciones periódicas de los elementos de Mendeleev y Moseley.

En el fondo, los trabajos de Schrödinger y Heisenberg coinciden, y de ellos nace la mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica.

Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos, incorporando de la teoría general de la relatividad, de Einstein, a la mecánica ondulatoria, y precisamente en sus ecuaciones es donde aparece el cuarto parámetro con características cuánticas denominado s, además de los ya conocidos n, l, m.

Actualmente la ecuación de Dirac y Jordan es la que describe con mayor exactitud la distribución electrónica en la vecindad del núcleo aprovechando el concepto de regiones espacio-energéticas de manifestación probabilística electrónica (reempe) y al hacerlo, exige el concepto spin. Que con anterioridad a Drac y Jordan, ya habían postulado Uhlenbeck y Goudismit atribuyéndolo al sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, para satisfacer el principio de Pauli.

No es para causar sorpresa que Bohr,Sommerfeld, Planck, De Broglie, Schrödinger, Dirac y Jordan, hayan tenido que usar el concepto impulso para establecer sus teorías y ecuaciones, ya que el concepto impuso es el que relaciona los conceptos tiempo, espacioenergía y materia.

Heisenberg establecio el principio de incertidumbre al estudiar las interacciones materiaenergía Eistein estableció la teoría general de la relatividad al estudiar las interacciones espacio-tiempo.

El razonamiento de Dirac y Jordan, al modificar los estudios de Schrödinger , que tratan las interacciones entre materia, energía, tiempo y espacio y naturalmente, Dirac acepta la 64 Química

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cuantización establecida previamente por Plack, además de fenómeno onda asociada de De Broglie.

7. Significado de los números cuánticos Los números cuánticos nos proporcionan información sobre: La energía del electrón en un orbital y la distribución de la densidad electrónica en el espacio que rodea al núcleo.

Número cuántico principal: Se representa por la letra n, puede tomar valores enteros positivos desde n =1, 2, 3, etc.

Su valor está asociado a la energía del orbital y al tamaño. El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se les denomina CAPA o NIVEL Cuánto más grande sea el valor de n , mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y en consecuencia el orbital el orbital es más grande (volumen).

Numero cuántico del momento angular ( l ): Expresa la “forma” de los orbitales. Los valores de l depende del valor del número cuántico principal. Para n = 1 l = 0 Para n = 2 hay dos valores l = 0 l = 1. Para n = 3 hay tres valores posibles l = 0 l = 1, l = 2. El valor de l se designa con las letras s, p, d,.. de la siguiente forma:

l Nombre del orbital

0 s

1 p

2 d

3 e

4 g

5 h

Por lo tanto, si l =0, tenemos un orbital s, si l =1, tenemos un orbital p, y así sucesivamente.

La secuencia de letras (s p, d) tienen su origen histórico. Los físicos que estudiaron la emisión atómica intentaban relacionar las líneas espectrales detectadas con los estados de energía asociados a las transiciones. Observaron que algunas líneas eran finas (sharp en ingles), otras mas bien eran difusas, y algunas eran muy intensas y se referían como principales. Por esta razón, asignaron las letras iníciales del adjetivo que calificaba a cada línea con dichos estados de energía. Sin embargo, después de la letra d, el orbital se designa siguiendo un orden alfabético.

El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como nivel o capa. Los orbitales que tienen el mismo valor de n y l, se conocen como subnivel o capa.

Numero cuántico de magnético (ml) El Número cuántico de magnético (ml) describe la orientación del orbital en el espacio.

Dentro de un subnivel, el valor de ml depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular l, Para cierto valor de l existen (2l+, 1) valores de ml como sigue: - l, (-l + 1)….0…(+l - 1), + l 65 Química

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Si l = 0, entonces ml = 0, si l = 1, entonces existen [(2x1)+1] tres valores de m1 es decir -1, 0 y 1. Si si l = 2, entonces existen [(2x2)+1] cinco valores de m2, es decir, -2, -1, 0. +1, +2.

El numero de valores que ml indica el numero de orbitales presentes en un subnivel con cierto valor de l.

Para resumir el análisis de los tres números cuánticos, suponga el caso donde n= 2 y l = 1. Los valores de n y l indican que tiene un subnivel 2p y en este tienen tres orbitales 2p (puesto que hay tres valores de ml: -1, 0, +1.

Numero cuántico de espín del electrón (ms) Representa los dos posibles giros del electrón, uno en el sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido contrario. Toma los valores de + ½ y - ½.

8. Número atómico, numero de masa e isotopos Todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número de los protones en el núcleo de átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico.

Por ejemplo, el número atómico del flúor es de 9. Esto significa que cada átomo de flúor tiene 9 protones y 9 electrones. O bien, visto de otra forma, cada átomo en el universo que contenga 9 protones se llamara de manera correcta “flúor”.

El número de masa (A) es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común de hidrogeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones. En general, el número de masa está dado por Numero de masa = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones El número de neutrones en átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico (A – Z). Por ejemplo, el número de masa de flúor es de 19 y su número atómico es 9. Así, el número de neutrones y el número de masa deben ser enteros positivos.

No todos los átomos de un elemento determinando tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos o más isotopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isotopos de hidrogeno. Uno de ellos que se conoce como hidrogeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isotopo llamado deuterio contiene un protón y neutrón, y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma aceptada para detonar el número atómico y el número de masa de un elemento (X) es como sigue: 66 Química

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número de masa A

X Z

número atómico

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Ciencias Básicas Anexo 2. TABLA DE ANIONES –

Procede

Ión

Nombre

H2SeO3

SeO32–

Selenito

Procede

Ión

Nombre

HF

F–

Fluoruro

H2SeO4

SeO42–

seleniato

H2C2O4

C2O42–

Oxalato

H2 F 2

HF2–

hidrogenodifl uoruro

HNO3

NO3–

Nitrato

H2C2O4

HC2O4–

Bioxalato

HClO4

ClO4–

perclorato

HNO2

NO2–

Nitrito

C2H2

C22–

Acetiluro

HClO3

ClO3–

Clorato

NH4 +

NH22–

Amiduro

H2CO3

HCO3–

Hidrogenocarbon ato

HClO2

ClO2–

Clorito

NH3

N3–

Nitruro

H2CO3

CO32–

Carbonato

HClO

ClO–

hipoclorito

NH3

NH2–

Amuro

CO22–

Carbonito

HCl

Cl–

Cloruro

NOO2H

NOO2

HBr

Br–

bromuro

HNO4

HBrO3

BrO3–

Bromato

HIO3

IO3–

HI

–

COO–

Peroxonitrito

CH3COOH

CH3

NO4–

peroxonitrato

H2SiO3

SiO32–

Silicato

H2PHO3

PHO32–

fosfonato (fosfito) H4SiO4

SiO44–

silicato (orto)

Yodato

HPH2O2

PH2O2–

fosfinato (hipofosfito)

H2CrO4

HCrO4–

Hidrogenocromat o

I–

Yoduro

H4P2O7

P2O74–

difosfato

H2CrO4

CrO42–

Cromato

SO32–

Sulfito

H4P2O8

P2O84–

peroxodifosfato

H2Cr2O7

Cr2O72–

Dicromato

H2SO4

SO42–

Sulfato

PH3

P3–

Fosfuro

HMnO4

MnO4–

permanganato

H2SO4

HSO4–

Hidrogeno sulfato

H3PO4

HPO42–

hidrogenofosfato

H3BO3

BO33–

Borato

H2SO3

HSO3–

Hidrogeno sulfito

H3PO4

H2PO4–

dihidrogenofosfato

H2B4O7

B4O72–

Tetraborato

H2S2O5

S2O52–

Disulfito

HPO3

PO3–

metafosfato

HCN

CN–

Cianuro

H2S2O7

S2O72–

disulfato

H3PO5

PO53–

peroxometafosfato

SCNH

SCN–

Tiocianato

H2SO5

SO52–

peroxomonosul fato

H3PO3

PO3 3–

Fosfito

CNOH

CNO–

Cianato

H2S2O8

S2O82–

peroxodisulfato

H3PO4

PO43–

fosfato (orto)

CN2H2

CN22–

Cianamide

H2 S

HS–

hidrogenosulfuro

Fe(CN)64–

ferrocianuro

C4H4O6H2

C4H4O62–

Tartrato

H2S2

S22–

disulfuro

3–

ferricianuro

C2H3O2H

C2H3O2–

Acetato

H2S2O3

S2O32–

tiosulfato

SiF62–

hexafluorosilicato O

O2–

Óxido

H2S3O6

S3O62–

tritionato

BiO3 -

bismutito

O2

O22–

Peróxido

H2S2O6

S2O62–

ditionato

Bi2O5-

Bismutato

O2

O2–

Hiperóxido

H2Se

HSe–

Hidrogenoselenuro

CNS–

sulfocianuro

O3

O3–

Ozónido

H2O2

HO2–

Hidrogenoperóxido

H–

Hidruro

H2O

OH–

Hidróxido

Fe(CN)6

H

Acetato

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