Química I
Objeto de estudio de la química
Objetivo:
Interpretar el comportamiento de la materia y la energía a través del análisis de sus propiedades y compuestos.
Conocer la definición, campo de estudio, ciencias afines e importancia para la vida diaria de la Química como ciencia.
Conocer e identificar la definición, propiedades y características de los diferentes estados de la materia y de las diferentes manifestaciones de la energía.
Conocer las Leyes de Conservación de la materia y energía y los científicos que las implementaron.
Materia
La química es la ciencia que trata de la naturaleza y composición de la materia y de los cambios que ésta experimenta.
La materia es cualquier sustancia que tenga masa y que ocupe un espacio. La materia tiene cuatro manifestaciones en el universo: Masa y energía, espacio y tiempo.
La masa es una medida cuantitativa de las propiedades inerciales intrínsecas de un objeto, es decir, la tendencia de un objeto a permanecer en reposo si se encuentra quieto, o a continuar moviéndose si se encuentra en movimiento.
Materia
Propiedades fundamentales de la materia: se dividen en dos, las propiedades físicas que dependen de la materia en sí y propiedades químicas que dependen del comportamiento de la materia en presencia de otra.
La propiedades físicas se dividen en dos grupos: Propiedades extensivas de la materia: Se encuentran presentes en todas las sustancias, dependen de la cantidad de masa que posean. Ej. Masa, peso, inercia, longitud, volumen, divisibilidad, etc. Propiedades intensivas de la materia: son aquellas que sirven para diferenciar una sustancia de otra. Ejemplos: Densidad, maleabilidad (capacidad de hacer láminas), ductibilidad, conductividad, dureza, brillo, color, temperatura de ebullición
Estados de agregación Los estados físicos de agregación de la materia son cinco: Sólido: En este estado, las partículas ocupan un volumen definido y
normalmente tienen forma propia, la movilidad de las partículas que lo forman es casi nula. Líquido: En este estado se ocupa un volumen fijo, pero necesita de un recipiente y adoptara la forma de este, la movilidad y fuerzas de cohesión de sus partículas es intermedia. Gas: Este estado no tiene forma ni volumen definido, por lo que se almacena en un recipiente cerrado, tiende a ocupar todo el volumen del recipiente y sus partículas poseen gran energía cinética. Plasma: Estado de agregación de la materia que esta formado por electrones y iones positivos a temperaturas extremadamente altas. Condensación Bose – Einstein: Un estado extremo de la materia en la que los átomos dejan de comportarse de manera normal.
Estados de agregación
Cambios de estado de la materia: Son de tipo físico ya que no alteran su composición. Fusión: Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al liquido al incrementar la temperatura. Evaporación: Proceso por el cual las moléculas que se encuentran cerca de la superficie del líquido adquieren la energía necesaria para escapar de las fuerzas de atracción que las mantienen unidas a sus vecinas y pasan a la fase gaseosa. Generalmente implica un aumento de la temperatura del líquido. Ebullición: El punto normal de ebullición de un líquido es la temperatura a la que éste hierve cuando se expone a la presión de una atmósfera. Sublimación: La conversión directa de un sólido al estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido. Solidificación: Se le llama cuando un liquido pasa al estado sólido por enfriamiento. Condensación: se presenta cuando un gas cambia a estado líquido al disminuir su temperatura.
Elementos y compuestos
Sustancia: Un material que siempre tiene la misma composición. Átomos: Partículas muy pequeñas que forma a la materia. Elementos: Sustancias compuestas de un solo tipo de átomos o átomos con el mismo número atómico. Son cuerpos simples que constituyen la materia. Ejemplos: carbono, hidrógeno, hierro, níquel, (los que se presentan en la tabla periódica) Compuestos: Sustancias compuestas de dos o más tipos de átomos. Ejemplos, aspirina, sal, cal, azúcar, agua. Mezcla: Es de composición variable y está compuesta por más de una sustancia.
Mezcla homogénea: También se denominan soluciones se
presentan en una sola fase. Mezcla heterogénea: Se presentan en dos fase que no son solubles entre si. Ej. aceite en agua. Coloide: Mezcla de un soluto y un líquido, donde el primero está formado por partículas muy pequeñas que se encuentran en suspensión sin precipitar. Suspensión: Mezcla formada por un soluto en polvo o en pequeñas partículas no solubles y sedimentables, dispersas en un líquido o disolvente.
Cambio o Fenómeno
Métodos de separación de mezclas: Decantación: Método de separación que se utiliza para separar un sólido de grano grueso e insoluble, de un líquido. Filtración: Proceso de separar un sólido suspendido (como un precipitado) del líquido en el que está suspendido al hacerlos pasar a través de un medio poroso por el cual el líquido puede penetrar fácilmente. Centrifugación: Se somete una mezcla a un movimiento giratorio rápido que separa a los compuestos por diferencias de densidades. Destilación: Este método permite separar mezclas de líquidos miscibles, aprovechando sus diferentes puntos de ebullición, incluye una evaporación y condensación sucesivas Cromatografía: Sirve para separar mezclas de gases o de líquidos haciéndolas pasar a través de un medio poroso adecuado con ayuda de solventes
Cambio o Fenómeno
Cambio físico: Cuando las modificaciones o cambios no alteran la composición de las sustancias, o que solo lo hacen de un modo aparente y transitorio. Ejemplos: Formación del arcoíris, disolución del azúcar en agua, fusión de un metal, cambios de estado.
Cambio químico: Cuando el cambio experimentado modifica permanentemente la naturaleza intima de las sustancias y no es reversible. La oxidación de un clavo, la reacción del cobre ante el ácido nítrico, la llama de una vela, la fotosíntesis, encender un cerillo.
Energía
Energía: Es la capacidad que tienen los cuerpos para realizar un trabajo, donde la palabra trabajo significa el desplazamiento de una masa en contra de una fuerza.
Manifestaciones de la energía:
Energía cinética: Es aquella que poseen los cuerpos en movimiento, es
la energía de una partícula dada su velocidad. Su expresión matemática es Ec = ½ mv2. Ejemplos: una persona corriendo, un carro en movimiento, un ave volando, una piedra cayendo.
Energía potencial: La energía que tiene una partícula debido a su
posición dentro de un campo de fuerza, ya sea eléctrica, magnética o gravitacional. Ejemplos: al agua almacenada en una presa (al momento que se abra la presa la energía se convertirá en cinética).
Otras manifestaciones de la energía son: Calorífica, eólica, solar,
mecánica, química, eléctrica, luminosa, hidráulica, atómica o nuclear. Ejemplo de cambios de la energía, una lámpara de baterías: la pila contiene sustancias químicas que al reaccionar entre ellas producen un campo eléctrico, que al llegar al filamento del foco lo calientan al rojo vivo lo que produce luz.
Leyes de la conservación
Ley de la conservación de la masa: Propuesta por Antoine Laurent Lavoisier, “La masa no se crea ni se destruye, solo se transforma”.
Ley de la conservación de la energía: Propuesta por Mayer, “La energía del universo se mantiene constante, de tal manera que no puede ser creada ni destruida, y sólo cambia de una forma o clase a otra”.
Ley de la conservación de la materia: Se basa en la teoría de la relatividad de Einstein y dice: “La cantidad de masa-energía que se manifiesta en un determinado espacio-tiempo es constante”. Su expresión matemática es: E = mc2.
Examen muestra (Semana 1)
¿Qué estudia la química?
¿Qué es materia?
¿Qué es energía?
¿Cuáles son las propiedades de la materia?
¿Qué y cuales son las propiedades extensivas de la materia?
¿Qué es maleabilidad?
¿Cuáles son los estados de agregación de la materia?
Define el estado gaseoso de la materia.
¿Qué son cambios de estado de la materia?
Define fusión, evaporación, sublimación y evaporación
Describe la diferencia entre elemento y compuesto
¿Qué es una mezcla?
¿Cuáles son los tipos de mezclas que hay?
Define la ley de la conservación de la materia
¿Quién propuso la ley de la conservación de la masa?
Estructura at贸mica y Tabla peri贸dica
Estructura atómica y Tabla periódica
Objetivos:
Conocer a los investigadores del átomo y sus aportaciones al modelo atómico actual.
Conocer e identificar las partículas que forman al átomo así como los conceptos derivados como número atómico, masa atómica, número de masa, isotopo.
Conocer las características y leyes que rigen el comportamiento del átomo, según el modelo atómica actual.
Conocer y aplicar la ecuación de Shrödinger para obtener los números cuánticos de un átomo dado mediante la configuración electrónica.
Primeras aproximaciones al modelo atómico actual
Alrededor del año 400 a.c., los filósofos griegos Demócrito y Leucipo fueron los primeros en
utilizar la palabra átomo, que se refería a una porción indivisible de la materia.
La filosofía atómica antigua proponía: Todas las cosas están compuestas de átomos sólidos.
Entre los átomos hay espacio vacío. Los átomos son eternos. Los átomos, por ser demasiado pequeños, no son visibles. Los átomos son indivisibles, homogéneos e incomprensibles, Los átomos difieren uno de otro por su forma, tamaño y distribución geométrica. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
En el siglo XIX, John Dalton estudió los átomos y utilizó símbolos para representar su
combinación, usaba círculos negros para el carbón y blancos para el oxígeno.
Primeras aproximaciones al modelo atómico actual
En el siglo XIX y principios del XX Julius Plucker y William Crookes experimentaron con tubos de vidrio al vacío con electrodos llegando a resultados importantes para el desarrollo del conocimiento de las partículas subatómicas.
Eugene Goldstein con sus experimentos en tubos al vacio probó la existencia de rayos positivos o rayos canales, los cuales viajan en sentido opuesto a los rayos catódicos.
Basándose en experimentos similares Thompson propuso un modelo atómico semejante a una gelatina con pasas. Dijo que el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se encontraban incrustados los electrones.
Partículas subatómicas Los experimentos en tubos al vacío hicieron concluir que el átomo estaba constituido
por partículas subatómicas: protón, electrón y neutrón. Partícula
Carga eléctrica
Masa g
Localización en el átomo uma
Electrón (e-)
-1.6 x 10 -19
9.1 X10 -28
0.00055
Giran alrededor del núcleo
Protón (p+)
+1.6 x 10 -19
1.67 X10 -28
1.00727
En el núcleo
1.68 X10 -28
1.00866
En el núcleo
Neutrón (n°)
Átomo: La unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química. Número atómico: (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un
elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones de tal manera que el número atómico indica también el número de electrones del átomo.
Partículas subatómicas
Número de masa: (A) Es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento. Por lo que el número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico. El número de masa es siempre un número entero y no está reportado en la tabla periódica, pero se determina usando la masa atómica, redondeando su valor al número entero más cercano.
Masa atómica: Es una propiedad de los átomos que se relaciona con la cantidad de electrones, protones y neutrones en contiene, la suma de protones y electrones siempre es un número entero.
Isótopos: Son átomos de un mismo elemento con igual número de atómico (Z) y diferente número de masa (A) debido a diferente número de neutrones.
Aportaciones al modelo atómico actual
En 1896 Henri Becquerel descubrió accidentalmente la radiactividad, al olvidar sobre
unas placas fotográficas un trozo de uranio y al examinarlas vio que estaban veladas.
En 1911 Rutherford formuló una nueva teoría sobre la estructura atómica, propuso que: La masa del átomo está concentrada en un núcleo pequeño situado en el centro. El diámetro del núcleo es, aproximadamente, 10-4 veces el del átomo. Los átomos están formados en su mayor parte por espacio vacío.
Aportaciones al modelo atómico actual
En 1913 Niels Bohr modificó el modelo de Rutherford y propuso un modelo del átomo de hidrógeno estilo “planetario”. Los postulados de Bohr afirman que:
Los electrones en los átomos ocupan niveles discretos.
Esos electrones no irradian energía en forma continua.
Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos al absorber cantidades fijas de energía.
Los electrones que caen a niveles más bajos de energía emiten cantidades fijas de energía.
En 1916 Arnold Sommerfel propone un modelo atómico con la existencia de órbitas elípticas y circulares en el segundo y en los más altos niveles de energía. Para describir cada uno de los mayores niveles de energía definió dos números cuánticos.
Modelo atómico actual La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una tenue
nube de electrones y describe su localización en términos de probabilidad. Se deriva de tres conceptos fundamentales:
Concepto de estados estacionarios de energía del electrón de Bohr:
Normalmente los electrones se encuentran en el nivel mínimo de energía, pero pueden absorber energía pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo. Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis De Broglie: La luz puede tener propiedades ondulatorias y de partícula. Principio de Incertidumbre de Heisenberg: Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad.
Modelo atómico actual En 1926 Schörindger dedujo una ecuación
matemática en la que el electrón era tratado en función de su comportamiento ondulatorio para determinados valores de energía y en forma probabilística. Según la ecuación de Schörindger, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados números cuánticos, los cuales tienen valores mutuamente dependientes.
n
Números cuánticos Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schörindger, y la tabulación nos
indica la zona atómica donde es probable encontrar al electrón.
Número cuántico principal (n): Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un
electrón. Puede asumir, teóricamente, cualquier valor de 1 a infinito aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) es posible satisfacer los átomos conocidos actualmente.
Número cuántico secundario (l): Determina la energía asociada con el movimiento del
electrón, por lo que el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza el electrón. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Sus valores pueden ser "0" hasta “n-1”.
Números cuánticos
Número cuántico magnético (m): Representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los sub-niveles energéticos cuando estos se encuentran sometidos a un campo magnético, sus valores pueden ser de "-l hasta +l pasando por 0“. Los subniveles energéticos están formados por orbitales que es la región probable en la que se manifiesta el electrón.
Número cuántico espín (s): Describe la orientación del giro del electrón el cual solo puede tener dos direcciones: en sentido de las manecillas del reloj y en sentido contrario. Los valores numéricos permitidos son +½ y –½ .
Orbitales atómicos
Un nivel de energía expresa la energía potencial dentro de un átomo (según lo cerca o lejos que se encuentre del núcleo, siendo cerca un nivel “bajo” de energía y lejos un nivel “alto” de energía. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.
Los subniveles energéticos están formados por orbitales.
Orbitales atómicos
Un orbital o REEMPE (región espacio energética de manifestación probabilística electrónica) es la región donde “es probable” encontrar a un electrón. Un orbital puede contener como máximo 2 electrones. En el primer nivel energético solo hay un subnivel, representado por la letra s (sharp). En un subnivel s hay un solo orbital por lo que puede contener como máximo 2 electrones. En el segundo nivel energético hay dos subniveles s y p (principal). En un subnivel p hay tres orbitales, puede contener como máximo 6 electrones (más 2 del subnivel s da 8 electrones para el segundo nivel energético). En el tercer nivel energético hay tres subniveles s, p y d(diffuse). En un subnivel d hay cinco orbitales, puede contener como máximo 10 electrones (más 2 del subnivel s y 6 del subnivel p da 18 electrones para el tercer nivel energético). En el cuarto nivel energético hay tres subniveles s, p, d y f (fundamental). En un subnivel f hay siete orbitales, puede contener como máximo 14 electrones (más 2 del subnivel s, 6 del subnivel p y 10 del subnivel d, da 32 electrones para el cuarto nivel energético).
La configuración electrónica
Para obtener la configuración electrónica de cada elemento utilizamos los temas anteriores y además los principios fundamentales siguientes: Principio de Exclusión de Pauli: Indica que: "Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales“. Principio de Edificación Progresiva: Indica que cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de mínima energía”, de ahí nace la regla de las diagonales. Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund: Dentro de un subnivel, los primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen espines paralelos. Regla de las diagonales
Configuración electrónica del Manganeso
Examen muestra
Define átomo
Menciona los postulados de la teoría atómica antigua
¿Cuál es la aportación de John Dalton a la teoría atómica?
¿Cuáles son las partículas subatómicas actualmente conocidas?
¿Qué es número atómico?
¿Qué es masa atómica?
¿Cuál es el número de masa, cantidad de protones, de electrones y neutrones del K (potasio) si su número atómico es 19 y su masa atómica 39.1?
¿A que se le llama isótopo?
Escribe los tres conceptos fundamentales en los que se basa la teoría atómica moderna.
¿Qué son los números cuánticos?
¿Qué es un orbital?
Escribe el significado y valores del los números cuánticos
Escribe los principios fundamentales para conocer la configuración electrónica de un átomo.
Estructura at贸mica y Tabla peri贸dica Enlaces Qu铆micos
Estructura atómica y Tabla periódica Enlaces químicos
Objetivos:
Conocer a los investigadores de las leyes periódicas y sus aportaciones a la ley periódica actual.
Conocer y aplicar las leyes actuales que rigen a la tabla periódica.
Conocer y diferenciar los diferentes tipos de enlaces químicos.
Tabla periódica actual
El químico ruso Dimitri Ivánovich Mendeléiev fue reconocido como el investigador que puso orden en la selva de elementos. En 1869 propuso que al colocar los elementos en forma horizontal se repetían las propiedades, llamándolos periodos. Posteriormente descubrió que colocando los elementos en una tabla de ocho columnas, se obtenían propiedades similares en los de la misma columna. La ley periódica de Mendeléiev establecía que las propiedades de los elementos son una función periódica de sus masas o pesos atómicos crecientes.
La ley periódica moderna: Con el descubrimiento de los rayos X, Moseley demostró que en el núcleo se encuentran las cargas positivas (protones), en números enteros que coinciden con su número atómico. Por lo tanto se puede enunciar la ley periódica actual de la siguiente manera: Las propiedades de los elementos y de sus compuestos son una función periódica del núcleo atómico.
Tabla periódica actual
Por primera vez fue posible predecir el número de elementos que faltaban por descubrir. En 1913, los números atómicos del 1 al 92 estaban ocupados por elementos conocidos, excepto los números 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. En 1917 se descubrió el 91 (protactinio), en 1923 el 72 (hafnio) y en 1925 el 75 (renio). Hacia los años treinta se reportaron los cuatro restantes: 43 (tecnecio), 61 (prometio), 85 (astato) y 87 (francio).
Grupos y periodos En el sistema periódico los elementos están distribuidos en series horizontales
llamadas periodos, y en columnas llamadas grupos.
A medida que se avanza a lo largo de un periodo, las propiedades de los elementos
varían de una manera regular. Se le llama periódico a un fenómeno que reaparece a intervalos definidos de tiempo o espacio. La tabla consta de 7 periodos.
A los grupos (columnas) se les ha conocido tradicionalmente como familias debido a
la similitud en las propiedades químicas que presentan los integrantes de cada una de ellas. Una de las formas de nombrar más conocidas es la que los grupos se dividen en A y B, existen 8 grupos A y ocho B más el grupo 0 (gases nobles). Sin embargo, existen otras presentaciones actuales en las que las clasificaciones A y B desaparecen y los grupos se les asigna un número secuencial del 1 al 18.
Grupos y periodos
Las familias que pertenecen a la letra A, junto con el 0, se les conoce como elementos representativos, o las familias 1, 2, 13, 12, 15, 16, 17 y 18.
Los elementos colocados en la letra B, en el centro de la tabla, se les llama de transición, y corresponden al 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12.
Las dos filas que se encuentran en la parte inferior de la tabla se denominan elementos de transición interna, y cada fila recibe el nombre del primer elemento de ésta (lantano = lantánidos, actinio = actínidos).
Metales y no metales
Al grupo IA o 1 se le llama metales alcalinos.
IIA o 2, metales alcalinotérreos.
Los IIIA, IVA y VA (13, 14, y 15) no tienen nombre especial, por lo que se les asigna el nombre del primer elementos de la serie: IIIA familia del boro, IVA familia del carbono y VA del nitrógeno.
El grupo VIA o 16 son los calcógenos.
El grupo VIIA o 17 son los halógenos (formadores de sales).
El grupo 0 o 18 son los gases nobles.
Metales y no metales
Metales, no metales y semimetales: Se distinguen dos regiones de elementos, los metálicos a la izquierda de la tabla y los no metales a la derecha. El carácter metálico (propiedades metálicas que presentan los elementos) en la tabla aumenta de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda. Aproximadamente 78% de los elementos son metales, 10% son no metales, 5.5% son gases nobles y el esto son metaloides. Metaloides o semimetales: Su comportamiento en unos casos es de un metal y en otros de no metal, son Al, Si, Ge, As, Sb, Te, At. Metales: Son sólidos a excepción del Hg, Ga, Cs y Fr que son líquidos, presentan aspecto y brillo metálicos, son buenos conductores del calor y la electricidad, son dúctiles y maleables, se oxidan con pérdida de electrones. No metales: Tienen tendencia a ganar electrones, se presentan en los tres estados físicos de la materia, son malos conductores del calor y electricidad, no son dúctiles ni maleables, se reducen ganando electrones, ejemplos: O, Cl, I, Br, At y F.
Grupos y periodos
Elementos representativos
Elementos representativos
Elementos de transici贸n interna
Ubicación y clasificación de los elementos
El número atómico de un elemento químico nos indica el número de protones presentes
en el núcleo, que es igual al número de electrones girando alrededor del mismo. Por lo tanto, la tabla periódica moderna permite agruparlos de acuerdo a su configuración electrónica.
La configuración del hidrógeno (H) es 1s1, la del Helio (He) 1s2, el tercer elemento, el litio
(Li) es 1s2-2s1. El Li es similar al H en que solo tiene un electrón en su subnivel externo, por lo tanto lo colocaremos en la misma columna del H(IA). El próximo elemento Berilio (Be) (1s2-2s2) tiene dos electrones en el subnivel 1s y dos en el 2s, por lo que podría pertenecer a la columna del He, sin embargo, los dos electrones del He llenan el primer nivel (1s) y los dos del Be no ya que también hay un subnivel p en el nivel 2 (2s, 2p) por lo que encabeza una nueva columna (IIA). El boro (B) tiene una configuración 1s 2-2s2-2p1 y encabeza una nueva columna (IIIA), le siguen el C, N, O y F.
Ubicación y clasificación de los elementos
Los elementos de transición (grupos B) tienen la característica de tener electrones en el subnivel d y se colocan el área central de la tabla.
Los elementos de transición interna, lantánidos y actínidos, se caracterizan por tener electrones en el subnivel f.
Los gases nobles al tener su configuración completa (tienen completos todos los orbitales de sus niveles y subniveles de energía) cierran los periodos. También llamados inertes.
Bloques s, p, d y f
Importancia industrial de los metales y no metales
Grupo IA (1), metales alcalinos: Con excepción del H, todos son blancos, brillantes, muy activos químicamente, los de mayor importancia son el sodio (Na) y potasio (K) ya que sus sales se emplean industrialmente en gran escala.
Grupo IIA (2), metales alcalinotérreos: Son muy activos, aunque no tanto como los del grupo 1, son buenos conductores del calor y de la electricidad. El radio es un elemento radiactivo.
Grupo IIIA (13) familia del boro: El aluminio se destaca industrialmente ya que es un metal ligero, resistente a la corrosión, resistente al impacto. Se le emplea en construcción, en partes de vehículos, aviones y utensilios domésticos.
Grupo IVA (14) familia del carbono: El carbono (C) es el elemento mas importante de todos ya que se conocen millones de compuestos de él, en estado natural se encuentra como grafito o diamante. La química orgánica se dedica solamente al estudio de los compuestos del carbono.
Importancia industrial de los metales y no metales
Grupo VA (15) familia del nitrógeno: Se considera este grupo como el más heterogéneo de la tabla. El nitrógeno (N) está presente en compuestos como proteínas, fertilizantes y explosivos, está presente en el aire.
Grupo VIA (16) calcógenos: El oxígeno es un gas incoloro constituyente del aire, el agua y la tierra. El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos en general son tóxicos o corrosivos.
Grupo VIIA (17) halógenos: Los formadores de sales se encuentran siempre combinados en la naturaleza debido a su gran actividad. Estos elementos forman sales con los de los grupos 1 y 2 y se encuentran en los mares. Las propiedades de todos los halógenos son muy semejantes.
Importancia industrial de los metales y no metales Elementos de transición: Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son
metales y por lo tanto dúctiles, maleables, tenaces con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. También presentan fenómenos de ferromagnetismo, diamagnetismo y paramagnetismo (según se vean o no atraídos por campos magnéticos).
Importancia industrial de los metales y no metales
De este grupo se destacan por su importancia en México o como contaminantes:
Cadmio: Metal tóxico que se origina de la refinación del zinc, contamina agua, aire y suelo. Cromo: El Cr y sus compuestos son perjudiciales para el organismo pues destruye sus células Manganeso: Se emplea en la producción de acero y pilas. Causa envenenamiento. Mercurio: Se utiliza en termómetros y como conductor eléctrico, así como iluminación, pinturas, fungicidas, catalizadores, amalgamas dentales, etc. Contamina agua, aire y causa envenenamiento. Hierro: Metal dúctil, maleable, de color gris negruzco. Se emplea en la industria, arte y medicina. Para fabricar acero, cemento, aleaciones. La sangre lo contiene en la hemoglobina. Cobre: Metal de color rojo. Se emplea principalmente como conductor eléctrico, también para hacer monedas, aleaciones como latón y bronce.
Los lantánidos y actínidos (llamados también tierras raras) tienen propiedades semejantes; se emplean también como catalizadores y sus compuestos son coloridos.
Tipos de enlace químico Enlace iónico: Resulta de la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro átomo o
grupo de átomos. Este enlace también se conoce como salino o electrovalente. Ejemplo: la formación de cloruro de sodio (NaCl). Propiedades de los compuesto iónicos: Puntos de fusión y ebullición altos, fundidos o en solución
acuosa conducen electricidad, son solubles en disolventes polares (H 2O), en solución son químicamente activos, la forma de su cristal es geométrica. Regla del octeto: Dice que los átomos de los elementos representativos forman enlaces de tal
manera que tengan acceso a exactamente ocho electrones s y p externos (también conocidos como electrones de valencia) Estructura de Lewis: Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o
puntos a fin de visualizar como se transfieren comparten en el enlace químico.
Propiedades periódicas Los átomo se enlazan entre sí para formar compuestos. Los enlaces que se forman entre los átomos dependen de las configuraciones
electrónicas de los átomos. A continuación describiremos las propiedades periódicas de los elementos que afectan los enlaces:
Radio atómico: Es la distancia comprendida entre el centro del núcleo y el nivel
externo del átomo. Se mide en Angstroms.
Radio iónico: Los átomos metálicos pierden electrones para formar iones más
pequeños que su átomo y los átomos no metálicos ganan electrones para formar iones más grandes.
Energía de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo
aislado en estado gaseoso. Se mide en kcal por mol.
Electronegatividad: Es la medida relativa del poder para atraer electrones de un
átomo que forma parte de un enlace químico. Se mide en paulings.
Afinidad electrónica: La energía liberada cuando un átomo gaseoso recibe un
electrón para formar un ión negativo gaseoso. Cuando un elemento gaseoso capta un electrón hay una variación de energía que se llama afinidad electrónica.
Fórmulas condensada y desarrollada
Fórmula molecular o condensada: Indica la clase y el número de átomos que constituyen la molécula de un compuesto. Ejemplos: HNO3 ácido nítrico, H2SO4 ácido sulfúrico, H2O agua, Ca(OH)2 hidróxido de potasio.
Fórmula semidesarrollada: Expresa por medio de grupos o radicales los átomos que forman la molécula. Este tipo de fórmula es el más adecuado para estudiar los compuestos orgánicos. Ejemplos: CH=CH acetileno, CH3-CH3 Etano, CH3-CH2-OH etanol, CH3-COOH ácido acético.
Fórmula desarrollada o gráfica: Da idea de la distribución de los átomos en el espacio
Metano
Ácido sulfúrico
Modelo de enlace covalente
Enlace covalente: Cuando los átomos (usualmente dos no metales) comparten electrones para alcanzar el número de electrones que complete su nivel energético
Enlace covalente coordinado: Cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno solo de los átomo
Este enlace también se llama dativo, y en él un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero el segundo los acomoda en un orbital vacío. Se dice entonces que un átomo da un par de electrones o que ambos átomos se coordinan para completar su octeto.
Ejemplos de este tipo de enlace, N2O y H2SO4.
Covalente polar y no polar
Geometría molecular y polaridad: Las moléculas que contienen tres o más átomos adquieren formas en el espacio (tridimensionales) características. La geometría molecular describe la forma en que los átomos se distribuyen en el espacio dentro de la molécula. Una molécula puede ser o no polar, dependiendo de su geometría y no de su tipo de enlace.
Propiedades de los compuestos covalentes:
Enlace covalente no polar: Forma moléculas verdaderas (no iones), actividad química media, baja solubilidad en agua, no conducen el calor ni electricidad, estado físico generalmente gaseoso, aunque pueden existir como sólidos o líquidos. Son sustancias gaseosas: H2, O2, Cl2. Algunos presentan puntos de fusión enormemente elevados. Son cuerpos muy duros, insolubles en casi todos los disolventes: carbono (en forma de diamante), Carburo de silicio y dióxido de silicio.
Enlace covalente polar: Moléculas que existen en los tres estados físicos, gran actividad química, solubles en disolventes polares, sus puntos de fusión y ebullición son bajos comparados con los iónicos, pero más altos que los no polares. Ejemplos: SO2, HCl, PCl5.
Fuerzas intermoleculares
Se le llama fuerzas intermoleculares a la atracción que ejerce una molécula sobre otra cuando están en contacto. Se conocen tres tipos de fuerzas de atracción: Fuerzas dipolo-dipolo (o fuerzas de Van der Walls), Se dividen en dos tipos:
Fuerzas ion – dipolo: Es una fuerza entre un ión y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y otro negativo Fuerzas dipolo – dipolo: Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra.
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión de London: Son las fuerzas intermoleculares entre átomos o moléculas no polares. Debido a que en una molécula los electrones se repelen el uno al otro, los movimientos de los electrones de sus átomos vecinos pueden inducir un dipolo similar en un átomo adyacente, ocasionando la atracción de los átomos entre si.
Puentes de hidrógeno: En este enlace un átomo de hidrógeno está enlazado a un átomo pequeño y muy electronegativo formando un puente que une a las moléculas. Es el enlace más fuerte de los llamadas fuerzas intermoleculares, pero más débil en comparación con la mayoría de los enlaces covalentes o iónicos.
Examen muestra
¿Qué proponía la ley periódica de Mendeléiev?
¿Cuál es el postulado de la ley periódica moderna?
Familia de elementos de la tabla periódica que se caracteriza por ser formadores de sales.
¿Dónde se encuentran los metales alcalinos en la tabla periódica?
¿Cuáles son los elementos llamados tierras raras?
Según su configuración electrónica, ¿Dónde en la tabla periódica se coloca el elemento arsénico con número atómico 33?
Menciona las propiedades de los metales y ejemplo de elementos metálicos.
Menciona las propiedades de los no metales y algunos elementos no metálicos.
¿Cómo es el enlace iónico?
Escribe la regla del octeto
¿Cómo es una estructura de Lewis?
¿Cómo es un enlace covalente?
¿Cómo es un enlace covalente coordinado?
¿A qué se le llama fuerzas intermoleculares?
Reacci贸n qu铆mica
Reacción química
Objetivos:
Conocer y aplicar las reglas de la IUPAC para nombrar los elementos y compuestos químicos.
Conocer y aplicar la definición y signos convencionales de las ecuaciones químicas.
Conocer y diferenciar los diferentes tipos de reacciones químicas.
Conocer y aplicar los métodos de balanceo de ecuaciones químicas de tanteo y óxido-reducción y las reglas que se aplican.
Nomenclatura química
En química, al igual que en otras ciencias, la necesidad de una nomenclatura general se hizo sentir en cuanto aumentó el número de compuestos conocidos y al mismo tiempo aumentaba el número de químicos en los diferentes países del mundo. Entonces, para facilitar la comunicación entre ellos, surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único sistematizado y uniforme para identificar a las sustancias químicas. Este lenguaje ha sido desarrollado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), con el fin de adaptarlo a los compuestos que se van descubriendo. Como se mencionó antes, a algunos compuestos se les asigna un nombre común o trivial, por ejemplo: Nombre químico
Nombre común
Fórmula
Cloruro de sodio
Sal de mesa
NaCl
Hidróxido de sodio
Sosa
NaOH
Sulfato de magnesio
Sal de Epson
MgSO4
Carbonildiamida
Urea
NH2CO.NH2
Reglas de nomenclatura
Son las reglas y regulaciones que rigen la designación de las sustancias químicas
El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o negativa) con la cual un átomo (elemento químico) participa en la formación de una molécula por atracción electrostática. A los elementos con número de oxidación positivo se les llama cationes y a los que tienen número de oxidación negativo aniones. Cuando se unen dos o más elementos al ion se le llama radical químico.
1.- Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical que posee el número de oxidación positivo o catión y a continuación el del elemento o radical con el número de oxidación negativo o anión.
2.- Se intercambian los números de oxidación de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe.
Reglas de nomenclatura Las sustancias o moléculas compuestas se nombran indicando primeramente el nombre del
anión.
Después del nombre del anión sigue el nombre del catión con las siguientes variantes: a) Si el catión actúa con un solo número de oxidación, a su nombre se le antepone la palabra: de…
Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio b) Si el catión actúa con dos números de oxidación, al de menor numero, el nombre del catión termina en: oso. Y el otro termina en: ico. Ejemplo: Cuproso y cúprico c) Si el catión actúa con tres números de oxidación, al de menor numero, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso. Hipo-nombre-oso -nombre-oso -nombre-ico d) Si el catión actúa con cuatro números de oxidación, al de menor numero, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso. Hipo-nombre-oso -nombre-oso -nombre-ico Per-nombre-ico
Tabla de iones más comunes CATIONES MONOVALENTES H+ Ion hidrógeno (protón) K+ Ion potasio Na+ Ion sodio + Cu Ion cuproso + Ag Ion plata (H3O)+ Ion hidronio Hg+ Ion mercurioso (PH4)+ Ion fosfonio (NH4)+ Ion amonio (BO2)+ Ion metaborato (AsH4)+ Ion arsenio (H3P2O5)+ Ion pirofosfato triácido Li+ Ion litio (HSO3)+ Ion sulfonio CATIONES DIVALENTES Be2+ Ion berilio Cd2+ Ion cadmio Mg2+ Ion magnesio Cu2+ Ion cobre (II) (cúprico) Ca2+ Ion calcio Ni2+ Ion níquel (II) (niqueloso) 2+ Pb Ion plomo (II) (plumboso) 2+ Sn Ion estaño (II) (estanoso) Hg2+ Ion mercurio (II) (mercúrico) Co2+ Ion cobalto (II) (cobaltoso) Fe2+ Ion hierro (II) (ferroso) Mn2+ Ion manganeso (II) (manganoso) Zn2+ Ion zinc 2+ Ba Ion bario 2+ Sr Ion estroncio (H2P2O5)2+ Ion pirofosfato diácido CATIONES POLIVALENTES Sn4+ Ion estaño (IV) (estánico) Pb4+ Ion plomo (IV) (plúmbico) 5+ As Ion arsénico (V) (arsénico) Sb5+ Ion antimonio (V) (antimónico) (P2O5)4+ Ion pirofosfato
CATIONES TRIVALENTES Al3+ Ion aluminio Sb3+ Ion antimonio (III) (antimonioso) Fe3+ Ion hierro (III) (férrico) 3+ Ni Ion niquel (III) (niquélico) 3+ Bi Ion bismuto (III) Co3+ Ion cobalto (III) (cobáltico) As3+ Ion arsénico (III) (arsenoso) Mn3+ Ion manganeso (III) (mangánico) Cr3+ Ion cromo (III) (cromoso) 3+ (HP2O5) Ion pirofosfato ácido ANIONES MONOVALENTES HIon hidruro N3OH-
Ion azida Ion hidróxido N
O2F-
Ion nitrito Ion fluoruro
ClO4O3-
Ion perclorato Ion ozonido I
O4Cl-
Ion peryodato Ion cloruro
ClO3CN-
Ion clorato Ion cianuro
MnO4Br-
Ion permanganato Ion bromuro
ClO2SCNBrO3IClONO3NH2HCO3NO3NO2NO4PO3-
Ion clorito Ion sulfocianuro (tiocianato) Ion bromato Ion yoduro Ion hipoclorito Ion nitrato Ion amida Ion carbonato ácido (bicarbonato) Ion nitrato Ion nitrito Ion peroxonitrato Ion metafosfato
ANIONES DIVALENTES
O22-
Ion peróxido
SO42C2CrO42S2SO32Cr2O72S22S2O32CO32NO22HPO42N2O22SiO32-
Ion sulfato Ion acetiluro Ion cromato Ion sulfuro Ion sulfito Ion cromato Ion disulfuro Ion tiosulfato Ion carbonato Ion nitroxilato Ion fosfato ácido Ion hiponitrito Ion silicato
ANIONES POLIVALENTES PO43Ion fosfato (ion ortofosfato) 3N Ion nitruro AsO43Ion arseniato AlO33Ion aluminato PO33Ion fosfito (ion ortofosfito) P2O74Ion pirofosfato (ion difosfato) [Fe(CN)6]4Ion hexaciano ferrato (II) 3AsO3 Ion arsenito [Fe(CN)6] 3Ion hexaciano ferrato (III)
Clasificación de moléculas
Las sustancias compuestas son aglomerados de moléculas compuestas, es decir aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos diferentes; y se pueden clasificar en:
Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se escribe a la izquierda el catión y a la derecha el anión: H2O (Agua) K2O (óxido de Potasio)
NaCl (Cloruro de Sodio) Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse cerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho grupo, al igual que en los BINARIOS se escribe la izquierda el catión y a la derecha el anión : (NH4) 2S Sulfuro de Amonio Ca(OH) 2 Hidróxido de Calcio Al2(SO4) 3 Sulfato de Aluminio
Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes. (NH4) 2CO3 (Carbonato de Amonio) KNaLiPO4
(Fosfato de Litio Sodio y Potasio)
Nomenclatura por grupo de compuestos Hidruros: Los hidruros resultan de la combinación del hidrógeno con cualquier metal.
En los hidruros el hidrógeno tiene un número de oxidación -1. Para nombrar estos compuestos, se antepone la palabra hidruro, seguida del nombre del metal correspondiente.
Na+ 1 y H-1 = NaH
Hidruro de sodio
Hidrácidos (ácidos): Resultan de la combinación de aniones de elementos no metales con el hidrógeno. En los hidrácidos el hidrógeno tiene un número de oxidación +1. Para el nombre se antepone la palabra ácido seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico:
H+ y Cl- = HCl ácido clorhídrico
Nomenclatura por grupo de compuestos
Óxidos metálicos: es la combinación de un metal. En los óxidos el oxígeno tiene un número de oxidación -2. Se nombra óxido seguida del nombre del otro elemento: Ag+ y O-2 = Ag2O óxido de plata
Óxidos no metálicos: Llamados también óxidos ácidos, y en ocasiones a algunos se les puede denominar anhídridos. Para darles nombre se utilizan los prefijos griegos mono (uno), di (dos), tri (tres), para indicar el número de átomos de oxígeno presentes en el compuesto. CO2 dióxido de carbono o anhídrido carbónico
Nomenclatura por grupo de compuestos
Hidróxidos: Es la combinación de un metal con el ión hidróxido (OH –). Se nombra hidróxido de seguida del nombre del metal correspondiente:
Na+ 1 y OH-1 = NaOH
hidróxido de sodio
Oxiácidos: Los oxiácidos son los ácidos que contienen oxígeno y resultan de la reacción del agua con los anhídridos (óxidos ácidos). En los oxiácidos el hidrógeno tiene un número de oxidación +1. Se nombran anteponiendo la palabra ácido, seguida del nombre del radical negativo correspondiente.
H+ y SO4-2 = H2SO4 ácido sulfúrico
Nomenclatura por grupo de compuestos
Sales binarias: Son sales que provienen de los hidrácidos; es decir, su molécula tiene un metal unido a un no metal. Para nombrarlos se cambia la terminación del no metal de hídrico a uro, seguida del nombre del metal correspondiente.
Na+ y Cl- = NaCl Cloruro de sodio
Oxisales: Son sales que se derivan de los oxiácidos; es decir, contienen un metal unido a un radical negativo que contenga oxígeno. Se nombren cambiando la terminación oso de los ácidos por ito, y la terminación ico de los ácidos por ato en las sales y a continuación se agrega el nombre del metal correspondiente.
Fe+2 y SO4-2 = FeSO4
Sulfato ferroso
Ecuación química
Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química, en la cual se indica el símbolo de cada elemento o compuesto y el estado físico en que se encuentra.
En las reacciones químicas las sustancias iniciales (que se escriben en el lado izquierdo) se llaman reactivos, y son sustituidas por las nuevas que se forman (que se escriben del lado derecho) y se llaman productos. A + B
C + D
REACTIVOS
PRODUCTOS
Significado de los símbolo convencionales en una ecuación
Símbolo
Significado
(g)
Gas
(l)
Líquido
(s)
Sólido
(ac.) o (aq)
Solución acuosa
(E)
Energía
()
Calor
Reacción química Una reacción química es un proceso en el cual un sistema caracterizado por las propiedades físicas y químicas de las
sustancias que lo constituyen, experimenta n cambio. Cuando ocurre un cambio químico, los átomos de los compuestos se reacomodan para formar otros compuestos. Las reacciones químicas suponen una reorganización de los átomos a nivel microscópico para formar nuevas moléculas: los enlaces se rompen y las uniones atómicas se recomponen de otra manera.
Tipos de reacciones:
De síntesis: Son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son
elementos y la sustancia producida es un compuesto: Ca(s) + H2(g) CaH2(s) Adición: Son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son dos compuestos, o un compuesto y un elemento, y la sustancia producida es un compuesto: CuO(s) + H2O(g) Cu(OH)2(l) Descomposición.- Son reacciones químicas en las que la sustancia reaccionante es un compuesto que, por la acción del calor, electricidad o algún otro medio, se descompone en dos o más elementos o compuestos CaCO3 (s) + H2O(g) CaO(s) + CO2(g)
Tipos de reacciones Sustitución simple: Son reacciones químicas en las
que las sustancias reaccionantes son un compuesto y un elemento, y las sustancias producidas, un elemento y un compuesto diferentes de los iniciales. Zn (s) + HCl(l) ZnCl2 (l) + H2(g)
Sustitución doble: Son reacciones químicas en las
que las sustancias reaccionantes son dos compuestos y las sustancias producidas son otros dos compuestos diferentes de los iniciales. NaOH (ac) + HCl(ac) NaCl (ac) + H2O(l)
Balanceo de ecuaciones
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos. H2 + O2
H2 O
Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada. 2 H2 + O2 2 H2O
Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.
Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo y oxido reducción .
Método de tanteo
Este método es el más sencillo y se aplica para ajustar ecuaciones simples.
Paso 1: Se balancean todos los elementos diferentes al oxígeno y al hidrógeno. Paso 2: Se balancean los hidrógenos. Paso 3: Se balancean los oxígenos. Paso 4: Se comprueban todos los elementos. Paso 5: Se repite el procedimiento en el mismo orden hasta que todos los elementos estén igualados.
Ejemplo: Balancea la siguiente ecuación química por el método del tanteo Hg + O2
HgO
Paso 1: El mercurio (Hg) ya está balanceado: 1 átomo = 1 átomo Paso 2: No hay hidrógenos Paso 3: Oxígeno(2 átomos a la izq – 1 átomo a la derecha) Se balancean colocando un coeficiente “2” delante de HgO en los productos. Hg + O2 2HgO
Paso 4: Al hacer esto se desajusta el Hg, por lo que colocamos un 2 delante de este elemento 2Hg + O2 2HgO
Con lo que queda balanceada la ecuación.
Método de oxidorreducción
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Número de oxidación: El número de oxidación es la carga eléctrica que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente. También se llama estado de oxidación. Para determinar este número se aplican las siguientes reglas: 1.- Los elementos en estado puro o sin combinar en una reacción química tienen como número de oxidación cero. Ejemplos: Na°, H2°, Br2°, Mn°, Cu°. 2.- En los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: Na+ Cu+ Ag+ Al3+ Sb3+ Fe3+ Cl- F3.- El número de oxidación del oxígeno es de -2, excepto en el peróxido de hidrógeno (H 202) y en el ión peróxido O2-1. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros que está unido a metales que es de -1. Ejemplos: LiH, NaH, CaH2 En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero.
) = cero
Ejemplo: KMnO4 K(+1) Mn (+7) O (-2, multiplicado por cuatro ya que la molécula tiene 4 átomos de O En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos es igual a la carga neta del ion. Ejemplo: (CO3)-2
C (+4) O(-2, multiplicado por 3 ya que el ión tiene 3 átomos de O
) = -2
Oxidación y reducción
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen. Na° -1eNa+1
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan. Fe+3 + 3eFe°
Agentes oxidantes y Agentes reductores: En todas las reacciones de oxidorreducción se transfieren electrones, los cuales indican el elemento que se oxida y el que se reduce. Los dos procesos se verifican simultáneamente, es decir, los elementos que se pierden por un átomo, otro los está ganando, de tal manera que sea el mismo número de electrones ganados y perdidos.
La sustancia que pierde electrones en una reacción
química es el agente reductor (contiene el átomo que se oxida)
La sustancia que gana electrones en una reacción es el
agente oxidante (contiene el átomo que se reduce)
Balanceo redox EJEMPLO:
Al + S
Al2S3
Paso 1: Se determinan los números de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la ecuación química, aplicando las reglas descritas previamente.
Al ° + S°
Al2+3S3-2
Paso 2: Se identifican los elementos que cambian su número de oxidación. (Al° pasa a Al+3 y S° pasa a S-2) Paso 3: Se escriben las semirreacciones del agente oxidante y el agente reductor, anotando el número de electrones que se pierden o ganan.
Al ° - 3e-
Al2+3 (oxidación)
S° + 2e-
S3-2 (reducción)
Paso 4: Se iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando en forma cruzada los coeficientes de cada átomo por el número de electrones que se transfieren. (En este caso se observa que tanto el aluminio como el azufre tienen subíndice. Siempre se deben comparar el mismo número de átomos, por lo que : ) Multiplicamos la semirreacción del aluminio por el subíndice (2)
2 Al ° - 6e-
Multiplicamos la semirreacción del azufre por el subíndice (3)
3 S° + 6e- S-2
Al+3
Paso 5: Se sustituyen estos coeficientes obtenidos al igualar las dos semirreacciones en la ecuación original, observando correctamente a qué átomo corresponde en su número de oxidación.
2Al + 3S
Al2S3
Paso 6: Se balancea la ecuación química por el método de tanteo aplicando los pasos correspondientes a este método y que ya fueron explicados anteriormente. (Ya esta balanceada)
Examen muestra Son compuestos cuyo nombre lleva la terminación “uro” seguida del nombre del metal correspondiente. Compuestos que so obtienen mediante la combinación de hidrógeno con cualquier metal. Es la representación matemática de una reacción química. ¿Qué es reacción química? Indica que una sustancia es gaseosa en una reacción química Es el símbolo que indica calor en una reacción química ¿Qué es un compuesto binario? ¿Qué es un compuesto ternario? ¿Cómo es una reacción de síntesis ? ¿Cómo es una reacción de sustitución simple? ¿Cómo es una reacción de descomposición? ¿Qué es un agente reductor? ¿Qué es un agente oxidante? ¿Qué es oxidación? ¿Qué es reducción?
Bibliografía Ramírez
Regalado, Víctor Manuel, Química I Bachillerato General, Publicaciones Cultural, México, 2005.