Bach - Quimica 4 2 by Robet E

Química

Guía de estudio 2 del Bloque 4

Educación Adultos 2000

Secretaría de Educación Subsecretaría de Educación Proyecto Educación Adultos 2000 Coordinador pedagógico: Lic. Roberto Marengo Equipo técnico-pedagógico: Lic. Ayelén Attías Lic. Valeria Cohen, Lic. Daniel López Lic. Norma Merino Lic. Noemí Scaletzky Lic. Alicia Zamudio EQUIPO DE EDICIÓN: Coordinadora de producción de materiales: Lic. Norma Merino Procesamiento didáctico: Lic. Sandra Muler Especialistas consultados: Lic. Mirta Kauderer Lic. Paula Briuolo Colaboración en la edición: Lic. Sandra Muler (pedagógica) Dra. Fabiana Leonardo (legal) Diseño gráfico: Alejandro Cácharo Diagramación: Ana Döuek

QUÍMICA BLOQUE 4 Copyright - Secretaría de Educación del Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos Aires Subsecretaría de Educación - Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos Aires Proyecto Educación ADULTOS 2000 Av. Díaz Velez 4265 - Tel./Fax: 4981-0219 (C1200AAJ) - Ciudad Autónoma de Buenos Aires Buenos Aires, Julio de 2002 Queda hecho el depósito que establece la ley 11.723 ISBN 987-549-040-7

Ilustración de portada: Atanor

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Índice

Química Química

Introducción

Presentación de la Guía 2

Sobre la Tabla Periódica

Unidad 4: Tabla periódica y propiedades

Unidad 5: Uniones químicas

Unidad 6: Ecuaciones químicas y su significado

Unidad 7: Equilibrio químico y en solución

Autoevaluación del Bloque 4

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Introducción

Química Química

Presentación de la Guía 2 Esta guía fue elaborada para orientarlo en el estudio de las unidades N° 4, 5, 6 y 7 del Bloque 4 de Química. Aunque se mantiene la misma estructura que en la Guía 1, incluimos al final una autoevaluación de las siete unidades que integran el Programa de la asignatura, con las respuestas correspondientes, para que Ud. pueda identificar sus logros y dificultades. Luego de resolverla podrá comprobar si ha logrado los aprendizajes necesarios o si aún necesita volver a estudiar algunos temas releyendo las guías y los textos, o preguntándole sus dudas a los consultores.

Sobre la Tabla Periódica Para estudiar Química es necesario contar con la Tabla Periódica de Elementos. Se trata de un instrumento que Ud. utilizará para la comprensión de algunos temas de esta parte del Programa. Si bien los libros de texto ya la traen incorporada, nuestra experiencia como docentes nos ha mostrado las dificultades de manejo que las mismas presentan. Debido a esto, le recomendamos adquirir en cualquier librería la Tabla Periódica de los Elementos publicada por Mawis o por Colhiue, ya que éstas cuentan con un diseño didáctico apropiado para estudiantes por la forma de presentación de los datos. Además, al encontrarse la tabla separada del libro, se facilita su manipulación.

Recuerde llevar su Tabla Periódica al examen final. La va a necesitar para resolver los ejercicios. Luego de esta presentación, le proponemos comenzar a estudiar la última parte de la asignatura.

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Química Bloque 4

Unidad 4: Tabla periódica y propiedades Contenidos Tabla Periódica de Mendeleiev. Ley Periódica de Moseley.

Grupos y períodos. Metales, no metales, gases nobles. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, radio iónico, energía de unión electrónica (afinidad electrónica). Al finalizar esta unidad esperamos que Ud. pueda: • Ubicar un elemento en la Tabla Periódica a partir de su Z. • Reconocer un elemento como metal, no metal o gas noble. • Comparar las características y propiedades de los elementos a partir de conocer su ubicación en la Tabla Periódica.

Tabla periódica de los elementos A mediados del Siglo XIX, con el descubrimiento de un número muy grande de elementos, se trató de encontrar alguna relación entre ellos que hiciera posible ordenarlos de acuerdo a sus comportamientos y propiedades similares. Así, se hallaron coincidencias que permitieron construir primero el ordenamiento por tríadas (conjuntos de tres elementos), más tarde por octavas, a semejanza de la escala musical, y luego en 1869 el químico ruso D. Mendeleiev diseñó lo que conocemos hoy como Tabla Periódica de los elementos. Mendeleiev organizó los elementos en orden creciente de sus masas atómicas. Más tarde esta tabla fue modificada por Moseley, quien al ubicar los elementos en función de los números atómicos (Z) y no en función de las masas atómicas, logró una mejor concordancia con los datos experimentales obtenidos hasta el momento.

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No obstante, el descubrimiento hecho por Mendeleiev fue de tal envergadura que continuamos designando a la Tabla Periódica como Tabla de Mendeleiev. Su aporte fue haber encontrado una periodicidad en las propiedades de los elementos que permitió ordenarlos de un modo racional y operativo. A partir de un trabajo muy sistemático pudo predecir propiedades de algunos elementos desconocidos aún para su época.

Para profundizar sobre el tema: &

Busque en los textos y responda: 1. ¿Qué enuncia la ley periódica de Mendeleiev? ¿Y la de Moseley? 2. ¿Qué son los grupos? 3. ¿Cuántos grupos existen en la Tabla Periódica actual? 4. ¿A qué se llama período? 5. ¿Cuántos períodos hay? Según leyó en la bibliografía, los grupos de la tabla son las columnas verticales. En la tabla actual existen 18 grupos organizados en subgrupos A, B y gases inertes o nobles. Los elementos que se alojan en subgrupos A, se conocen como representativos, y los que se alojan en los subgrupos B, se conocen como elementos de transición o metales de transición. Los grupos: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 están integrados por los elementos representativos; y los grupos que van desde el n° 3 hasta el n° 12, por los elementos o metales de transición. El grupo n° 18 incluye a los gases inertes o nobles. Los elementos representativos tienen todos los niveles de energía completos (con el máximo de electrones posibles para cada nivel), con excepción del último. En particular estos elementos, dentro de un mismo grupo, tienen igual número de electrones en el último nivel, que corresponde al de mayor energía, como vimos en la Unidad n° 3. Por ejemplo: el flúor, el cloro y el yodo tienen 7 electrones en el último nivel y pertenecen al mismo grupo. Los elementos de transición tienen en su mayoría incompleto su anteúltimo y último nivel.

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Los gases inertes o nobles poseen todos los niveles de energía completos. Por otra parte, Ud. también habrá leído en los textos que los períodos son las filas horizontales de la tabla. Los períodos son 7 y el número de período al que un elemento pertenece coincide con el último nivel de energía que éste alcanzó. Es decir, todos los elementos que pertenecen a un mismo período alcanzaron el mismo nivel. Así, todos los elementos que pertenecen al período 5, tienen 5 niveles de energía. Por ejemplo, los 5 niveles que alcanzó el rubidio tienen: 2, 8, 18, 8 y 1 electrones.

Buscando información en la tabla Si observa en detalle una tabla periódica encontrará información para cada elemento sobre: • El número atómico, Z, que es el número entero de cada casillero. • La masa atómica, que es el número decimal de cada casillero. • El último nivel alcanzado, que coincide con el número de período. • El número de electrones del último nivel.

Retomemos el ejemplo del rubidio: En el casillero que este elemento ocupa, encontraremos: • Z = 37 • Masa atómica = 85,46 • Período o último nivel alcanzado = 5 • Número de electrones del último nivel = 1 El valor de A de un elemento se obtiene buscando el entero más próximo al valor de la masa atómica que figura en la tabla.

Veamos distintos ejemplos: Elemento Mg

Masa átomica 24,312

A (número másico) 24

127,60

128

35,45

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Además de esta información, podrá observar que sobre el lado derecho de la tabla aparece dibujada una línea gruesa como una escalera, que separa elementos llamados metales de los llamados no metales. Todos los que queden por encima y a la derecha de ella serán no metales, excepto los elementos del último grupo (n°18), que son los gases nobles. Los que se encuentren por debajo y a la izquierda de la línea gruesa son metales.

Una última observación: Además de los elementos representativos, de transición y gases inertes, existen otros elementos que están presentes en muy escasa proporción, y la mayoría han sido obtenidos en el laboratorio. Están colocados debajo de la tabla, y se los conoce como elementos de transición interna. Dichos elementos no tienen grupo y su período es 6 ó 7 según pertenezcan a los llamados lantánidos o actínidos respectivamente. Los lantánidos se insertarían entre el elemento lantano, Z= 57 que está ubicado en el 6º período, y el elemento hafnio, Z= 72 que está ubicado en el mismo período. Los actínidos se insertarían entre el elemento actinio, Z= 89 que está ubicado en el 7º período, y el elemento kurchatovio, Z= 104 que está ubicado en el mismo período. Su característica común es que en su mayoría tienen incompleto los últimos tres niveles de energía.

A continuación le proponemos algunos ejercicios. Para resolverlos necesitará consultar la Tabla Periódica.

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Actividad n°1 Dados los Z de los siguientes elementos, ubíquelos por grupo y período en la Tabla Periódica. a. Z = 10 b. Z = 16 c. Z = 28 d. Z = 94 Diga, además, si se trata de elementos representativos, de transición, de transición interna o gas noble, e indique cuáles de ellos son metales.

Actividad n°2 Busque Z y calcule el valor de A, el número de protones y el de neutrones de los siguientes elementos ubicados en: a. Grupo 13, período 3 b. Grupo 11, período 5 c. Grupo 17, período 4

Revisemos las respuestas: 1. a. Para Z = 10, el elemento es neón, y está ubicado en el grupo 18 y en el 2º período. Es un gas inerte. b. Para Z = 16, el elemento es azufre, y está ubicado en el grupo 16 y en el 3º período. Es un elemento representativo. c. Para Z = 28, el elemento es níquel, y está ubicado en el grupo 10 y en el 4º período. Es un elemento de transición y se trata de un metal. d. Para Z = 94, el elemento es plutonio y está ubicado en el 7º período. Es un elemento de transición interna y se trata de un metal.

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2. a. El elemento es aluminio cuyo símbolo es Al. Z= 13 y A= 27, que resulta de aproximar el valor de la masa atómica del aluminio (26,982). Como Ud. ya estudió en la Unidad n° 3, conociendo el valor de Z y de A se calcula número de protones y de neutrones: Si Z= 13 implica que el aluminio tiene 13 protones. Como

A–Z

nº de neutrones

27 – 13

14 neutrones

b. El elemento es plata, cuyo símbolo es Ag Z= 47

A= 108

La plata tiene 47 protones. 108 – 47 = 61 La plata tiene 61 neutrones. c. El elemento es bromo, cuyo símbolo es Br Z= 35

A= 80

El bromo tiene 35 protones. 80 – 35 = 45 El bromo tiene 45 neutrones.

Propiedades periódicas En la Tabla Periódica los elementos están ordenados por sus números atómicos crecientes. La forma en que quedan distribuidos los elementos da cuenta de la variación de sus propiedades, que se modifican gradualmente según se avance en un grupo o en un período.

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Las propiedades periódicas que vamos a estudiar en profundidad son: radio atómico, energía de ionización (o potencial de ionización) y energía de unión electrónica (o afinidad electrónica).

Para comenzar, analice el concepto de radio atómico. 1. Busque el tema Propiedades periódicas y lea la definición de radio atómico.

2. Observe las variaciones de esta propiedad a lo largo de un grupo y de un período, prestando especial atención a las justificaciones de tales variaciones. Luego de haber leído el texto y de hacer una observación detenida de los valores de la tabla podrá sacar algunas conclusiones. En general, a excepción del grupo 18, encontramos que el radio atómico varía de la siguiente manera: • Aumenta de arriba hacia abajo en un mismo grupo. • Disminuye de izquierda a derecha en un mismo período. Para ilustrar estas variaciones observe la siguiente figura:

Fuente: Briuolo Paula y Labate Hugo. Química. Propiedades, estructuras y aplicaciones. AZ Editora, Buenos Aires, 1999.

Para justificar estas afirmaciones, analicemos por separado las variaciones del radio atómico en un grupo y en un período. Empecemos por las columnas: dado un grupo, el radio aumenta de arriba hacia abajo, y esto se justifica porque cada elemento tiene un nivel de energía más que el anterior.

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En el caso de las filas o renglones, dado un período el radio disminuye de izquierda a derecha. Al movernos en el sentido que aumentan los números atómicos, aumenta el número de electrones. La justificación es la siguiente: como al mismo tiempo que aumenta el número de electrones aumenta el número de protones, y en consecuencia también la carga del núcleo, la mayor atracción entre electrones y protones determina una disminución del radio atómico.

Analicemos ahora otras propiedades periódicas

Energía de ionización Bajo determinadas condiciones experimentales, los científicos pueden lograr arrancarle a un átomo electrones del último nivel, ya que estos están más alejados del núcleo, y por lo tanto menos atraídos por él. Cuando esto ocurre, los átomos se transforman en partículas llamadas iones, que también poseen un radio determinado, llamado radio iónico. Estas partículas poseen carga eléctrica porque al perder electrones (carga negativa), el átomo queda con más protones (carga positiva) que electrones, y deja de ser eléctricamente neutro. La energía necesaria para quitar un electrón se denomina energía de ionización. La variación es la siguiente: • Disminuye de arriba hacia abajo en un mismo grupo. • Aumenta de izquierda a derecha en un mismo período. Comparando con el radio atómico, la energía de ionización varía en forma inversa. La justificación sería la siguiente: al aumentar el número de niveles en un mismo grupo, aumentan los radios atómicos y el núcleo atrae menos a los electrones externos; por lo tanto, será más fácil arrancar un electrón a un átomo. Por otra parte, al aumentar el número atómico en un mismo período, aumenta la carga del núcleo que los atrae, y en consecuencia aumenta la energía de ionización.

Energía de unión electrónica o afinidad electrónica Así como es posible arrancar electrones a un átomo, también es posible que un átomo gane electrones. Cuando esto ocurre también se forman iones. En este caso, estas partículas tendrán más electrones que protones. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Este propiedad se llama afinidad electrónica; y la energía, en este caso se libera. La variación de esta propiedad es igual a la variación de la energía de ionización.

Actividad n°3 Ordene los siguientes elementos de menor a mayor radio atómico y justifique su elección. 15 P

11Na

17 Cl

Actividad n°4 Dados los siguientes elementos determinar el orden creciente de sus energías de ionización. Justifique su elección. 3Li

11 Na

19K

Actividad n° 5 Ordene los elementos que figuran en la actividad n°3, según afinidad electrónica decreciente.

Pongamos en común las respuestas: 3. En este caso, el orden creciente de los radios atómicos será: r Cl < r P < r Na A partir de los Z ( números atómicos), se ubican los elementos en grupo y período. En este caso, los tres elementos pertenecen a grupos diferentes, pero se alojan en el período 3. De modo que es posible establecer la comparación por período. A lo largo de un período, de izquierda a derecha, los radios atómicos disminuyen. Justificación: esto se debe a que, al aumentar Z en un período, aumenta la carga nuclear y su efecto de atracción sobre los electrones, y por consiguiente el radio atómico disminuye. 4. Para los átomos indicados, el orden creciente de energía de ionización (Ei) será: Ei K < Ei Na < Ei Li

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Del mismo modo que en el ejercicio anterior y en todos los que de propiedades periódicas se trate, a partir del Z se ubican los elementos en grupo y período. En este caso, coinciden en el grupo, pues todos pertenecen al grupo 1. De modo que se los puede comparar a partir de esta ubicación común a los tres. A lo largo de un grupo, de arriba hacia abajo, el aumento de Z determina un aumento del radio atómico. Justificación: cuanto mayor es el radio atómico, los electrones de los últimos niveles están menos atraídos por sus núcleos, de modo que se necesita menor cantidad de energía para "arrancar al electrón más débilmente unido". Y en consecuencia, menor es la Ei. 5. Como los tres elementos pertenecen al mismo período, compararemos en función de esa semejanza. La afinidad electrónica o energía de unión electrónica se define como la energía que se libera cuando un átomo gana un electrón. A lo largo de un período, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha. Justificación: esto se debe a que, al aumentar Z en un período, como ya mencionamos, aumenta la carga nuclear y en consecuencia aumenta la atracción sobre los electrones. De este modo, un electrón puede aproximarse más fácilmente al núcleo que lo atraiga. En el caso que estamos considerando, la afinidad electrónica del cloro será la mayor de las tres; en orden decreciente seguirá la del fósforo y en último término la del sodio. Con esto cerramos la Unidad n° 4. Le recomendamos releer los materiales antes de comenzar con la unidad siguiente, en la que a partir de los conocimientos adquiridos, trataremos el tema: Uniones químicas.

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Química Bloque 4

Unidad 5: Uniones químicas Contenidos

Electronegatividad. Unión iónica. Representación de Estructuras de Lewis. Unión covalente: común y coordinada. Unión metálica. Fórmulas mínimas, moleculares y desarrolladas. Polaridad de los enlaces y moléculas. Uniones intermoleculares: Fuerzas de London, Fuerzas dipolo-dipolo, Puente de Hidrógeno. Predicción de propiedades de compuestos en función del tipo de unión química. Al finalizar esta unidad esperamos que Ud. pueda: • Reconocer distintos tipos de unión química entre elementos y representarlos con las estructuras de Lewis. • Reconocer fuerzas intermoleculares de distintas clases. • Establecer relaciones entre las propiedades de una sustancia y sus uniones.

Los compuestos químicos En la naturaleza todos los elementos se encuentran unidos, excepto los gases nobles. A estos gases se los llamó gases inertes (incapaces de formar compuestos). La sal de mesa, cuyo nombre químico es cloruro de sodio, es un compuesto constituido por dos elementos distintos: cloro y sodio. En nuestro planeta esta sal se encuentra en abundancia. Sin embargo, el cloro y el sodio no existen en forma aislada. Cuando el hombre necesita estas sustancias las tiene que obtener industrialmente a partir de la sal. Por el contrario, los gases nobles que forman parte de nuestra atmósfera no se encuentran formando ningún compuesto.

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Cuando se estudiaron las propiedades de las sustancias y de sus elementos aislados, los químicos encontraron serias dificultades al querer producir compuestos en los que intervinieran gases inertes. Como no forman compuestos se los consideró elementos estables, y es por ello que pueden estar aislados. ¿Cómo se explicó esta característica diferente de los gases inertes? Al analizar las particularidades de estos elementos encontraron una semejanza significativa entre ellos: todos tienen en su último nivel de energía 8 electrones, (salvo el helio que tiene 2), y sería esta semejanza la que justifica su gran estabilidad. Para el caso de los demás elementos, su comportamiento común se explicó de la siguiente manera: al estar unidos alcanzan una estructura electrónica igual a la de los gases inertes, y éste es el modo con el que logran ser más estables que cuando están aislados. Se derivó de allí lo que se conoce hoy como Teoría del Octeto: Cuando los elementos están unidos en los compuestos, los átomos tienen el mismo número de electrones que los gases inertes en su último nivel de energía. Esta tendencia a la estabilidad, es decir a tener el mismo número de electrones que los gases inertes, es el fundamento de las uniones entre elementos, a las que conocemos como uniones químicas. Las distintas uniones que estudiará son: unión iónica, unión covalente y unión metálica. El tipo de unión química que se puede formar entre elementos siempre depende de la capacidad que tiene cada uno de éstos para atraer los electrones externos (electrones que ocupan el último nivel de energía). Esta propiedad recibe el nombre de electronegatividad, y el científico L. Pauling elaboró una escala numérica en la cual se asignaron valores de electronegatividad a cada uno de los elementos.

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Busque en los textos o en las tablas periódicas la tabla de electronegatividad de los distintos elementos.

1. Compare la electronegatividad con la afinidad electrónica, analizada en la Unidad n° 4. 2. Identifique los elementos más electronegativos y los menos electronegativos de la Tabla Periódica. Como Ud. ya habrá leído en los libros y en la Unidad n° 4, la electronegatividad varía del mismo modo que la afinidad electrónica: aumenta de izquierda a derecha dentro de cada período, y de abajo hacia arriba en cada grupo. Ahora que ya conoce la electronegatividad de los elementos en la tabla periódica, comenzaremos el estudio de los diferentes tipos de uniones químicas.

Para ello, le proponemos que consulte los textos: Busque en los libros y responda:

1. ¿Entre qué clase de elementos se produce la unión iónica? 2. ¿Qué representa la Estructura de Lewis? 3. ¿Entre qué clase de elementos se produce la unión covalente?

Modelo de unión iónica Como ya habrá consultado en la bibliografía, la unión iónica se produce entre metales y no metales. ¿Cómo se explica esta unión? Los átomos de la mayoría de los no metales tienen varios electrones externos (5, 6 ó 7), y como son muy electronegativos pueden captar electrones con facilidad. De este modo, tienen ocho electrones en su último nivel; y cuando esto sucede logran su estabilidad.

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Por el contrario, los átomos de la mayoría de los metales tienen pocos electrones externos (1, 2 ó 3). Como son de baja electronegatividad, es decir muy electropositivos, tienen facilidad para perderlos; y si esto ocurre su último nivel queda sin electrones. De este modo, el número de electrones que ocupa el "nuevo" último nivel cumplirá con la Teoría del octeto. Para aclarar esto, retomemos con ayuda de la tabla periódica el ejemplo de la sal de mesa, que es cloruro de sodio. Interpretemos qué es lo que ocurre al formarse el compuesto cloruro de sodio a partir de cloro y sodio: De acuerdo con su posición en la tabla, el cloro (Cl), que es un no metal, posee 7 electrones externos. Al captar un electrón cumple con la Teoría del octeto, y se estabiliza con el mismo número de electrones que el gas noble argón. Por otro lado, el sodio (Na), que es un metal, posee 1 electrón externo. Al perderlo, también se estabiliza con ocho electrones en su nuevo último nivel. En la formación del cloruro de sodio lo que ocurre es que cada átomo de sodio le transfiere 1 electrón a cada átomo de cloro, y se estabiliza con el mismo número de electrones que el gas inerte neón. Además, como Ud. ya estudió en la Unidad n° 4, los átomos que ceden o captan electrones reciben el nombre de iones. Por eso, la unión entre iones se llama unión iónica. Para el caso del cloruro de sodio: El cloro, que ha captado un electrón, se transforma en ión Cl-1 porque tiene 1 electrón más que cuando era un átomo neutro; y como el electrón posee carga negativa, este ion queda con carga –1. En este caso, el ión cloro tiene 18 electrones y 17 protones. El sodio, que ha cedido 1 electrón, se transforma en ión Na +1 porque tiene 1 electrón menos que cuando era un átomo neutro; y queda con más protones (cargas positivas) que electrones. En este caso el ion sodio tiene 11 protones y 10 electrones.

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Con el objeto de mostrar los electrones del último nivel y seguir su comportamiento en una unión, los químicos utilizan los llamadas estructuras de Lewis. Estas estructuras se representan con el símbolo del elemento y un punto por cada electrón externo alrededor del símbolo:

Las estructuras de Lewis para el átomo de cloro y el átomo de sodio permiten ver cómo se forma la unión.

Modelo de unión covalente Los no metales también se unen entre ellos. ¿Cómo es que esto ocurre? Como ya mencionamos, los no metales tienen varios electrones en su último nivel y son muy electronegativos. Por lo tanto, no ceden electrones con facilidad. El modelo que explica este tipo de unión plantea que los electrones no se ceden ni se captan sino que se comparten. De esta manera los átomos completan su último nivel, y así alcanzan la estabilidad asemejándose a un gas inerte. La partícula formada por unión covalente entre átomos recibe el nombre de molécula. Veamos cómo es la unión covalente en las moléculas de los elementos oxígeno e hidrógeno: Si observa en la tabla periódica, el átomo de oxígeno posee 6 electrones en su último nivel. Para que tenga 8 electrones en su último nivel le faltan dos, y al compartir dos electrones con otro átomo de oxígeno cada uno de ellos logra su estabilidad. Si observa en la tabla periódica, el átomo de hidrógeno posee 1 electrón en su único nivel y se estabiliza con dos electrones, teniendo así la misma estructura electrónica del gas inerte helio (He). Es por eso que al compartir 1 electrón con otro átomo de hidrógeno cada uno de ellos logra su estabilidad.

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Dos átomos de oxígeno se unen compartiendo dos pares de electrones .

Dos átomos de hidrógeno están unidos compartiendo un par de electrones.

Una unión covalente muy especial En algunos compuestos se observa otro tipo de unión covalente que se caracteriza porque presenta además un par de electrones aportado sólo por uno de los átomos. Este tipo de unión recibe el nombre de unión covalente coordinada o dativa. Es el caso de uno de los compuestos formados por oxígeno y azufre:

El azufre forma su octeto compartiendo con un oxígeno dos pares de electrones. El otro oxígeno queda unido por un par de electrones del azufre. En esta unión el azufre mantiene su octeto, y este oxígeno no aporta electrones.

Modelo de unión metálica Los metales tienen baja electronegatividad (es decir, son muy electropositivos), y como poseen pocos electrones externos pueden perderlos con relativa facilidad, formando iones positivos. Se llama unión metálica a la unión entre átomos de metales. Según este modelo, los metales tienen iones positivos, entre los cuales se mueven libremente electrones formando una "nube electrónica".

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Los iones positivos del aluminio se encuentran entre electrones libres. Este tipo de materiales tiene la propiedad de ser muy trabajable: se pueden doblar, achatar o hacer alambres sin calentar. Este modelo de unión propone que los iones positivos están rodeados por electrones que se mueven libremente, deslocalizados. Cuando se realiza sobre los metales alguna de las operaciones mencionadas, los electrones se reacomodan fácilmente.

Fórmulas químicas Los químicos representan a los compuestos iónicos y covalentes con fórmulas químicas. Existen distintos tipos de fórmulas: Fórmula molecular: es el número de átomos en una molécula. Por ejemplo, la fórmula molecular del agua es H2O, es decir que la molécula está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.

La fórmula molecular del agua oxigenada es H2O2, es decir que la molécula está formada por 2 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno. Fórmula mínima: es el mínimo número de átomos o de iones presentes en la mólecula o compuesto iónico. Por ejemplo, la fórmula mínima del agua oxigenada es HO, es decir 1 átomo de oxígeno y 1 de hidrógeno, que representan la mínima relación en que se encuentran los átomos en el compuesto. Muchas veces la fórmula molecular coincide con la fórmula mínima, como en el caso del agua.

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La fórmula mínima del cloruro de sodio es NaCl, es decir que está formada por 1 ion de sodio y 1 de cloro. Fórmula desarrollada: es una forma de representación más explícita de la fórmula molecular, con las que se muestran las uniones de una molécula . Por ejemplo, la fórmula desarrollada de la molécula del agua se representa según la siguiente figura: O–H | H

Actividades de aprendizaje: Para resolver los siguientes ejercicios tenga a mano la Tabla Periódica de los elementos.

Actividad n°1 Prediga qué tipo de unión presentarán los siguientes pares de elementos al combinarse entre sí, y represente con estructura de Lewis. a. calcio/oxígeno b. potasio/azufre c. cloro/oxígeno d. hidrógeno/oxígeno e. nitrógeno/hidrógeno f. carbono/oxígeno g. cobre/cloro h. silicio/oxígeno ¿Qué datos utilizó para su determinación? ¿Por qué?

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Actividad n° 2 Indique qué tipo de unión presentan los siguientes compuestos y represente con las estructuras de Lewis las uniones correspondientes. Para representar estas estructuras, busque en la tabla la distribución de electrones en niveles y utilice sólo los del último nivel. a. CaO b. HF c. N2

Actividad n° 3 Complete los siguientes enunciados para obtener proposiciones verdaderas:

a. La electronegatividad se define como la tendencia de un __________ a captar ______________en la unión química. b. Las uniones __________ se producen compartiendo pares de electrones entre los __________ que intervienen en la unión. Se forma una partícula denominada______________.

Actividad n°4 Indique si las siguientes afirmaciones son correctas o incorrectas. En los casos que sean incorrectas, haga los cambios necesarios para que resulten afirmaciones correctas. a. La unión metálica se caracteriza por tener iones positivos rodeados por electrones deslocalizados y móviles. b. En las uniones iónicas se comparten pares electrónicos entre los átomos, con la consiguiente formación de moléculas.

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Revisemos juntos las respuestas 1. Las uniones que se formarán serán, en cada caso: a. Iónica (metal + no metal). b. Iónica (metal + no metal). c. Covalente (no metal + no metal). d. Covalente (no metal + no metal). e. Covalente (no metal + no metal). f. Covalente (no metal + no metal). g. Iónica (metal + no metal). h. Covalente (no metal + no metal). 2. Las uniones que se forman son, en cada caso: a. Unión iónica. b. Unión covalente. c. Unión covalente. En las siguientes figuras se presentan las estructuras de Lewis correspondientes a cada unión.

3. Las palabras que completan oraciones correctas son: a. elemento / electrones b. covalentes / átomos / molécula. 4. a. La afirmación resulta correcta teniendo en cuenta el concepto de unión metálica. b. La afirmación es falsa. Debe reemplazarse la palabra "iónicas" por "covalentes". Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Moléculas no polares y polares Hemos visto que en las uniones covalentes se comparten pares de electrones. Cuando en la unión intervienen átomos de elementos distintos, que tienen diferentes electronegatividades, el par electrónico compartido está más cercano al átomo de mayor electronegatividad, generando en torno a éste una mayor densidad electrónica. Este concepto significa que los electrones de la unión están más en el entorno del átomo más electronegativo. La molécula que se forma se llama molécula polar, y por ello la unión que se establece es covalente polar . La molécula del agua por ejemplo es una molécula polar. Sin embargo, según la forma que adopte la molécula en el espacio, es posible que tal polaridad se anule, y la molécula como conjunto resulte no polar. Es lo que sucede en casos como el CO2 (dióxido de carbono). O=C=O Como los dos átomos de oxígeno se ubican a ambos lados del átomo de carbono, éste atrae los electrones de cada oxígeno con la misma fuerza pero en sentido contrario. Por lo tanto, la polaridad de la molécula se anula. También existe otra clase de moléculas que no presentan polaridad. Esto ocurre cuando están formadas por átomos del mismo elemento o bien con elementos de electronegatividad muy similar. A modo de ejemplo podemos decir que las moléculas del oxígeno (O 2 ) y del hidrógeno (H2 ) son no polares.

Para terminar: Las móleculas se unen entre sí Las fuerzas intermoleculares, como su nombre lo indica, son fuerzas de atracción entre moléculas y explican las propiedades físicas y químicas de los compuestos covalentes.

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Según la clase de molécula y la polaridad que tengan, existen distintos tipos de fuerzas intermoleculares: fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London y puente de hidrógeno.

Fuerzas dipolo - dipolo Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas polares. Como estas moléculas tienen una parte con mayor densidad electrónica (densidad negativa), y otra con menor densidad electrónica (densidad positiva), la atracción ocurre entre los extremos con densidad electrónica contraria . + -

Cada uno de los óvalos son modelos para representar las moléculas polares que se atraen entre sí. Es el caso del alcohol o del agua.

Fuerzas de London Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas no polares. Estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas dipolo- dipolo, y se producen porque los núcleos atómicos de unas moléculas atraen levemente a los electrones de otras moléculas vecinas. Las moléculas de los gases, tales como las del oxígeno o del hidrógeno, tienen este tipo de fuerzas de atracción, como se representa en la siguiente figura: ¶ ¶ ¶

¶ ¶ ¶

Cada una de las bolitas representa moléculas no polares. Estas moléculas pueden intercalarse entre sí.

Puente de hidrógeno Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas polares que poseen hidrógenos unidos covalentemente con: oxígeno, flúor o nitrógeno.

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Cuando resolvió los ejercicios 1d., 1e. y 2b., habrá observado que la unión entre estos átomos es covalente. Como el oxígeno, flúor y nitrógeno son muy electronegativos y el hidrógeno es muy poco electronegativo, la unión es covalente polar. Estos elementos tienen pares de electrones que no intervienen en esta unión covalente, y atraen al hidrógeno de otras moléculas. De este modo, se establece una unión entre moléculas. De los tres tipos de fuerzas intermoleculares, las fuerzas puente de hidrógeno son las de mayor intensidad.

Veamos el ejemplo del compuesto formado por flúor e hidrógeno. F-H ... F-H ... F-H ... F-H En este modelo los puntos señalan los puentes de hidrógeno que se establecen entre el flúor de una molécula y el hidrógeno de la otra.

Relación entre las propiedades de las sustancias, sus uniones y fuerzas de atracción Cada sustancia presenta propiedades particulares que pueden ser explicadas con los modelos de unión química y de fuerzas intermoleculares. Los compuestos iónicos son todos sustancias sólidas. Esto se debe, según el modelo de unión iónica, a que los iones de estos compuestos se atraen fuertemente. En consecuencia, se necesita mucha energía para transformar estas sustancias en líquidos (fundirlas o derretirlas). Éste es el caso de la sal de mesa o del bicarbonato de sodio de uso doméstico. Por el contrario, los compuestos covalentes polares presentan fuerzas de atracción entre moléculas más débiles que las que existen entre iones. Las sustancias sólidas que pertenecen a este grupo, como el azúcar, necesitan menos energía para fundir que los compuestos iónicos. Cuando se trata de compuestos covalentes no polares, las fuerzas intermoleculares son más débiles aún, y por lo tanto requieren menos energía que las anteriores para derretirse. Por ejemplo: la parafina con la que se fabrica las velas, y la manteca, son materiales que presentan este tipo de fuerzas.

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A modo de síntesis le presentamos un cuadro de las diferentes uniones químicas entre elementos y entre moléculas: Uniones químicas entre elementos

unión iónica

unión covalente

unión metálica

entre metales

entre no metales

entre metales

forman moléculas

forman iones positivos y electrones deslocalizados

y no metales forman iones positivos

Uniones químicas entre moléculas entre

entre

moléculas polares

moléculas no polares

fuerzas

dipolo dipolo

puente de hidrógeno

de London

Actividad n° 5 Analice si los siguientes enunciados son correctos o incorrectos, y justifique la elección. a. Las fuerzas intermoleculares se presentan siempre en compuestos iónicos. b. Las moléculas polares presentan dipolos, y por lo tanto se clasifican como fuerzas de London.

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c. Para las moléculas no polares, las únicas fuerzas intermoleculares posibles son las de puente de hidrógeno. d. El puente de hidrógeno se produce entre moléculas polares que contengan hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo, como oxígeno, hidrógeno o

Revise las respuestas: 5. a. Incorrecto. Los compuestos iónicos no están constituidos por moléculas. Los compuestos que presentan fuerzas intermoleculares son exclusivamente covalentes. b. Incorrecto. Ver definición de fuerzas dipolo-dipolo. c. Incorrecto. Las moléculas no polares sólo pueden presentar fuerzas de London. d. Correcto. Ver concepto de fuerzas puente de hidrógeno. Con esto finalizamos la Unidad n° 5. Le recomendamos releer los materiales antes de comenzar con la unidad siguiente, en la que trabajaremos con los temas: Ecuaciones químicas y su significado.

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Química Bloque 4

Unidad 6: Ecuaciones químicas y su significado

Contenidos Compuestos químicos: óxidos ácidos y básicos, hidruros metálicos, hidrácidos, sales binarias. Compuestos ternarios: hidróxidos, oxoácidos y sales ternarias. Fórmulas y nomenclatura de compuestos. La ecuación química: balanceo, reactivos y productos. Estequiometría. Resolución de problemas con relaciones de masas, volúmenes y moles. Al finalizar esta unidad esperamos que Ud. pueda: • Conocer la nomenclatura de compuestos binarios y ternarios, y representar sus fórmulas. • Interpretar las ecuaciones químicas como representaciones de este tipo de transformaciones. • Resolver cálculos estequiométricos.

Nomenclatura de los compuestos químicos En la Unidad n° 5 Ud. estudió los modelos de uniones químicas que explican cómo están formados los compuestos, y en esta unidad aprenderá a nombrarlos. Los compuestos pueden clasificarse en binarios y ternarios. Los binarios están formados por dos elementos distintos, y los ternarios por tres elementos distintos, independientemente de la cantidad de átomos que figuren en la fórmula. Así, llamamos binarios a compuestos como el agua (H2O), la sal común (NaCl), la cal viva (CaO), etc. Son ternarios el hidróxido de sodio (NaOH), el ácido sulfúrico (H2SO4), el ácido acético que está en el vinagre (C 2H4O2 ), etc.

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Lo que estudiará en esta unidad es, precisamente, de qué clases pueden ser los compuestos binarios y ternarios que se utilizan en Química Inorgánica y qué reglas se aplican para nombrarlos.

Busque en los textos información sobre los compuestos químicos. Responda: 1. ¿Qué elementos componen los óxidos básicos y ácidos?, ¿y las sales binarias? 2. ¿ A qué se llama número de valencia de un elemento?

Como Ud. habrá leído en los textos, los óxidos pueden clasificarse en óxidos ácidos y básicos, y este tipo de compuestos tiene como elemento común al oxígeno. Además existen otros tipos de compuestos binarios. Son los hidrácidos y las sales binarias. Los hidrácidos están formados por hidrógeno y un no metal; y las sales binarias, por un metal y un no metal. Para comenzar a escribir y leer fórmulas de compuestos binarios recurriremos al concepto de número de valencia. Ud. ya leyó que se llama número de valencia a la cantidad de electrones que un átomo pone en juego (gana, pierde o comparte) en una unión química. Para conocer el número de valencia de un elemento es necesario consultar la tabla periódica. Cada elemento puede tener más de un número de valencia, y hay que considerarlo en cada compuesto particular que forme. Observe cómo se representan y se nombran los compuestos binarios.

Los nombres de los compuestos binarios Óxidos básicos Estos compuestos formados por metales y oxígeno son iónicos. Los elementos que intervienen en la unión tienen un número de valencia que coincide con los electrones tomados o cedidos en la unión.

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Veamos algunos ejemplos: El metal calcio está unido con el oxígeno formando un óxido básico. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: Ca = 2 O=2 Como se trata de una unión iónica, el valor 2 para el metal calcio significa que éste cede 2 electrones, y el valor 2 para el oxígeno significa que este no metal toma 2 electrones en la unión. El compuesto se representa con la fórmula : CaO También se puede representar la fórmula de este compuesto empleando las valencias del metal y del oxígeno: Ca==O A su vez, a partir de esta última representación se puede deducir la fórmula de este compuesto, mostrada anteriormente. Otro ejemplo de óxido básico es el caso del metal potasio que está unido con el oxígeno. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: K=1 O=2 Como se trata de una unión iónica, el valor 1 para el metal potasio significa que éste cede 1 electrón, y el valor 2 para el oxígeno significa que éste toma 2 electrones en la unión. El compuesto se representa con la fórmula: K2O El subíndice 2 de esta fórmula significa que hay 2 iones potasio por cada ion oxígeno, ya que cada potasio cede 1 sólo electrón y el oxígeno requiere 2 electrones. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Para que lo vea claramente, representamos al compuesto con las valencias de los elementos correspondientes: K O K

Vuelva a los textos. Consulte la nomenclatura por numerales de Stock de los óxidos básicos, es decir cómo se nombran; y escriba cómo se llaman los dos compuestos de los ejemplos anteriores.

Óxidos ácidos Estos compuestos formados por no metales y oxígeno son compuestos covalentes. En el caso de los compuestos covalentes, el número de valencia está vinculado con el número de electrones que cada átomo involucra en la unión.

Veamos algunos ejemplos: El no metal carbono está unido con el oxígeno formando un óxido ácido. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: C=4 O=2 El carbono tiene número de valencia 4, y por lo tanto dispone de 4 electrones para la unión. El oxígeno tiene número de valencia 2, y por lo tanto dispone 2 electrones para la unión. Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entre carbono y oxígeno queda representado como se muestra en la figura: O=C=O

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De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es CO2. El subíndice 2 del

oxígeno indica que para la formación de este compuesto se unen 2 átomos de oxígeno con 1 de carbono.

Otro ejemplo de un óxido ácido es el caso del no metal nitrógeno que está unido con el oxígeno. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: N=3y5 O=2 Como se trata de una unión covalente los electrones se comparten. El nitrógeno tiene números de valencia 3 y 5, y por lo tanto puede formar dos óxidos distintos. Si consideramos el caso del nitrógeno con valencia 3, éste dispone de 3 electrones para la unión. El oxígeno tiene número de valencia 2, y por lo tanto dispone de 2 electrones para la unión. Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entre nitrógeno y oxígeno queda representado como se muestra en la figura: N N

O O O

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es N2 O3. El subíndice 3 del oxígeno indica que, para la formación de este compuesto, se unen 3 átomos de oxígeno con 2 de nitrógeno.

¿Cómo se nombran los óxidos ácidos? Si bien los óxidos básicos se pueden nombrar colocando la palabra óxido seguido del nombre del metal, con su n º de valencia colocado entre paréntesis; para nombrar a los óxidos ácidos los químicos emplean distintas maneras. La más utilizada es según el número de átomos presentes.

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Retomemos los dos ejemplos anteriores. El primer compuesto se llama dióxido de carbono. Para nombrarlo se utiliza la palabra óxido con el prefijo di para indicar que hay 2 átomos de oxígeno en la molécula. El nombre se completa con el nombre del no metal. El otro compuesto se llama trióxido de dinitrógeno. El prefijo tri delante de la palabra óxido indica que hay 3 átomos de oxígeno en la molécula, y el prefijo di delante del no metal completa el nombre del compuesto indicando que hay 2 átomos de nitrógeno en la molécula.

Continuemos con los otros compuestos binarios.

Hidrácidos o Hidruros Estos compuestos están formados por los no metales: flúor, cloro, bromo, yodo o azufre combinados con hidrógeno. Todos ellos son compuestos covalentes en los cuales los no metales intervienen con su menor valencia.

Veamos algunos ejemplos: El no metal cloro está unido con el hidrógeno formando un hidruro, conocidos normalmente como hidrácidos. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: Cl = 1,3,5,7 H=1 Como el número de menor valencia del cloro es 1, dispone de 1 electrón para la unión. El hidrógeno tiene número de valencia 1, y por lo tanto dispone de 1 electrón para la unión. Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entre cloro e hidrógeno queda representado como se muestra en la figura: Cl – H De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es HCl. Otro ejemplo de hidrácido es el compuesto formado por el no metal azufre y el hidrógeno. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son: S = 2,4,6 H=1 Como el número de menor valencia del azufre es 2, dispone de 2 electrones para la unión. El hidrógeno tiene número de valencia 1, y por lo tanto dispone de 1 electrón para la unión. Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entre azufre e hidrógeno queda representado como se muestra en la figura: H

S H

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es H2 S. Para nombrar a los hidrácidos, se nombran como ácido seguido del nombre del no metal con la terminación hídrico. En el primer caso, el compuesto se llama ácido clorhídrico; y en el segundo, ácido sulfhídrico. Si bien éstos son los nombres más conocidos, Ud. podrá encontrar que en los textos estos compuestos se nombran como cloruro de hidrógeno y sulfuro de hidrógeno.

Sales binarias Estos compuestos están formados por algunos no metales y metales. Todos ellos son compuestos iónicos, en los cuales los no metales intervienen con su menor valencia.

Veamos algunos ejemplos: El no metal bromo está unido con el cobre formando una sal binaria. Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de los elementos son:

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Br = 1,3,5,7 Cu = 1 y 2 Como el número de menor valencia del bromo es 1, dispone de 1 electrón para la unión. El cobre tiene número de valencia 1 y 2. Si se forma la sal para el caso del cobre con número de valencia 2, éste dispone de 2 electrones para la unión. Si se indica con una raya la valencia de cada elemento, el compuesto entre bromo y cobre queda representado como se muestra en la figura: Cu

Br De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es CuBr2. Las sales binarias se nombran con el nombre del no metal con terminación uro seguido del nombre del metal con su número de valencia en número romano. En este caso la sal se llama bromuro de cobre ( II ). Además existen otros compuestos binarios muy escasos en la naturaleza, los hidruros metálicos, formados por hidrógeno y algunos metales.

Actividad n°1 Nombre los siguientes compuestos binarios: a. Na2O b. N2O5 c. Cl2O3 d. MgO e. BaBr2 f. HF

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Actividad n° 2 Represente los siguientes compuestos con sus respectivas valencias y luego escriba sus fórmulas. a. Pentóxido de difósforo. b. Oxido de hierro (II). c. Dióxido de silicio. d. Acido bromhídrico. e. Yoduro de calcio.

Revisemos las respuestas: 1. Para resolver estos ejercicios debe considerar los subíndices que figuran en las fórmulas, debajo de cada elemento, y usar el prefijo que corresponda. a. Na2O: es un óxido básico. Se llama óxido de sodio porque el sodio (Na) tiene un sólo número de valencia. b. N2 O5: es un óxido ácido. Se llama pentóxido de dinitrógeno porque el nitrógeno tiene subíndice 2 y el oxígeno 5. c. Cl2O3 : es un óxido ácido. Se llama trióxido de dicloro porque el cloro tiene subíndice 2 y el oxígeno 3. d. MgO : es un óxido básico. Se llama óxido de magnesio porque el magnesio (Mg) tiene un sólo número de valencia. e. BaBr2 : es una sal binaria. Se llama bromuro de bario porque el bario tiene un sólo número de valencia. f. HF : es un hidrácido. Se llama ácido fluorhídrico. 2. Las fórmulas de los compuestos son las siguientes: a. P P

O O

P2O5

O O O

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Fe==O

FeO

O=Si=O

SiO2

Br-H

HBr

CaI2

Los compuestos ternarios Estos compuestos se clasifican en: hidróxidos, ácidos oxigenados y sales oxigenadas.

Hidróxidos Están formados por tres elementos: metal, hidrógeno y oxígeno. El metal está unido al grupo hidroxilo (también llamado hidróxido u oxhidrilo), que es el ion negativo HO-1, formado por un átomo de oxígeno unido a un átomo de hidrógeno. Para escribir las fórmulas de los hidróxidos la regla es así: se colocan tantos hidroxilos como el número de valencia del metal. Estos compuestos se nombran con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia, debe aclararse con número romano la que se empleó en la unión. Cuando la valencia es distinta de 1, los hidroxilos se escriben entre paréntesis.

Aclaremos esto con algunos ejemplos: - Hidróxido de sodio: como la valencia del sodio es 1, la fórmula del compuesto es NaOH. - Hidróxido de hierro (II): como la valencia del hierro es 2 en este caso, la fórmula del compuesto es Fe(OH) 2

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Oxoácidos o ácidos oxigenados Se los llama así para diferenciarlos de los ácidos binarios, que ya vimos como hidrácidos o hidruros. En estos ácidos hay presentes tres elementos: hidrógeno, oxígeno y algún no metal. A continuación, le presentamos las reglas que se utilizan para escribir las fórmulas de los ácidos oxigenados. Los elementos se ordenan así : 1º el hidrógeno, 2º el no metal, y 3º el oxígeno Los subíndices se seleccionan así: • El hidrógeno no lleva subíndice si el no metal tiene valencia impar, y lleva subíndice 2 si el no metal tiene valencia par. • El no metal no lleva subíndice. • Para colocar el subíndice al oxígeno hay que realizar el siguiente cálculo: dehidrógenos hidrógenos ++nnºdevalencia valenciadel delno nometal metal nnºde subíndice del del óxigeno = subíndice oxígeno 2 o

Veamos un ejemplo: El ácido oxigenado formado por el azufre cuando su número de valencia es 6, tiene la siguiente fórmula: H2 SO4 El subíndice del hidrógeno es 2 porque la valencia del azufre es par. El azufre no lleva subíndice . El cálculo del subíndice del oxígeno es

2+6 =4 2

Estos ácidos se nombran de distintas maneras, según los números de valencia del no metal.

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Si el no metal tiene: • un sólo nº de valencia, se escribe la palabra ácido seguida del nombre del no metal, con terminación ico. Es un ejemplo el ácido carbónico. • dos nº de valencia distintos, se escribe la palabra ácido seguida del nombre del no metal con terminación oso, para el ácido con el no metal de nº de valencia menor. Para el de valencia mayor, cambia la terminación oso por ico. Son ejemplos el ácido nitroso y el ácido nítrico. • tres o cuatro nº de valencia distintos, se nombran como indica el ejemplo que aparece en el cuadro siguiente: Elemento

Valencia

Nombre

Cloro

Ácido hipocloroso

Ácido cloroso

Ácido clórico

Ácido perclórico

Según esta regla, el ácido con azufre representado anteriormente, se nombra ácido sulfúrico, ya que el nº de valencia 6 es la tercera valencia para el azufre.

Oxosales o sales oxigenadas Estos compuestos, también conocidos como sales ternarias, están formados por metal, no metal y oxígeno.

¿Cómo se escriben las fórmulas de las sales ternarias? Las oxosales se pueden considerar como derivadas de los ácidos oxigenados, siendo reemplazados los hidrógenos de estos ácidos por metales.

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Estas sales se nombran cambiando la terminación al ácido seguido del nombre del metal, teniendo en cuenta el siguiente cuadro: Terminación del ácido

Terminación de la sal

oso

ito

ico

ato

Por ejemplo, representemos la sal sulfato de sodio. Esta sal deriva del ácido sulfúrico que reemplaza sus hidrógenos por el metal sodio, tal como se muestra a continuación: Na – – SO4 Na Tenga en cuenta que en primer lugar es necesario escribir primero la fórmula del ácido (en este caso H2 SO4 ). Al quitar los hidrógenos, queda =SO4 donde cada raya indica un hidrógeno que tenía en la unión. En la fórmula de la sal, la raya que tiene cada sodio representa su nº de valencia. Los elementos se ordenan así : 1º el metal, 2º el no metal y 3º el oxígeno. La fórmula queda Na2SO4.

A continuación, le proponemos otras actividades de aprendizaje para aplicar lo aprendido. Actividad n° 3 Escriba la fórmula de los compuestos ternarios cuyos nombres figuran a continuación. a. Acido sulfuroso. b. Hidróxido de cobre I c. Acido brómico. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Actividad n° 4 Nombre los compuestos que figuran a continuación. a. HNO2 b. Fe (OH) 2 c. Al (OH)3 d. H2CO3

Actividad n° 5 Escriba las fórmulas de los compuestos que figuran a continuación. a. Carbonato de sodio. b. Hipoclorito de sodio. c. Sulfito de hierro II. d. Sulfato de cobre II. e. Periodato de litio.

Revisemos las respuestas 3. Las fórmulas serán: a. H2SO3 b. CuOH c. HBrO3 4. Los nombres son: a. Acido nitroso. b. Hidróxido de hierro II. c. Hidróxido de aluminio . d. Acido carbónico. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

5. Para representar las fórmulas de estas oxosales, recuerde que debe escribir primero las fórmulas de los ácidos siguiendo las reglas para la representación de oxoácidos. a. Na2CO3 b. NaClO c. FeSO3 d. CuSO4 e. LiIO4

Ecuaciones químicas Los procesos en los que ocurren transformaciones químicas se representan a través de ecuaciones químicas. En las ecuaciones químicas cada sustancia se representa con su fórmula. Las sustancias que escribimos a la izquierda de la ecuación son aquellas que reaccionan, y se las conoce con el nombre de reactivos. Las sustancias que se obtienen por la transformación química reciben el nombre de productos de la reacción o productos, y figuran a la derecha de la ecuación. Al escribir una reacción química entre reactivos y productos, se coloca una flecha que va precisamente en esa dirección, e indica la transformación química que se produjo. Si tomamos como ejemplo la formación de agua a partir del hidrógeno y el oxígeno, la ecuación representa al proceso del siguiente modo: 2

O2 →

2 H2O

Esta ecuación expresa que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno, y producen dos moléculas de agua.

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Para comprender mejor la transformación que ocurre, pueden representarse los átomos como bolitas con distinto tamaño o color, y las moléculas como asociaciones de estos átomos. En el caso de la reacción anterior la ecuación quedaría así:

Observe que, inicialmente, hay cuatro "bolitas" de hidrógeno (es decir, cuatro átomos de hidrógeno) que forman las dos moléculas de H2, y dos átomos de oxígeno que forman la molécula de O2 . Esos átomos iniciales son los mismos que se encuentran presentes en las dos moléculas de H2O. El número total de átomos de oxígeno e hidrógeno es el mismo en los reactivos y en los productos porque la materia se conserva. Esto se enuncia en la Ley de conservación de la masa: En toda transformación química el número de átomos de cada elemento presentes al principio y al final de una reacción debe ser el mismo, es decir, se conserva. Esto significa que los átomos que componen las moléculas de reactivos se reordenan y dan lugar a nuevas asociaciones, que son las moléculas de productos. De acuerdo a lo que Ud. ya vio en la Unidad n° 5, las reacciones químicas pueden interpretarse considerando que las uniones químicas presentes en los reactivos se rompen y se producen nuevas uniones entre los átomos, que dan lugar a la formación de productos. Toda ecuación química debe cumplir con la Ley de la conservación de la masa, y es por ello que hay que realizar lo que se llama Balance de ecuaciones químicas. Es decir, hay que colocar números delante de la fórmulas de los reactivos y productos para que el número de átomos totales sea constante. Estos números se conocen como coeficientes. Veamos como ejemplo la ecuación de formación del NH 3 (amoníaco) N2 + 3 H2 → 2 NH3

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El coeficiente del N2 no se escribe porque es 1, e indica que reaccionan 2 átomos

de nitrógeno. El 3 es el coeficiente que indica que reaccionan 3 moléculas de H2, o sea 6 átomos de hidrógeno; y el 2 es el coeficiente que indica que se producen 2 moléculas de NH3.

Acerca de la estequiometría Los cálculos que se realizan para determinar las cantidades de reactivos que deben colocarse al iniciar la reacción o las cantidades de productos obtenidos, se conocen como cálculos estequiométricos. Es imposible realizar correctamente los cálculos estequiométricos si no se asignaron adecuadamente los coeficientes. Por ello, resulta imprescindible balancear la ecuación antes de proceder a la resolución de los cálculos. Los problemas estequiométricos combinan relaciones entre moléculas, moles, masas y volúmenes de sustancias. El tratamiento matemático del tema requiere del manejo de las proporciones, o lo que es lo mismo, la regla de tres.

Veamos el siguiente ejemplo: Para la reacción: 2 SO 2

+ O2 →

2 SO3

Calcule cuántos moles de oxígeno reaccionan con 160 g de dióxido de azufre (SO 2) Para la resolución de este problema tenga en cuenta lo siguiente: Esta ecuación está balanceada. Según la estequiometría, cada 2 moles de SO2 reaccionará 1 mol de O2, y se obtendrán 2 moles de SO3.

Las relaciones estequiométricas que acabamos de mencionar pueden leerse también en moléculas o en volúmenes. Calculamos cuántos moles corresponden a los 160 g de SO2 . Para esto, comenzamos por el cálculo de Mr , para determinar la M (masa molar), estudiada en la Unidad n° 2. Mr = Ar S + 2. Ar O = 32 + 2 . 16 = 64 De modo que la M = 64 g/ mol. Es decir, 1 mol de SO 2 tiene una masa de 64 g

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64 g SO 2 160 g "

1 mol Equivalen a

X = 2,5 mol

Según la estequiometría: 2 moles SO2 2, 5 moles "

1 mol O2 Reaccionan con

X = 1, 25 mol O2

Actividad n° 6 La ecuación de formación del amoníaco es : N2 +3H2 → 2NH 3 Indique: a. Moles de hidrógeno que reaccionan con 70 g de nitrógeno. b. Moles de amoníaco producidos en las condiciones de a.

Resolución: a. Calculamos los moles de hidrógeno que reaccionan con 70 g de nitrógeno Mr N2 = 2.Ar N = 2.14 =28 1mol de N2 = 28 g 28 g de N2 70 g de N2

1mol de N2 Equivalen a

X= 2,5 moles

Teniendo en cuenta los coeficientes de la ecuación correspondiente: 1mol de N2 2,5 moles de N2

3 moles de H2 Reaccionan con

X= 7,5 moles de H2

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b. Calculamos los moles de amoníaco que se produjeron en esta reacción: 1 mol de N2 2,5 moles de N2

2 moles de NH 3 X= 5 moles de NH 3

En la última unidad de este bloque trabajaremos los conceptos de equilibrio químico y equilibrio iónico.

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Química Bloque 4

Unidad 7: Equilibrio químico y en solución Contenidos: Ley de acción de masas. Equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. Electrolitos. Concepto de la disociación electrolítica. Electrolitos fuertes y débiles. Equilibrio iónico. Producto iónico del agua. Concepto de pH y pOH. Al terminar esta última unidad, esperamos que Ud. pueda: • Comprender las reacciones reversibles. • Conocer el concepto de equilibrio químico. • Escribir las ecuaciones de disociación de electrolitos fuertes y débiles. • Calcular pH y pOH de diversas soluciones.

Ud. ha visto en la Unidad n° 6 el significado de las ecuaciones químicas y el cálculo de cantidades de reactivos y productos. En todos los casos estudiados se trabajó suponiendo, tal cual lo hace la estequiometría, que la reacción se producía en forma completa. Esto significa que cuando la cantidad de reactivos es estequiométrica, una vez concluida la reacción no queda nada de reactivos, ya que éstos se transforman por completo en productos. Lo que veremos en esta unidad está relacionado con el hecho de que las reacciones químicas, en realidad rara vez suceden en forma completa en una única dirección. Las transformaciones que estudiará son las que se conocen como reversibles ya que acontecen en ambos sentidos. Muchas reacciones químicas se producen de este modo, estando presentes a la vez en el sistema tanto los reactivos como los productos de la reacción. Las transformaciones químicas pueden ocurrir lentamente como la oxidación de un clavo, o rápidamente como la reacción de una pastilla efervescente en agua. Los químicos calculan la velocidad con que los reactivos se transforman en productos, y también la velocidad con que los productos se transforman en reactivos. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química

Cuando las reacciones en ambas direcciones suceden a la misma velocidad se dice que el sistema está en equilibrio químico.

Para comprender mejor este enunciado observe el ejemplo siguiente: Representa la ecuación de formación del ácido sulfuroso a partir del dióxido de azufre y agua. SO2 + H2O

H2SO3

Cuando el sistema está en equilibrio, la cantidad de moléculas de ácido sulfuroso que se forma es constante en el tiempo, es decir no varía, lo mismo que la cantidad de moléculas de agua y de dióxido de azufre. La relación o cociente entre las cantidades de productos y reactivos se conoce como constante de equilibrio Kc La expresión de Kc para esta reacción es:

Kc =

[H 2SO3 ] [ H2 O][SO2 ]

Los corchetes indican la concentración de cada producto y reactivo en la solución. Esta expresión recibe el nombre de Ley de acción de masas. Los cambios que pueden ocurrir en un sistema que ya ha alcanzado el equilibrio se trabajan a partir del Principio de Le Chatelier.

& Busque en los textos el enunciado del Principio de Le Chatelier.

Para dar cuenta de lo que leyó de este principio, analice la reacción que representa la formación de un quitaesmalte (el acetato de etilo): Ácido acético +

alcohol

quitaesmalte + agua

Los fabricantes de este quitaesmalte, cuando la reacción alcanza su equilibrio van eliminando el agua. ¿Cuál será la finalidad de esta operación?

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Como esta reacción presenta un cambio en sus condiciones (disminución de la cantidad de agua), según el Principio de Le Chatelier las proporciones de los reactivos y los productos se ajustarán de tal forma que contrarresten esta disminución. De este modo, la velocidad de formación de quitaesmalte aumenta hasta que se restablece el equilibrio; y en consecuencia se produce más quitaesmalte.

Ácidos y bases Las propiedades químicas de este tipo de sustancias se establecen cuando las mismas se encuentran en solución acuosa. Es decir, para que una sustancia se revele como ácido o como base debe estar disuelta en agua. Los ácidos son aquellos que en solución presentan sabor agrio, corroen algunos metales como el hierro, carcomen el mármol y dañan las membranas mucosas. Las bases son aquellas que en solución tiene sabor amargo, descomponen las grasas y anulan el efecto de los ácidos. Existen además otras soluciones acuosas que son neutras, porque no poseen propiedades de ninguna de las dos soluciones anteriores.

Ionización del agua El agua es un solvente muy peculiar: es un compuesto covalente polar, y sus características químicas y físicas permiten disolver tanto sustancias covalentes como iónicas. Asimismo su polaridad le permite disolver tanto compuestos covalentes polares (como el alcohol común, etanol o alcohol etílico), como compuestos iónicos del tipo del cloruro de sodio (sal común de mesa). Cuando se analiza experimentalmente agua, se encuentra que existen en muy pequeña proporción iones hidroxilo (HO -) e iones hidrógeno (H+). La ecuación que justifica estos resultados experimentales se representa del siguiente modo: H2O

OH- + H+

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Este proceso se llama ionización del agua. En el agua la concentración de iones HO- y H+ es idéntica, y éste es un proceso reversible en el cual el agua alcanza un estado de equilibrio. La expresión de Kc para esta reacción se la designa como Kw (la letra w del subíndice proviene de water que, en inglés, significa agua), o como producto iónico del agua.

¿Ácido o base? Concepto de pH En las publicidades, a menudo se informa acerca del pH de diversos productos cosméticos. Para saber si una solución es ácida, neutra o básica se utiliza la escala de pH. Esta escala tiene un rango que va desde el 0 al 14; siendo soluciones ácidas aquellas que tienen valores de pH entre 0 y 6, y soluciones básicas aquellas que tienen valores entre 8 y 14. Las que poseen pH 7 son soluciones neutras. El vinagre, el jugo de limón, las gaseosas, la orina, los productos limpiadores para baños tienen pH menores de 6. Cuanto más grande es el valor de pH, menor será la acidez. Por ejemplo, el jugo de limón concentrado tiene pH 3 y el vinagre 4; esto quiere decir que el jugo de limón es más ácido que el vinagre. Los destapacañerías, el dentífrico, el jabón, los antiácidos tienen pH mayores de 8. Cuanto más grande es el valor de pH, mayor será su carácter básico. El agua destilada es neutra, por lo tanto tiene pH 7. Existe una escala menos usada que se conoce como escala de pOH, que mide el grado de basicidad (cuán básica es una solución) . Los valores de pOH se calculan de la siguiente manera: Como pH +pOH = 14

14 – pH = pOH

Veamos un ejemplo: Si el pH del jabón de lavar es 8, el valor de pOH será 14 – 8 = 6

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Electrolitos fuertes y débiles Las soluciones que presentan iones son conductoras de la corriente eléctrica. A las sustancias que están disueltas y producen estos iones se las denomina electrolitos. Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes son aquellos compuestos iónicos (algunas sales, algunos ácidos y algunos hidróxidos) que al ponerlos en agua se separan en sus iones. Por ejemplo, el cloruro de sodio al disolverlo en agua se separa en sus iones Cl - y Na+. También son electrolitos fuertes aquellos compuestos covalentes que al disolverse en agua todas sus moléculas producen iones. Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3 se disocia en agua según la siguiente ecuación: HNO3 → NO3 + H+ Como muestra la reacción, la disociación de los ácidos produce siempre iones H+ y la parte restante de la molécula queda como ion negativo. Los electrolitos débiles son aquellos compuestos iónicos o covalentes que se disocian iónicamente en forma reversible al disolverlos en agua. Por ejemplo, el ácido cloroso HClO2 se disocia según la siguiente reacción: HClO2

ClO 2 –

H+

Como ya dijimos, en este tipo de reacciones están presentes simultáneamente reactivos y productos, ya que son reversibles. Todo proceso en el cual se producen iones se denomina disociación iónica. A continuación le presentamos ejercicios para aplicar algunos conceptos aprendidos.

Actividad n°1 Escriba las ecuaciones de disociación de las siguientes sustancias (son todos electrolitos fuertes): a. HCl b. HNO3

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c. NaOH d. LiCl Nota: Recuerde que los hidróxidos, ya estudiados en la Unidad n º 6, son compuestos iónicos formados por iones OH – y un metal.

Actividad n° 2 Calcule el pOH y el pH para las siguientes soluciones : a. HCl

pH = 5

b. NaOH

pOH = 4

Compare sus respuestas con las nuestras. 1. Como se trata de electrolitos fuertes, las disociaciones son completas y las ecuaciones quedan expresadas de la siguiente manera:

→

H+

Cl-

b. HNO3 →

H+

NO3-

c. NaOH →

Na+

HO-

Li+

Cl-

a. HCl

d. LiCl

→

2. a. pOH del HCl: pH + pOH = 14 ⇒

pOH = 14 – pH = 14 – 5 = 9

b. pH del NaOH

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pOH

pH = 14

⇒

pH = 14 – 4 = 14 – 4 = 10

Como Ud. observará, el valor de pH para el primer caso corresponde a un ácido; y para el segundo, a una sustancia básica. Con esta unidad damos por finalizado el Bloque 4 de Química. Esperamos que la Guía 1 y la Guía 2 lo hayan ayudado a comprender los temas del Programa y a resolver los ejercicios presentados. Como cierre le proponemos una autoevaluación del bloque, para que Ud. pueda identificar sus logros y dificultades.

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Autoevaluación del Bloque 4 Nuestra última propuesta consiste en plantearle una serie de actividades que le permitan: • Integrar los contenidos de este bloque. • Poner a prueba sus conocimientos. Como siempre, al final encontrará las respuestas para que pueda cotejarlas con las suyas.

Problema 1 Una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de yodo para producir dos moléculas de ácido iodhídrico. A partir de esta información le pedimos que: a. Busque los elementos en la tabla periódica y determine si son metales o no metales. b. Indique el tipo de unión química y represente las estructuras de Lewis de cada uno de los reactivos y productos. c. Escriba la ecuación química que representa este proceso. d. ¿Cuántos moles de producto se formaron a partir de 100 g de hidrógeno?

Problema 2 En una experiencia de laboratorio se parte de 200 g de Zn y de una solución de HCl, que reaccionan según muestra la siguiente ecuación: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

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A partir de esta información le pedimos que: a. Nombre cada una de las sustancias, con la ayuda de la tabla periódica. b. Calcule número de moles de H2 obtenidos. c. Indique qué tipo de compuesto es el ZnCl 2. d. El ZnCl2 es una sustancia que forma solución en agua. Describa el método que utilizaría para separar los componentes de la misma. e. Analice el tipo de fuerzas intermoleculares que presentan las moléculas HCl y las moléculas H2 .

Problema 3 Para cada una de los siguientes afirmaciones, indique si son correctas o incorrectas. De resultar incorrectas, redáctelas para que sean correctas. AFIRMACIÓN

C/I

REFORMULACIÓN (si corresponde)

a. La energía de ionización es la energía puesta en juego al quitar a un átomo el electrón más débilmente unido. b. Un sistema material formado por arena y agua se puede separar por imantación. c. El radio atómico de los átomos que se encuentran en un mismo grupo de la tabla periódica disminuye al aumentar el Z (número atómico). d. No se puede hablar de la existencia de fuerzas intermoleculares en el NaCl, pues se trata de un compuesto iónico.

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Problema 4 a. Represente la fórmula del ácido nitroso y del hidróxido de bario. b. Calcule el pH de una solución de ácido nitroso sabiendo que el pOH es 11. c. Calcule el pOH de una solución de hidróxido de bario sabiendo que el pH es 9.

Resoluciones: Problema 1 a. El yodo y el hidrógeno son no metales. b. Tanto las moléculas de yodo como las de hidrógeno presentan unión covalente no polar. La molécula de ácido iodhídrico presenta unión covalente polar. Las representaciones de Lewis y las respectivas uniones se presentan en las siguientes

figuras:

Molécula de yodo.

Molécula de hidrógeno.

Molécula de ácido iodhídrico. c. H2 + I2 → 2 HI d. Para responder esta pregunta, calculamos primero la masa molar del hidrógeno. Mr = 2.A r H = 2.1= 2 1 mol de H2 = 2 g

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2g de H2 --------------------- 2 moles de HI 100 g de H2 -------------------- x =

100.2 2

= 100 moles de HI

Problema 2 a. Los nombres de las sustancias son: Zn: zinc. HCl: ácido clorhídrico. ZnCl2: cloruro de zinc (sal). H2: hidrógeno. b. Para calcular número de moles, primero buscamos en la tabla el Ar del Zn. Ar Zn = 65 1 mol de Zn = 65 g 65g de Zn --------------------- 1 mol de H2 200 g de Zn -------------------- x =

200.1 65

= 3 moles

c. Este compuesto es una sal y su unión es iónica. Está formado por el metal cinc y el no metal yodo. d. Como se trata de una solución de un compuesto iónico disuelto en agua, el método que se utilizaría para separar sus componentes es destilación. e. Para el caso de HCl, como se trata de un compuesto covalente polar, puede formar uniones intermoleculares tipo dipolo- dipolo y tipo puente de hidrógeno. Para el caso de H2, como se trata de un compuesto covalente no polar, las uniones

intermoleculares que forman son del tipo fuerzas de London.

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Problema 3 AFIRMACIÓN

C/I

a. La energía de ionización es la energía puesta en juego al quitar C a un átomo el electrón más

REFORMULACIÓN (si corresponde)

Por definición.

débilmente unido. b. Un sistema material formado por arena y agua se puede

Por imantación sólo se separan materiales ferromagnéticos (acero,

separar por imantación.

hierro, etc.).

c. El radio atómico de los átomos

A medida que aumenta el número

que se encuentran en un mismo grupo de la tabla periódica

atómico en un grupo aumenta el número de órbitas,

disminuye al aumentar el Z (número atómico). d. No se puede hablar de la

y por lo tanto su radio atómico.

existencia de fuerzas intermoleculares en el NaCl, pues se trata de un

presentan este tipo de fuerzas, características de los compuestos moleculares.

Al tratarse de compuestos iónicos no C

compuesto iónico.

Problema 4: a. La fórmula del ácido nitroso es HNO2 Los elementos se ordenan así : 1º el hidrógeno, 2º el no metal, y 3º el oxígeno Los subíndices se seleccionan así: • El hidrógeno no lleva subíndice porque el no metal nitrógeno tiene valencia impar. • El no metal nitrógeno no lleva subíndice. • Para colocar el subíndice al oxígeno calculamos:

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dehidrógenos hidrógenos ++nnºdevalencia valenciadel delno nometal metal nnºde = subíndice subíndice del del óxigeno oxígeno 2 o

1+3 =2 2 La fórmula del hidróxido de bario es Ba (OH)2 Como es un hidróxido, se escribe el metal seguido de tantos OH como valencia tenga el metal. b. pH + pOH = 14 pH = 14 – 11 = 3 c. pH + pOH = 14 pOH = 14 – 9 = 5 Esperamos que haya podido identificar sus logros y dificultades. Recuerde que puede acercarse a los consultores para aclarar las dudas que le hayan quedado.

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