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CONTENIDO
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Introducción a la química general
La materia. Estados de agregación.
Elementos y compuestos.
Propiedades especificas y generales.
Manejo de los números. Exactitud y precisión.
Átomos moléculas iones e isotopos.
Numero de Avogadro.
Símbolos Químicos.
Tabla periódica.
Formulas químicas.
Nomenclatura.
Balanceo de ecuaciones
QUIMICA GENERAL
La química es el estudio de la materia
y los cambios que ocurren en ella.
Es una de las ciencias básicas
Y además es la evolución de la
alquimia. Los alquimistas empezaron con la química
orgánica y continuaron
después con la química
inorgánica.
www.poemas-del-alma.com/blog/mostrar-poema-19297
QUIMICA GENERAL
Habitualmente se dice que la
química es una ciencia difícil por
ser una disciplina con un
www.mdp.edu.ar/
vocabulario muy especializado; sin
embargo su léxico se reconoce fácilmente: “el
agua y el aceite no se mezclan”, el uso del
bicarbonato de sodio en la elaboración del pan,
una olla a presión para disminuir el tiempo de
cocción …..
QUIMICA
Método
científico:
investigación
Datos
cualitativos
interpreta
cion
Datos
cuantitativos
TEORIA:
Es un principio unificador que explica
un conjunto de hechos o las leyes
basadas en esos hechos
www.bioygeo.info/ApuntesFQ3.htm
LA MATERIA
• La materia es todo lo que existe en el
Universo y está compuesto por partículas
elementales. Es todo lo que ocupa
espacio y tiene masa.
• Son materia la pizarra, un libro, un
bolígrafo.
• No son materia la bondad, belleza, color
SUSTANCIAS PURAS
TIPOS
COMPUESTOS
Son las sustancias puras
que se pueden separar en
otras mas sencillas, pero al
hacerlo dejan de ser ellas
mismas
Por ejemplo el azúcar: al
calentarla salen dos
sustancias nuevas: el
agua y el azúcar, pero el
azúcar ya no es azúcar
ELEMENTOS
Son las sustancias
puras que no se
pueden separar en
otras mas sencillas
Hay mas de 100
diferentes en la
naturaleza. Están
ordenados en la tabla
periódica y cada uno
tiene un símbolo.
ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Un elemento químico es un
tipo de materia, constituida por
átomos de la misma clase.
Los compuestos, en cambio
tienen mas de un elemento por
ejemplo, la combustión del
hidrogeno gaseoso con el
oxigeno gaseoso forma agua cuyas
propiedades difieren claramente de las
correspondientes a los elementos que la
forman. El agua es un compuesto.
ESTADOS DE AGREGACION
DE LA MATERIA
act4mcrespo.blogspot.com/
Comúnmente la materia
se presenta en uno
de cuatro estados de
agregación molecular:
sólido, líquido, gaseoso
Y plasma,
Estos sólo se diferencian
en la disposición de las
partículas
que lo constituyen.
El plasma se forma mediante la
ionización de los átomos, que
al romperse pierden su cubierta
de electrones, los cuales se
desplazan libremente. Esta
materia, aparentemente
artificial, existe de manera
natural en la magnetosfera
terrestre y en el sol, que incluso
la lanza en violentas
explosiones conocidas como
viento solar.
es.wikipedia.org/.../Plasma
Los rayos y relámpagos son un plasma
que alcanza una temperatura de
27.000 °C.
CAMBIOS DE ESTADO
ar.kalipedia.com/ciencias-tierra-universo/tem...
ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA
• En el estado sólido, sus partículas están sometidas
a importantes fuerzas de atracción. Cuando se eleva
la temperatura aumenta la velocidad de sus
partículas pudiendo llegar a desmoronarse la
estructura transformándose en un líquido. Si las
partículas se separan mucho más estamos ante un
gas.
•
zeus.dci.ubiobio.cl/~allanos/A1.htm
LA MATERIA
Propiedades
generales
PROPIEDADES
GENERALES
La masa
Tiene
PROPIEDADES
ESPECIFICAS
Propiedades
especificas
Densidad
Punto de ebullición
El volumen
Punto de fusión
La temperatura
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
PROPIEDADES GENERALES DE
LA MATERIA
• MASA: es una propiedad general
de la materia que
se define como
la cantidad de
materia que tiene
un cuerpo.
• La unidad de
masa en el S.I. es el kilogramo (Kg).
www.design-simulation.com/IP/spanish/curricul...
RELACION ENTRE PESO Y MASA
El PESO se define
como la fuerza con
que la Tierra atrae a
un
determinado
cuerpo. LA MASA
de un cuerpo es
siempre la misma y
su
peso
varía
dependiendo
del
lugar
donde
se
encuentre
www.profesorenlinea.cl/fisica/masaypeso.htm
PROPIEDADES GENERALES DE LA
MATERIA
VOLUMEN: Se relaciona con el espacio
que ocupa un sistema material,
sea sólido, líquido o gas.
La unidad de volumen
en el Sistema Internacional
es el metro cúbico (m3), aunque
en el caso de fluidos suele emplearse el litro.
Las equivalencias entre estas unidades son:
1 dm3 = 1 litro = 10-3 m3
html.rincondelvago.com/mediciones-de-laborato
TEMPERATURA
• La TEMPERATURA es el grado de calor
en un cuerpo.
• El calor es el fenómeno físico que eleva
la temperatura y dilata, funde, volatiliza o
descompone un cuerpo. El calor de un
cuerpo es la suma de la energía cinética
de
todas
sus
moléculas.
dsf.chesco.org
Para medir la temperatura, se utiliza el
termómetro de mercurio, que consiste en un
tubo estrecho de vidrio (llamado capilar),
con el fondo ensanchado en una ampolla
pequeña y el extremo superior cerrado.
La ampolla o depósito y parte del capilar
están llenos de mercurio y en la parte
restante se ha hecho el vacío. Para leer la
temperatura se utiliza una escala que está
grabada en el vidrio.
usuarios.multimania.es/yxtzbldz85/newpage.htm
PROPIEDADES ESPECIFICAS DE LA MATERIA
DENSIDAD: la masa por unidad de volumen. La
unidad de densidad en el S.I. es el Kg/m3,
aunque se usa con más frecuencia g/cm3.
Para medir la densidad de un líquido se emplea un
DENSÍMETRO.
Los densímetros son
unos flotadores
graduados de vidrio
que llevan en su
parte inferior un lastre
de perdigones para que floten
verticalmente.
www.bitmax.es/index.php?cPath
DENSIDAD
• Para medir la densidad de un sólido no
podemos emplear el densímetro. En este
caso debemos medir la masa y el volumen
del sólido y a partir de ellos calcular la
densidad
kalipedia.com
DENSIDAD
Ejercicio:
El oro es un metal precioso quimicamente inerte. Se usa principalmente en
joyeria, odontologia y dispositivos electrónicos. Un lingote de oro con una
masa de 301 g tiene un volumen de 15.6 cm3. Calcule la densidad del oro.
d = m = 301 = 19.3 g\cm3
v 15.6
Una pieza de platino metalico con una densidad de 21.5 g\cm3 tiene un
volumen de 4.49 cm3. Cual es su masa?
Punto de ebullición es una propiedad
característica de cada sustancia, así, el
punto de ebullición del agua es de 100
°C, el del alcohol de 78 °C y el hierro
hierve a 2750 °C.
SUSTANCIA
Agua
Alcohol
Hierro
Cobre
Aluminio
Plomo
Mercurio
PUNTO DE FUSIÓN
(ºC)
0
-117
1539
1083
660
328
-39
El punto de fusión es la
temperatura a la cual la materia pasa
de estado solido a estado liquido
PUNTO DE
EBULLICIÓN (ºC)
100
78
2750
2600
2400
1750
357
Los cuerpos de algunas sustancias tienen la propiedad de
conducir el calor o la electricidad. Los que tienen esa
propiedad se llaman conductores; los que no, aisladores.
Estas propiedades son mensurables y sus medidas se
llaman, respectivamente, conductividad eléctrica y
conductividad térmica.
ESCALAS DE TEMPERATURA
CELSIUS Y FAHRENHEIT
Andrés Celsius, en 1742, desarrolló la escala de temperatura que usamos
corrientemente.
Algunos años antes que Celsius, Daniel G. Fahrenheit (quien fue el inventor del
termómetro de alcohol en 1709 y del de mercurio en 1714) introdujo la escala de
temperatura que lleva su nombre. Originalmente, definió como 0 ˚F (grados
Fahrenheit) la temperatura de fusión más baja que se pudiera conseguir de una
mezcla de hielo y sal común, y como 100 ˚F la temperatura normal del cuerpo
humano.
En este sentido se puede decir que la escala Fahrenheit es también una escala
centígrada, pues el intervalo entre los puntos fijos se divide en 100 partes.
CONVERSIONES
•Grados Celsius o centígrados (ºC)
a
grados Farenheit (ºF)
ºF = 9 / 5 x ºC + 32
•Grados Farenheit (ºF)
a
grados Celsius o centígrados (ºC)
ºC = 5 / 9 ( ºF – 32 )
•Grados Celsius o centígrados (ºC)
a
grados Kelvin (ºK)
ºK = ºC + 273,16
•Grados Kelvin (ºK)
a
grados Celsius o centígrados (ºC)
ºC = ºK – 273,16
Ejemplos
¿Cuántos grados celsius son 68 grados Fahrenheit?
Sustituir Fahrenheit con 68 y resolver para Celsius:
C = (68 - 32) * 5/9,
C = 36 * 5/9,
C = 20
20 °C = 68 °F
¿A qué temperatura son temperaturas en celsius y Fahrenheit iguales?
Sustituir ambas temperaturas con "T" en una de las ecuaciones anteriores
y resolver para T:
T = T * 9/5 + 32,
-32 + T = T * 9/5,
-32 = T * 4/5,
-40 = T
-40 °C = -40 °F
El manejo de los numeros
Cuando se trabaja con números muy
grandes o muy pequeños se utiliza el
sistema de notación científica.
568.762 en notación científica es
5.68762*102
0.00000772 en notacion cientifica es
7.72* 10-6
Manejo de los números
Todo numero elevado a la potencia cero es
igual a la unidad.
En operaciones aritméticas:
(7.4*103)+(2.1*103) =9.5*103
(4.31*104) + (3.9*103)= (4.31*104) +(0.39*104)
= 4.70*104
CIFRAS SIGNIFICATIVAS: son los dígitos confiables en una medición y son
los que se utilizan para las operaciones y los cálculos.
REGLAS PARA DETERMINAR LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS:
1. Todos los números del 1 al 9 son significativos. Ej. 15, 351, 1247.
2. Los ceros que van entre cifras significativas, también se consideran
significativos. Ej. 405, 3004.
3. Los ceros que están a la derecha del punto decimal se consideran
significativos. Ej. 4.0, 35.00, 1.00, 4.09.
4. El cero que se utiliza sólo para determinar la posición del punto decimal
NO es significativo. Ej. 0.5, 0.304, 0.489.
5. Los ceros que están a la derecha del punto decimal en números menores
que uno no son significativos. Ej. 0.000945, 0.013.
Cifras significativas
En la adición y la sustracción la respuesta no puede tener mas dígitos a la
derecha del punto decimal que los presentes en los números originales:
89.332+
1.1
90.432
Se redondea a 90.4
En la multiplicación y la división el numero de cifras significativas se determina en
base al numero original que tenga menor cantidad de cifras significativas
Redondeo de cifras
• Cuando en la operación estan incluidos
dos o mas pasos se debe trabajar asi:
• 1º paso: A x B = C
• 2º Paso C x D = E
• Suponiendo que A es 3.66, B es 8.45 y D
es 2.11 Las cifras significativas de E
depende de cómo se redondee C.
Exactitud y Precisión
• Exactitud: Que tan cerca esta una medición del valor verdadero
• Presicion : Que tan estrechamente concuerdan entre si dos o mas
mediciones de la misma cantidad.
Exactitud y Precisión
• Los resultados pueden ser precisos pero
no exactos.
• La exactitud indica la cercanía de una
medida al valor aceptado o verdadero y se
expresa mediante el error.
• La precisión describe la concordancia
entre varios resultados obtenidos de la
misma manera.
RESOLUCION DE PROBLEMAS
Leer cuidadosamente la pregunta
2. Plantear el algoritmo necesario para
lograr el objetivo.
3. Verificar unidades y las cifras
significativas.
4. Verificar si la respuesta tiene o no
sentido. Interpretación de resultados.
1.
MATERIA
ESTÁ
CONSTITUIDA
POR
ÁTOMOS
son los
componentes
de las
MOLÉCULAS
cuando adquieren
carga eléctrica, se
conv iertenen en
ESTÁN
FORMADOS POR
OTRAS
PARTÍCULAS
PROTONES
NEUTRONES
cuando adquieren
carga eléctrica, se
conviertenen en
IONES
pueden ser
pueden ser
monoatómicos
poliatómicos
ejem.
ejem.
cloruro,
sodio,
hidrógeno
amonio,
carbonato,
ortofosfato,
etc.
ELECTRONES
ATOMOS, MOLECULAS E IONES
• Atomo: Según Dalton un átomo se define como la
cantidad básica de un elemento que puede intervenir en
una combinación química. Los átomos están formados
por partículas subatómicas: electrones, protones y
neutrones.
• Los átomos son neutros
Hay los mismos electrones
en la corteza que protones
en el núcleo
www.quimicaweb.net/
www.ehu.es/biomoleculas/isotopos/isotopos1.htm
Los electrones de los átomos se distribuyen en niveles o
pisos, cada uno con sus diferentes subniveles y orbitales.
En este sistema, los átomos se ordenan por
número atómico creciente y se pasa de un
período a otro cuando los electrones se
sitúan en un nivel superior.
www.kalipedia.com/.../graficos-atomo-neutro-ion
El átomo de la izquierda tiene 3
protones, 4 neutrones y 3 electrones.
Es neutro. El de la derecha tiene 3
protones, 4 neutrones y 2 electrones.
Es un ion positivo.
Cuando un átomo tiene en la corteza un número de electrones
distinto del número de protones nucleares constituirá un ión o
partícula con carga eléctrica.
Teoría Atómica
 Demócrito (siglo V a.C):
 Concepto de átomo partículas pequeñas e indivisibles
que constituyen la materia
 J. Dalton (1808): primera teoría atómica
 Toda la materia está constituida por partículas
indivisibles denominadas átomos
 Átomos del mismo elemento son idénticos y
diferentes a los átomos de otro elemento
 Los átomos se combinan entre sí según una proporción
de números enteros para formar un compuesto
 Las reacciones químicas implica una reorganización de
átomos. Ningún átomo se crea o destruye
blogdepcpi.wordpress.com/2009/11/10/
Protón: tiene carga eléctrica positiva. Está
en el núcleo
- Neutrón: no tiene carga eléctrica. Está en
el núcleo
- Electrón: tiene carga eléctrica negativa.
Se encuentra en la corteza
Partes del átomo:
- Núcleo: parte central, pequeño, donde se
encuentran protones y neutrones
- Corteza: donde se encuentran los
electrones. Los electrones giran alrededor
del núcleo
Partículas subatómicas
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Masa (g)
Carga
Coulombs
Carga unitaria
9.01093 x 10-28
1.67262 x 10-24
1.67493 x 10-24
-1.6022 x 10-19
+1.6022 x 10-19
0
-1
+1
0
Localización: -protón y neutrón en el núcleo
-electrón fuera del núcleo
41
Número atómico y número de masa
 El número atómico (Z)
es el número de
protones de un átomo
 Cada elemento tiene un
Z diferente
 El número de electrones
es igual a Z en un átomo
neutro
 El número de masa (A)
es el número total de
protones y neutrones
A
Z
X
42
Isótopos
No todos los átomos de un
elemento tienen la misma
masa. La mayoría de los
elementos tienen dos o
mas isótopos que son
átomos que tienen el
mismo numero atómico
pero diferente numero de
masa. El Hidrogeno por
ejemplo tiene 3 isótopos:
Isótopos
Átomos que tienen el mismo número
atómico y diferente número de masa
Dalton estaba equivocado- los átomos del
mismo elemento no son iguales
Todos los isótopos de un elemento tienen el
mismo comportamiento químico
44
Moléculas
Molécula es un agregado de, al menos,
dos átomos que se mantienen unidos a
través de fuerzas químicas (enlaces)
N2
Molécula
diatómica
H2O
Molécula
Poliatómica
45
Iones
Ion es un átomo o grupo de átomo que
tiene una carga neta
Catión-carga neta positiva
Anión-carga neta negativa
K+
NO3
46
Masas atómicas
 La masa de los átomos se expresa en unidades
de masa atómica (uma)
 uma- 1/12 la masa de un átomo de 12C
 La masa atómica de un elemento es la media
de las masa isotópica ponderada (masas de
isótopos + abundancia)
MASA ATOMICA
• Por ser los átomos demasiado pequeños es imposible
pesarlos. La masa atómica es la masa de un átomo, en
unidades de masa atómica (UMA)
• Se toma como referente el átomo de Carbono. UMA se
define como una masa exactamente igual a un doceavo
de la masa de un átomo de Carbono 12. El C12 es el
isótopo del C con 6 protones y 6 neutrones.
NUMERO DE AVOGADRO
• Es una unidad especial que se refiere a una
gran cantidad de átomos.
• Igual que una docena se refiere a doce
elementos, o una centena a cien elementos.
• En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia
que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas u otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g del isótopo
C12. El numero real de átomos en 12 g de C12 es
el numero de Avogadro y el valor comúnmente
aceptado es 6.022 x 1023
NUMERO DE AVOGADRO
• 1 mol de átomos de H tiene 6.022 x 1023 átomos
de H.
• 1 mol de átomos de C12 tiene una masa
exactamente de 12 g y contiene 6.022 x 1023
átomos.
• La masa atómica (uma) de un elemento es = a
su masa molar M.
• Conocidos la masa molar y el numero de
Avogadro es posible calcular la masa en gramos
de un solo átomo.
• La masa de un atomo de C12 es
12 g de átomos de C12 = 1.993 x 10-23 g
6.022 x 1023 atomos de C12
NUMERODE AVOGADRO
• 1 g = 6.022 x 1023 uma
1 mol de un elemento
y
1mol del elemento
masa molar del elemento
6.022 x 1023 átomos del elemento
EJERCICIO:
El He es un gas. ¿ cuantas moles de átomos de He hay en 6.46 g de
He?
La masa molar del He es 4.003 g. 1 mol de He = 4.003 g de He
1mol de He
= 6.46 g He x 1mol He = 1.61 mol He
4.003 g de He
4.003 g He
NUERO DE AVOGADRO
• Cuantos g de Zn hay en 0.356 moles de
Zn?
1 mol de Zn = 65.39 g
0.356 moles
X
X = 0.356 moles x 65.39 g = 23.3 g de Zn
1 mol de Zn
MASA MOLECULAR
• Una molécula esta formada por varios átomos.
La masa molecular entonces es la suma de la
masa de los átomos que la constituyen.
• La masa molar, en uma, es numéricamente
igual a su masa molecular en g. por ejemplo
la masa molecular del H2O es 18.02 uma por
lo que su masa molar es 18.02 g; 1 mol de
agua pesa 18.02 g y contiene 6.022 x 1023
moléculas de agua así como 1 mol de C
contiene 6.022 x 1023 átomos de Carbono.
MASA MOLECULAR
•
Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto es posible
determinar su formula empírica.
Ejemplo: El ácido ascórbico esta formado por 40.92% de C, 4.58% de H y
54.50% de O en masa, determine su formula empirica.
Si se tienen 100 gr de ácido ascórbico hay 40.92 g de C, 4.58 g de H y 54.50 g
de O.Como los subindices representan una relacion de moles entones hay
que conbertir esos g a moles.
1 mol de C
12.01 g
40.92g x 1mol = 3.407 mol
X
40.92 g
12.01 g
1mol d H
1.008 g
4.58g x 1 mol = 4.54 mol
X
4.58 g
1.008g
1mol de O
16.00 g
54.50 x 1 mol = 3.406 mol
X
54.50
16
La formula empírica será C3.407H4.54O3.406
Pero los subíndices deben ser números enteros, entonces se divide c/subíndice
por el mas pequeño que es 3.406 y queda CH1.33O.
FORMULA EMPIRICA
• Para convertir el 1.33 a un numero entero
se debe emplear un método de tanteo y
error asi:
1.33 x 1
1.33
1.33 x 2
2.66
1.33 x 3
3.99 = 4
• Como 1.33 x 3 da un entero que es 4 se
deben multiplicar todos por 3 . La formula
empírica del ácido ascórbico es C3H4O3.
DETERMINACION DE LA FORMULA
MOLECULAR
• La formula calculada a partir de la
composición porcentual en masa es
siempre la formula empírica debido a que
los subíndices se reducen siempre a los
números enteros mas pequeños.
• Para conocer la formula molecular se
debe
conocerla
masa
molecular
aproximada del compuesto, además de su
formula empírica.
DETERMINACION DE LA FORMULA
MOLECULAR
• La masa molar de un compuesto debe ser
un múltiplo entero de la masa molar de su
formula empírica.
• Ejemplo: La muestra de un compuesto
tiene 1.52 g de N y 3.47 g de O. Se sabe
que la masa molar de ese compuesto esta
entre 90 y 95 g. Determine la formula
molecular y la masa molar del compuesto.
DETERMINACION DE LA FORMULA
MOLECULAR
• Se conoce la cantidad en g de N y de O. Si se
utiliza la masa molar como factor de conversión
se podrán convertir los g a moles de cada
elemento:
1.52 g de N x 1 mol de N
= 0.108 moles de N
14.01 g de N
3.47 g de O x 1 mol de O = 0.217 moles de O
16.0 g de O
Se debe dividir por el subíndice mas pequeño y redondear.
Queda entonces NO2
DETERMINACION DE LA FORMULA MOLECULAR
• La formula molecular puede ser la misma que la formula
empírica o algún múltiplo entero de ella. Al comparar la
relación de la masa molar con la masa molar de la
formula empírica se muestra la relación integral entre la
formula empírica y la formula molecular La masa molar
de la formula empírica NO2 es
• Masa molar empíricas 14.01g +2(16.00) = 46.01 g
• Entonces la proporción entre la masa molar y la masa molar
empírica es
masa molar
= 90
= 2
masa molar empírica
46.01
La masa molar del compuesto es el doble de la masa molar empírica
Resumen
Elemento: Átomo que no se
puede disociar o dividir, son
aproximadamente 116 de los
cuales 26 se encuentran en
el cuerpo el 96%, estamos
construidos
(Carbono,
por
CHON
Hidrogeno,
Oxigeno, Nitrógeno) 3.9%
por nueve elementos: Cloro,
calcio, sodio, potasio, hierro,
azufre, fósforo, magnesio,
yodo y el 0.1% restantes por
oligoelementos
como
cobalto, cobre, selenio, litio,
etc.
Átomos y Elementos
Estructura Atómica y Tabla Periódica
Átomo
Núcleo
Protones
Tabla Periódica
Electrones
Neutrones
Grupos
Períodos
Arreglo de electrones
Ley Periódica
Número atómico
Número de masa
Isótopos
www.pucpr.edu/.../Elementos%20y%20la%20Tabla%20Periódica.ppt
Símbolos Químicos
• Muchos nombres de elementos surgen de
planetas, mitología, minerales, colores,
geografía y personas famosas.
• Algunos provienen del latín o griego.
– Símbolos Químicos
– Abreviatura de una o dos letras que se le
asigna a cada elemento.
Tabla Periódica
– Es el arreglo de todos los elementos que
existen.
– Dmitri Mendeleev, ordenó todos los
elementos en orden ascendente de número
atómico, formando grupos o familias cuyos
elementos poseen propiedades similares.
– Grupos – columnas verticales
– Períodos – filas horizontales
TABLA PERIODICA
quimica3-atomo.blogspot.com
/
http://www.monografias.com
TABLA PERIODICA
Los elementos están acomodados
acuerdo a su numero atómico.
Las filas = Periodos
Columnas = Grupos o Familias
de
Los elementos se dividen en tres categorías:
Metales, no metales y metaloides
Los PERIODOS están
formados por un conjunto
de elementos que
teniendo propiedades
químicas diferentes,
mantienen en común el
presentar igual número de
niveles con electrones en
su envoltura,
correspondiendo el
número de PERIODO al
total de niveles o capas.
1
2
3
4
5
6
7
6
7
Qué es un grupo?
Los elementos que conforman
un mismo GRUPO presentan
propiedades físicas y
químicas similares.
Las columnas verticales de la Tabla Periódica se
denominan GRUPOS (o FAMILIAS)
p
s1
p
s2
1
2
3
4
d d d d d
5
6
7
8
9
d d d d d
1
2
p p3 p4 p
5
10
Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma
configuración electrónica del último nivel energético.
6
SEMIMETALES
NOBLES
M E T A L E S
GASES
Agrupaciones
Carácter metálico
Un elemento se considera metálico cuando cede
fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos,
es decir los metales son muy poco electronegativos
Un no metal es todo elemento que difícilmente cede
electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy
electronegativo
Los gases nobles no tienen carácter metálico ni no
metálico
Los semimetales no tienen muy definido su carácter,
se sitúan bordeando la divisoria
•El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe
álcalis, que significa cenizas.
•Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos,
que son compuestos que antes se llamaban álcalis.
•Son metales blandos, se cortan con facilidad.
•Los metales alcalinos son de baja densidad
• Estos metales son los más activos químicamente
•No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en
forma de compuestos, generalmente sales . Ejemplos:
El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto
mas abundante en el agua del mar.
El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.
Metales alcalinos
•TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE METÁLICO
CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES DEL CALOR Y DE LA
ELECTRICIDAD
LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA MULTITUD DE
USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN
3
4
5
6
7
9
11
12
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
IB
IIB
Metales de transición
Estos elementos se llaman
también tierras raras.
Metales de transición
internos
•Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se
encuentran principalmente en forma de sales
disueltas en el agua del mar.
•El estado físico de los halógenos en condiciones
ambientales normales oscila entre el gaseoso del
flúor y el cloro y el sólido del yodo y el Astato; el
bromo, por su parte, es líquido a temperatura
ambiente
Halógenos
TABLA PERIODICA
La mayoría de los elementos son metales. Hay 17
no metales y 8 son metaloides.
De izquierda a derecha en un periodo las
propiedades físicas y químicas de los elementos
cambian en forma gradual de metálicas a no
metálicas.
Los elementos del grupo IA = Metales alcalinos
2A = Metales alcalinotérreos
7A = Halógenos
8A = Gases nobles
Práctica
– Clasifique los siguientes como metal alcalino,
metal alcalinotérreo, elemento de transición,
halógeno ó gas noble.
– Ne
– Mg
– Cu
– Br
– Ba
fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/.../07TablaPeriódica.pp
Práctica
– Identifique el símbolo del elemento dado:
– Metal alcalinotérreo en el Período 2
– Grupo 5, Período 3
– Gas Noble, Período 4
– Halógeno, Período 5
– Grupo 4, Período 4
fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/.../07TablaPeriódica.pp
IONES
www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerConteni...
Cation: Cuando un atomo
neutro pierde un electron
y queda con carga neta
positiva.
Anion: Es un Ion cuya
carga neta es negativa
debido al incremento en
el numero de electrones.
es.wikipedia.org
ar.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/trabajo-...
IONES
Se dice que la sal
común
es
un
compuesto iónico por
que esta formado por
cationes y aniones.
El átomo puede perder
o ganar mas de un
electrón como el Ca++
pero igual que los que
tienen una sola carga
como el Cl- son iones
monoatómicos.
Iones poliatomicos…….
Formulas químicas
Expresan la composición y
presencia de las
moléculas y los
compuestos iónicos
por medio de los
símbolos químicos. También su proporción.
Formulas moleculares
Indica el numero
exacto de átomos
de cada elemento
que están presentes
en una molécula
tplaboratorioquimico.blogspot.com/
Formulas empíricas
• Indica cuales elementos
están presentes y su
proporción mínima en
números enteros entre
sus átomos pero no
necesariamente indica la
cantidad real que hay de
cada uno.
• La
palabra
empírico
significa derivado de la
experiencia, las formulas
empiricas se derivan
experimentalmente.
CH2 de C2H4
ETILENO
P2O5 de P4010 Oxido de P
CH2O de C2H4O2
Acido acético
EJEMPLO. Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno.
Hallar la fórmula del compuesto.
La fórmula será CxHy donde x e y son números enteros. El compuesto puede
expresarse también por 79,9 g de carbono y 20,1 g de hidrógeno. Dividiendo el peso de
cada elemento por su peso atómico, o lo que es equivalente, multiplicando este peso
por el factor de conversión de gramos a moles de átomos (átomos gramo), resulta:
Estos resultados significan que 6,65 moles de carbono están combinados con 19,95
moles de hidrógeno. Para reducir esta relación a números enteros se dividen ambos
valores por el menor, esto es, por 6,65, obteniéndose la relación:
que indica que por cada átomo de carbono hay tres, átomos de hidrógeno.
La fórmula más simple es CH3 y esta será la fórmula empírica de la sustancia.
La fórmula verdadera será la fórmula empírica o bien un múltiplo de ella.
Su determinación exige el conocimiento del peso molecular.
EJEMPLO. Cinco gramos de un óxido de plomo contienen 4,533 g de este
metal. Calcular su fórmula.
El contenido en Oxigeno es (5 - 4,533 =) 0,467 g. Si dividimos los pesos de
plomo y oxígeno por sus pesos atómicos respectivos se tiene
Dividiendo estos dos valores por el menor, 0,02188, se obtienen
respectivamente 1 mol (átomo gramo) de plomo y 1,334 moles (átomos gramo)
de oxígeno. Como los números de átomos han de ser enteros hay que
multiplicar estos últimos valores por 3, con lo que resulta 3 moles de plomo y 4
moles de oxígeno.
La fórmula empírica o más sencilla de este óxido de plomo es Pb304.
FORMACION DE COMPUESTOS IONICOS
Cuando
reaccionan
elementos
muy
electronegativos (con mucha tendencia
a ganar electrones) con elementos muy
electropositivos (con tendencia a perder
electrones), tiene lugar este tipo de
enlace.
Se llama enlace iónico porque los
átomos, para unirse, se convierten en
iones; es decir, ganan o pierden
electrones.
El
enlace
iónico
se
produce
normalmente cuando se unen metales
con
no
metales.
Los metales forman iones positivos.
Los no metales forman iones negativos.
NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS
• Es la forma de nombrar los compuestos
que son aproximadamente 2 millones de
compuestos.
orgánicos
• H O N S
inorgánicos
CO CO2 CS2 CN- CO32- HCO3-
Valencias
Para poder conocer la nomenclatura
química es necesario conocer primero la
Valencia
que
esta
directamente
relacionada con la estructura.
Por esto la valencia es como el
numero de oxidación pero la diferencia
es que no tiene signo.
COMPUESTOS BINARIOS
Nomenclatura SISTEMÁTICA
• Consiste en la utilización de prefijos numerales
griegos para indicar el nº de átomos de cada elemento
presente en la fórmula
• Los prefijos que se utilizan son: mono (1), di (2), tri
(3), tetra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7), … El
prefijo mono puede omitirse.
Cl2O5
pentaóxido de dicloro
H2 S
sulfuro de dihidrógeno
SiH4
tetrahidruro de silicio
COMPUESTOS BINARIOS
Nomenclatura de STOCK
• Consiste en indicar el n. o., con números romanos y
entre paréntesis, al final del nombre del elemento. Si
éste tiene n. o. único, no se indica.
CuO
óxido de cobre (II)
Fe2O3
óxido de hierro (III)
Al2O3
óxido de aluminio
COMPUESTOS BINARIOS
Nomenclatura TRADICIONAL
• Consiste en añadir un sufijo al nombre del
elemento según con el n. o. con el que actúe:
Posibilidad de n. o.
uno
dos
Terminación
-ico
n.o. menor  -oso
n. o. mayor  -ico
n.o. menor  hipo …
tres
-oso
n. o. intermedia  -oso
n.o. mayor  -ico
n. o. menor  hipo …
cuatro
-oso
n. o. intermedio  -oso
n. o. intermedio  -ico
n. o. mayor  per … -ico
VALENCIAS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN
H
O
Con metales: -1
Siempre -2 salvo en los peróxidos (-1)
Con no metales: +1
Excepciones: con el flúor
NO METALES
NORMAL
CON OXÍGENO
Halógenos: Cl, Br, I
-1
+1, +3, +5, +7
Anfígenos: S, Se, Te
-2
+4, +6
Grupo del N: N, P, As
-3
+3, +5
Grupo del C: C, Si
-4
+4
Grupo del B: B
-3
+3
METALES
Alcalinos
Siempre +1
Alcalino-térreos
Siempre +2
Otros
Zn: +2
Ag: +1
Al: +3
Nomenclatura
• Para los compuestos iónicos, los nombres de
los cationes metálicos provienen del nombre de
los elementos.
ELEMENTO
NOMBRE DEL CATION
Na
Sodio
Na+ Ion sodio (o catión Sodio)
K
Mg
Potasio
magnesio
K+ Ion Potasio ( o catión potasio)
Mg2+ Ion Magnesio (o catión magnesio)
Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios o
compuestos formados solamente por dos elementos.
Nomenclatura
• Para los compuestos binarios se nombra
primero el anion no metálico seguido por
el catión metálico.
NaCl es cloruro de sodio.
• La nomenclatura del anion se forma
tomando la primera parte del nombre del
elemento y agregando el sufijo “uro”.
• Los compuestos ternarios poseen tres
elementos en su estructura.
COMPUESTOS BINARIOS
ÓXIDOS
Son combinaciones del oxígeno con cualquier elemento químico
+1
-2
+2, +3
• Óxido básico : es la combinación del oxígeno con un metal.
Compuesto
Sistemática
Stock
Tradicional
FeO
monóxido de hierro
óxido de hierro (II)
óxido ferroso
Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro (III)
óxido férrico
Li2O
óxido de dilitio
óxido de litio
óxido lítico o de litio
COMPUESTOS BINARIOS
ÓXIDOS
-2
• Óxido ácido : es la combinación del oxígeno
con un no metal.
+2,+4
+2,+4,+6
Compuesto
Sistemática
Stock
Tradicional
SO
monóxido de azufre
óxido de azufre (II)
Anhídrido hiposulfuroso
SO2
dióxido de azufre
óxido de azufre (IV)
Anhídrido sulfuroso
SO3
trióxido de azufre
óxido de azufre (VI)
Anhídrido sulfúrico
CO
CO2
monóxido de carbono
dióxido de carbono
óxido de carbono (II)
Anhídrido carbonoso
óxido de carbono (IV)
Anhídrido carbónico
-1
COMPUESTOS BINARIOS
HIDRUROS
Son combinaciones del hidrógeno con cualquier elemento químico
• Hidruros metálicos: es la combinación
del hidrógeno (-1) con un metal.
+1
+2
+2, +3
Compuesto
Sistemática
Stock
Tradicional
CaH2
dihidruro de calcio
hidruro de calcio
hidruro cálcico
LiH
hidruro de litio
hidruro de litio
hidruro lítico
FeH3
trihidruro de hierro
hidruro de hierro (III)
hidruro férrico
SrH2
dihidruro de estroncio
hidruro de estroncio
hidruro de estroncio
COMPUESTOS BINARIOS
HIDRUROS
+1
-1
-2
• Haluros de hidrógeno (hidruros no metálicos): es la combinación del
hidrógeno (+1) con un no metal de los grupos VIA y VIIA.
Comp.
Sistemática
Stock
Tradicional
HF
fluoruro de hidrógeno
fluoruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
HCl
cloruro de hidrógeno
cloruro de hidrógeno
ácido clorhídrico
H2S
sulfuro de dihidrógeno
sulfuro de hidrógeno
ácido sulfhídrico
H2Se
seleniuro de dihidrógeno
seleniuro de hidrógeno
ácido selenhídrico
COMPUESTOS BINARIOS
HIDRUROS
-3
-4
-3
+1
• Hidruros volátiles (hidruros no metálicos): es la
combinación del hidrógeno (+1) con un no metal
de los grupos IIIA, IVA y VA.
Comp.
Sistemática
Stock
Tradicional
NH3
trihidruro de nitrógeno
hidruro de nitrógeno (III)
amoniaco
Limpieza,gas
PH3
trihidruro de fósforo
hidruro de fósforo (III)
fosfina
gas fumigante
incoloro
AsH3
trihidruro de arsénico
hidruro de arsénico (III)
arsina
gas muy
tóxico
SbH3
trihidruro de antimonio
hidruro de estibina (III)
estibina
mineral
opaco
CH4
tetrahidruro de carbono
hidruro de metano (IV)
metano
hidrocarburo
SiH4
tetrahidruro de nitrógeno
hidruro de silicio (IV)
silano
aumentador de
la adhesión
BH3
Trihidruro de boro
nitruro de boro (III)
borano
Uso industrias
COMPUESTOS BINARIOS
SALES BINARIAS
+1
Son combinaciones de dos elementos, que no son ni el O ni el H.
• Sales neutras: son combinaciones de un
metal y un no metal.
-1
-2
+1
-1
+1, +3
+ 2, +4
Compuesto
Sistemática
Stock
Tradicional
LiF
fluoruro de litio
fluoruro de litio
fluoruro de lítico
AuBr3
trihidruro de oro
bromuro de oro (III)
bromuro áurico
Na2S
sulfuro de disodio
sulfuro de sodio
sulfuro sódico
SnS2
disulfuro de estaño
sulfuro de estaño (IV)
Sulfuro estánnico
NOMENCLATURA
Los ácidos y las bases.
Las formulas de los ácidos tienen uno o mas átomos de
Hidrogeno y un grupo aniónico. Cuando el anión termina
en “uro” como los cloruros el acido termina en “hídrico”.
A veces tiene asignado dos nombres diferentes para el
mismo acido y depende del estado físico en que se
encuentre. Por ejemplo
HCl
gaseoso
Cloruro de Hidrogeno
HCl
acuoso
Acido clorhídrico
Formación de oxiácidos
• Los oxácidos se forman cuando reacciona
un anhídrido con agua.
• La nomenclatura más utilizada corresponde
al “Sistema Clásico”.
• Ejemplo:
CO2  H 2O  H 2CO3
anhídrido
carbónico
agua
ácido carbónico
103
NOMENCLATURA
Los Oxiácidos son ácidos que contienen
Hidrógeno, Oxigeno y otro elemento ( el
elemento central). Los oxiácidos se
escriben con el H en primer lugar, seguido
por el elemento central y al final el O.
HNO3
Ácido nítrico
H2CO3
Ácido carbónico
H2SO4
Ácido sulfúrico
HCLO3
Ácido clorico
NOMENCLATURA
Al agregar un átomo de O al ácido “ico” el acido se
llamara acido “per…..ico”
HClO3 +
o
HCLO4 Ac Perclórico
Si se le quita un O al ácido ico se llama entonces
“oso”.
HNO3 – O
HNO2
Acido nitroso.
Si se quitan 2 O al ácido “ico” queda “hipo…oso”
HBrO3 - 2O
HBrO
Acido hipobromoso
NOMENCLATURA
Las reglas para nombrar los oxianiones que
son los aniones de los oxiácidos son las
siguientes:
Cuando se quitan todos los H del ácido “ico” el
nombre del anión termina en “ ato” carbonato
H2CO3(acido carbónico.) – (H2)
CO32carbonato
REACCION QUIMICA
Una Reacción química es un
proceso en el cual una sustancia (o
sustancias) desaparece para formar
una o más sustancias nuevas.
ESCRITURA DE LAS
ECUACIONES QUIMICAS
Las ecuaciones químicas son el modo de
representar a las reacciones químicas.
• Una ecuación química utiliza símbolos
químicos para mostrar que sucede en una
reacción química.
• Los símbolos son las flechas y el signo +
ESCRITURA DE LAS ECUACIONES QUIMICAS
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con
oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación
química para esta reacción se escribe:
H2 + O2
H2O
-El "+" se lee como "reacciona con"
-La flecha significa "produce".
-Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha
representan las sustancias de partida denominadas
reactivos.
-A la derecha de la flecha están las formulas químicas de
las sustancias producidas denominadas productos.
-Los números al lado de las formulas son los coeficientes
(el coeficiente 1 se omite).
ESCRITURA DE LAS
ECUACIONES QUIMICAS
• Para proporcionar información adicional
los químicos indican el estado físico de los
reactivos y productos por medio de las
letras g, l y s.
•
2 CO(g) + O2(g)
2CO2(g)
ESTEQUIOMETRIA
DEFINICION
• Estudio de las relaciones cuantitativas
entre las masas, los volúmenes y el
número de moles de moléculas de los
reactivos que intervienen en una reacción
química y los productos obtenidos.
RELACIONES
ESTEQUIOMETRICAS
• Las transformaciones que ocurren en una reacción
química se rigen por la Ley de la conservación de la
masa: Los átomos no se crean ni se destruyen
durante una reacción química.
Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente
antes, durante y después de la reacción. Los cambios
que ocurren en una reacción química simplemente
consisten en una reordenación de los átomos.
2 * 2.02g
2H2
+ 32.00g
+
+
O2
=
2 * 18.02g
2H2O
CALCULOS
ESTEQUIOMETRICOS
• Una ecuación química ajustada o balanceada
indica las proporciones de combinación o
estequiometria - en moles - de las sustancias
reactivas y sus productos. Así :
•
2NaI + Pb(NO3)
PbI2 + 2NaNO3
• Indica que 2 moles de NaI se combina con 1
mol de Pb(NO3) para producir 1 mol de PbI2 y
2 moles de NaNO3
CALCULOS
ESTEQUIOMETRICOS
•
•
Masa
Dividir entre
la masa molar
1
Moles
2
Multiplicar
por la relación
estequiometrica
3
Moles
Masa
Multiplicar por
la masa molar
Un calculo para relacionar el peso en g de los productos y los
reactivos se lleva a cabo en tres pasos: 1 Transformar la masa
conocida en g de una sustancia en su numero de moles; 2 Multiplicar
por un factor que tenga en cuenta la estequiometria y 3. Convertir los
datos de moles en las unidades métricas que pide la respuesta.
CALCULOS
ESTEQUIOMETRICOS
• Resumen
• 1 Escribir la ecuación balanceada
• 2 Convertir la cantidad conocida del reactivo a
numero de moles.
• 3 Utilizar la relación molar de la ecuación
balanceada para calcular el numero de moles
del producto formado.
• 4 Convertir las moles del producto en gramos de
producto
EJERCICIO
• Cual es la masa de AgNO3(169.9g/mol)
necesaria para convertir 2.33 g de
Na2CO3(106g/mol) en Ag2CO3. Que
cantidad de Ag2CO3 (275.7 g/mol) se
forma?
• Na2CO3+ 2 AgNO3
Ag2CO3+ 2NaNO3
Ejercicio
• 1. Moles de Na2CO3
• 2. La ecuación ajustada o balanceada dice
que 2 mol de AgNO3 / 1 mol de Na2CO3
• 3. Masa de AgNO3
BALANCE DE ECUACIONES
• METODO DE TANTEO
• Pasos que son necesarios para balancear
una reacción
• 1) Se determina cuales son los reactivos y los
productos.
• 2) Se escribe una ecuación no ajustada usando
las fórmulas de los reactivos y de los productos.
• 3) Se ajusta la reacción determinando los
coeficientes que nos dan números iguales de
cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de
reacción, generalmente números enteros.
BALANCEO DE ECUACIONES
Ejemplo 1:
HCL + Ca
1H
1 Cl
1Ca
2HCL + Ca
2H
2Cl
1Ca
CaCl2 + H2
2H Sin balancear
2Cl Sin balancear
1 Ca Balanceado
CaCl2 + H2 (BALANCEADA)
2H Balanceada
2Cl Balanceado
1Ca Balanceado
BALANCEO DE ECUACIONES
•
Ejemplo 2:
C2H6 + O2
CO2 + H2O
2C
1C
6H
2H
2O
3O
Al balancear ( Primero la molécula mayor):
C2H6 + O2
2CO2 + 3H2O
2C
2C Balanceado
6H
6H Balanceado
2O
7O Sin Balancear
Entonces queda
C2H6 + 3.5O2
2CO2 + 3H2O
Como no existen 0.5 molécula de O2 entonces se multiplica a cada lado por 2 y
queda así:
2C2H6 + 7O2
4CO2 + 6H2O
BALANCEO DE ECUACIONES
•
METODO REDOX
•
1) Escribir los números de oxidación que tiene cada elemento que participa
en la reacción tanto en los reactivos como en los productos.(En una formula
siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y
negativos)
•
2) Verificar los cambios en el numero de oxidación de los elementos desde
los productos hasta los reactivos.
•
3)Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento
que se oxido se pone al que se reduce y viceversa
•
4)Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el
miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua
balanceando la ecuación por el método de tanteo
BALANCEO DE ECUACIONES
• EJEMPLO:
•
KClO3
• +1: K
+5: Cl
•
-2: O
2KClO3
KCl + O2
+1: K -1: Cl
0: O
2KCl + 6O2
BALANCEO DE ECUACIONES
:
Paso 1 Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas
en este tema para asignar el número de oxidación.
Sn0+H+1+N+5O-23
Sn+4O-22 + N+4O-2+ H+12O2-
Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido
variación en el número de oxidación:
El Sn0 paso a Sn+4 y el N+5 paso a N+4
Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el
que se reduce:
a)
b)
Paso 4: Igualar el número de electrones ganados
y perdidos, lo cual se logra multiplicando la
ecuación Sn0 + 4e
Sn+4 por 1 y la ecuación:
N+5 + 1e
N+4 por 4, lo que dará como
resultado:
Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar
el numero de electrones perdidos y ganados que
debe ser igual:
Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie
química a la ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda balanceada
pero en otros, como este es necesario terminar el
balanceo por tanteo para ello es necesario
multiplicar el agua por dos:
Sn0 + 4e
N+5 + 1e
Sn0 + 4e
N+5 + 1e
Sn0 + 4N+5
Sn + 4HNO3
Sn + 4HNO3
Sn+4 se Oxida
N+4 Se Reduce
Sn+4
N+4
Sn+4 + 4N+4
SnO2+ 4NO2+ H2O
SnO2+ 4NO2+ 2H2O
Rendimiento de una reacción
• Es la cantidad de producto que se suele
obtener de una reacción química. Esto
depende de varios factores, como la
pureza del reactivo, las reacciones
secundarias que puedan tener lugar, etc...
• Cuando uno de los reactivos esté en
exceso, el rendimiento deberá calcularse
respecto al reactivo limitante
Reactivos limitantes
• El reactivo que se consume primero en
una reacción se denomina reactivo limite.
• Cuando este reactivo se consume, no se
puede formar mas producto