herohequímica8: febrero 2016

LOS NIVELES DE ENERGÍA

Los niveles de energía del silicio (Si), podemos observar

que los electrones de valencia del último nivel es 4

Indicador de logro: Reconoce e interpreta los niveles de energía en un átomo

Competencia: Reconozco e interpreto los niveles y subniveles de energía en un átomo.

Palabras claves: Elemento, energía, nivel, subnivel, configuración, Moeller

Pregunta generadora:

¿Por qué es importante reconocer e interpretar los niveles y subniveles de energía en un átomo?

Situación de aprendizaje:

Vídeo motivacional: https://www.youtube.com/watch?v=myNBt-8zgYg

El nivel de energía indica la distancia existente entre el electrón y el núcleo. Los electrones más cercanos al núcleo poseen menos energía que aquellos que están lejos de este.

Los niveles de energía se pueden representar con letras o números:

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

En un nivel de energía se aloja un número limitado de electrones, se puede calcular a través la expresión matemática 2n² , en la cual n representa el nivel de energía. Cuando n

=1, entonces el número de electrones es igual a 2.1²=2, lo que significa que en el primer nivel de energía sólo se alojan dos electrones y así sucesivamente.

Cada nivel está formado por uno o más subniveles de energía.Así por ejemplo el nivel 1 sólo posee un subnivel de energía, el nivel 2 presenta dos subniveles y así sucesivamente.

Los subniveles se pueden designar por las letras s, p, d, f.

^Subnivel	^{Número de orbitales}	^{Número máximo de electrones}
^s	¹	²
^p	³	⁶
^d	⁵	¹⁰
^f	⁷	¹⁴

^{Número de orbitales y electrones por subnivel}

^{Así, l}a capacidad del subnivel s es 2e, de P es 6e.

Configuración electrónica de los átomos. Representa la distribución de sus electrones.

Es necesario cumplir con ciertas reglas.

1. Los electrones se ubican primero en los niveles y los subniveles de menor energía.

2. Al distribuir los electrones en orbitales de un mismo subnivel, primero se ocupan con un solo electrón los orbitales presentes.

3. Cada orbital aloja máximo dos electrones.

El diagrama de Moeller es muy útil para hacer la distribución electrónica de un átomo. Debe seguirse el sentido de las flechas hasta completar el número de electrones requerido.

Diagrama de Moeller es una ayuda valiosa para hacer

la distribución de los electrones de un átomo.

Por ejemplo, la distribución electrónica del Na (sodio), cuyo Z=11. Como es un átomo electricamente neutro, su número de electrones debe ser 11; siguiendo el diagrama de Moeller, escribimos su distribución electrónica así:

1s² 2s²2p⁶3s¹

si sumamos los números que aparecen como exponentes, encontramos que: 2+2+6+1=11.

Ley del octeto. Esta regla plantea que durante la formación de moléculas, la mayor parte de los átomos tienden a obtener una configuración estable de ocho electrones en su último nivel de energía teniendo como característica una gran estabilidad e inactividad química.

Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Carbono, Nitrógeno, Oxigeno y Azufre. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el Carbono y el Nitrógeno.

Electrones de valencia

Según la configuración electrónica, los electrones de valencia corresponden al último nivel según la estructura de Lewis. Ejemplos

Para el C los electrones de valencia son 4.

Para el O los electrones de valencia son 6.

Para el Ca los electrones de valencia son 2.

Estructura de Lewis: Permite entender la forma como se representan graficamente los enlaces en muchos compuestos químicos. Para Lewis en la mayoría de compuestos, los elementos forman sus enlaces alcanzando una configuración de gas noble (( electrones en su último nivel a excepción de He que tiene 2 electrones.

Material de apoyo:
http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf

Reglas para elaborar estructuras de Lewis

1. Esqueleto estructural lo más simétrico posible. Ejemplos

N₂O₄

Esqueleto estructural de óxido de nitrógeno

N₂O₅

Esqueleto estructural de óxido nítrico

_{2. El átomo central en la simetría debe ser con menos electronegatividad. Ejemplos}

CO₂

_{Esqueleto estructural de Dióxido de Carbono}

SO₃

Esqueleto estructural de Óxido de azufre

NH₃

Esqueleto estructural del Amoníaco

Nota: El Hidrógeno nunca puede ser un átomo central, una excepción a la regla 2.

3. Si en la fórmula molecular de compuestos inorgánicos existen hidrógenos y oxígenos, siempre irán unidos formando grupos O-H. Ejemplos

HNO₃

Esqueleto estructural del Ácido nitrico

H₂SO₄

Esqueleto estructural del Ácido sulfúrico

4. Debe evitarse el enlace O-O. Excepto cuando se trata de un peróxido como por ejemplo

H₂O₂

Esqueleto estructural del agua oxigenada

5. Los elementos del grupo VII A, es decir los halógenos, poseen 7 electrones de valencia, deben formar un sólo enlace covalente normal, pero si forman otros enlaces serán dativos o coordinados, ejemplo.

Cl₂O y Cl₂O₇

Esqueleto estructural del óxido de cloro

y heptaóxido de cloro

6. El oxigeno puede presentar tres tipos de enlace:

a. dos simples y lo representamos (2-)

b. uno doble y lo representamos (1=)

c. un enlace covalente dativo y lo representamos (1-->). Ejemplos

Molécula de H₂O

Esqueleto estructural de

una molécula de agua

SO₃

Esqueleto estructural del trióxido de azufre

SO₂

Esqueleto estructural del óxido de azufre

7. Los elementos del grupo V A, que tienen como valencia 5 electrones pueden formar tres enlaces simples: 1- , 1= y 1 =

y más de tres enlaces se consideran dativos.

NH₃

Esqueleto estructural del amoníaco

Esqueleto estructural del Dinitrógeno

N2O4

Esqueleto estructural del

tetraóxido de nitrógeno

8. El Carbono y los elementos del grupo IV A, forman cuatro enlaces simples (4-), o un enlace doble (1=) y dos simples (2-), un enlace triple (1=)

y uno simple (1-) o dos enlaces dobles (2=). Es importante anotar que los elementos de este grupo IV A no forman enlaces dativos.

CH4

Esqueleto estructural del metano

CH2O

Esqueleto estructural del metanal

o formol

HCN

Esqueleto estructural de cianuro

de hidrógeno

CO₂

Esqueleto estructural del dióxido

de carbono

9. Para localizar los enlaces dativos (coordinados). Es importante reconocer a que grupo pertenece el elemento, por ejemplo el O pertenece al grupo VI A entonces tiene seis electrones de valencia. Ejemplo

Esqueleto estructural del óxido

de nitrógeno

Enlace químico

Es el conjunto de fuerzas electromagnéticas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas cuando estos forman determinadas agrupaciones estables. La estabilidad tiene que ver con los electrones del nivel más externo, conocidos como electrones de valencia.

Clases de enlace químico

Los átomos logran alcanzar la regla del octeto, ganando , perdiendo o compartiendo los electrones de valencia. Por ejemplo, los átomos que tienen uno o dos electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones positivos, como los iones de Na⁺,K⁺ ,Ca⁺⁺,Mg⁺⁺. Los signos + que aparecen como exponente, indican la carga eléctrica del ion. Al contrario, los que poseen seis o siete electrones de valencia, tienden a ganar electrones para convertirse en iones negativos, como los iones de Cloruro: Cl^-, Fluoruro F^-, Sulfuro S⁼, Fosfuro P^3-

Vídeo de refuerzo:

1. https://www.youtube.com/watch?v=5PvGBzRyutc

El signo negativo y el número antepuesto al signo, indican la carga del ión. La atracción generada entre las dos clases de enlace, origina un ENLACE IÓNICO.

Enlace iónico: es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electroneegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia de electronegatividades sea más que 1,7.

Ejemplo de este tipo de enlace se presenta entre los elementos de los grupos 1 y 2 con los elementos de los grupos 16 y 17.

Tal caso se presenta entre el Na Sodio y Cl Cloro, que hace que el átomo de Sodio ceda su único electrón de valencia al Cloro, convirtiéndose así, en un ión positivo o catión, mientras tanto el Cloro acepta y asimila ese electrón convirtiéndose en un ión negativo o anión.

Cuando el Na pierde su electrón de valencia, cumple la regla del octeto, mientras que el Cloro al ganar dicho electrón, completa ocho electrones de valencia en su último nivel.

Esqueleto estructural del Cloruro de Sodio o sal de cocina

Y así se forma el Cloruro de sodio o sal de cocina.

Para tener en cuenta algunas situaciones cuando se presenta el enlace iónico: este se da entre átomos con diferente electronegatividad (metal - electropositivo y no metal - electronegativo). Para alcanzar la configuración de gas noble (estable) el metal cede electrones (catión) al no metal (anión). Y la diferencia de electronegatividad entre los átomos es mayor que 1,7. Ejemplo

NaCl…………3.16 menos 0.93 es igual a 2.23

Enlace iónico, swf:

http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/enlaceionico.swf

Enlace covalente. Se produce cuando la electronegatividad (fuerza de atracción de electrones) es grande en los átomos, por lo que estos comparten sus electrones de valencia, adquiriendo así un octeto estable. Se presenta entre dos no metales, los átomos comparten electrones. La diferencia es inferior a 1,7 siendo ambas mayores de 2. Ejemplo

H₂O…………..3.44 menos 2.20 es igual a 1.44

Enlace covalente polar. Este se forma cuando los átomos que comparten los electrones son diferentes y existe una diferencia de electronegatividad suficiente como para que uno de los átomos que comparten, ejerza predominio sobre los electrones compartidos. El átomo con mayor electronegatividad posee un exceso de carga negativa mientras que el otro posee carga positiva. La diferencia esta entre 0 y 1.7. Ejemplo: El Amoníaco

NH₃…………..3.04 menos 2.20 es igual a 0.84.

Otros ejemplos son las moléculas de HCl, H₂O y el HBr.

Enlace covalente no polar. Se presenta cuando los electrones compartidos provienen de átomos iguales, en este caso la diferencia de electronegatividad es igual a 0. Ejemplo

Br₂ …………….2.96 menos 2.96 es igual a 0.

Otros ejemplos son las moléculas de H₂ ,O₂ y Cl₂

Enlace covalente múltiple. Se presenta cuando un átomo posee más de un electrón desapareado y, en consecuencia, pueden formar enlaces dobles o triples. Por ejemplo, el oxígeno, posee dos electrones desapareados y al formar la molécula de oxígeno origina un enlace doble.

Enlace covalente coordinado o dativo. Se presenta cuando uno solo de los átomos que forma el enlace, es el que aporta el par de electrones que mantienen unidos los átomos. Por ejemplo el Cloruro de Amonio ( NH₄Cl), cuyo proceso de formación se puede representar así:

NH ₃ + HCl → NH ₄ Cl

<Donde NH ₃es Amoníaco y HCl es Ácido clorhídrico

Enlace covalente, swf:

http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/enlacecovalente.swf

Enlace metálico. Se produce por la unión de varios elementos metálicos. Los cationes están ordenados en una estructura cristalina rodeados por una nube de electrones. Se presenta entre átomos si la diferencia es inferior a 1,7, siendo ambas menores de 2.

Vídeo motivacional:

1. https://www.youtube.com/watch?v=85XmStwDdJo&ebc=ANyPxKoUC9cOD7dFKKt4676-nj7nO8YzN_UQR7xk11JcQzSLHavRFj4XfFojtAf9WDs7fytpDDGSju3aP7QXGBk3Bau9BrxeCA

Moléculas

Vídeo de apoyo:

https://www.youtube.com/watch?v=uT0iLzng9kc

Es el conjunto de átomos unidos unos con otros por enlaces fuertes. Es la expresión mínima de un compuesto o sustancia química, en otras palabras, es una sustancia constituida por la unión de varios átomos que mantienen las propiedades químicas específicas de a sustancia que forman; por ejemplo: el agua se forma de moléculas que contienen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Otro ejemplo de molécula es el dióxido de carbono, se forma de moléculas que contienen dos átomos de oxígeno y uno de carbono

También son ejemplo de molécula los átomos de un mismo elemento como el oxígeno molecular también considerado como sustancia pura.

FORMACIÓN DE COMPUESTOS

Generalidades: A medida que la manipulación de sustancias químicas se hizo más frecuente, los seres humanos se vieron en la necesidad de asignarles un nombre. Muchos de esos nombres existían en el lenguaje popular desde hacía mucho tiempo, pero posteriormente, los químicos los unificaron por medio de un sistema o nomenclatura universal.

Con el fin de facilitar el estudio de los compuestos químicos, se han clasificado en dos grandes grupos: compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos.

Los compuestos orgánicos contienen átomos de carbono en sus moléculas y hacen parte y provienen de los seres vivos, aunque en la actualidad muchos son fabricados o elaborados en el laboratorio, como por ejemplo, el alcohol, los azúcares, las grasas, las proteínas y los plásticos.

Los compuestos inorgánicos no contiene átomos de carbono en sus moléculas, con excepción de los óxidos, los ácidos y las sales de carbono, y generalmente se encuentran en forma de minerales. Según el número de elementos que forman sus moléculas, los compuestos inorgánicos se clasifican en binarios, ternarios y cuaternarios.

Los compuestos binarios son aquellos cuyas moléculas están formadas por dos clases de átomos, por ejemplo, el agua (H₂O), el ácido clorhídrico (HCl) y el dióxido de carbono (CO_2).

_{Los compuestos ternarios son aquellos cuyas moléculas están formadas por tres clases de átomos, como el ácido sulfúrico (}H₂SO_{4), el ácido nítrico (} HNO_{3), y el hidróxido de sodio (NaOH).}

_{Los compuestos cuaternarios son aquellos cuyas moléculas están formados por cuatro clases de átomos, como el bicarbonato de calcio (NaHCO3) y el bísulfato de potasio (KHSO4).}

_{Representación de los compuestos químicos}

_{Los compuestos químicos se representan mediante fórmulas químicas que indican la composición molecular de las sustancias, mediante un conjunto de símbolos de los elementos del compuesto, y de subíndices, que expresan la proporción en la que se expresan dichos elementos, por ejemplo: observa la fórmula del ácido sulfúrico}

H₂SO₄

_{Nos indica esta fórmula que dicho compuesto está formado por:}

_{2 átomos de hidrógeno}

_{1 átomo de azufre}

_{4 átomos de oxígeno}

_{Las fórmulas químicas se clasifican en: mínima o empírica, molecular, electrónica, estructural y espacial.}

_{Con la fórmula mínima o empírica se indica la clase de átomos que forman el compuesto y la proporción en que se encuentran, por ejemplo, la fórmula}CH₂O indica que el compuesto está formado por C, H y O en una proporción de 1:2:1.

Con la fórmula molecular se indican el número real de átomos que forman la molécula de un compuesto, por ejemplo, la molécula de la glucosa se representa por la fórmula

C₆ H₁₂ O_{6. Esto nos indica que la molécula está formada por 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de hidrógeno (H) y 6 átomos de oxígeno (O).}

_{Con la fórmula electrónica o de Lewis nos permite apreciar los electrones de cada elemento que se encuentran formando los enlaces de un compuesto. Estos son los electrones de valencia y se representan por puntos alrededor del símbolo de los elementos, por ejemplo, la fórmula electrónica del agua}

_{Con la fórmula estructural se indica de manera gráfica los enlaces que se forman entre los distintos átomos que constituyen una molécula. Los elementos se unen por medio de líneas que representan los enlaces químicos entre dichos átomos, según la clase de enlace formado, las líneas pueden ser simples, dobles o triples. Por ejemplo la fórmula estructural del ácido clorhídrico es H-Cl}

_{Con la fórmula espacial nos muestran en forma tridimensional las estructuras moleculares de una sustancia, sirven para representar moléculas muy complejas como el ADN, ARN y el colesterol.}

La valencia es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía. (Moeller).

Estos electrones son los que pone en juego durante una reacción o para establecer un enlace con otro elemento. la valencia puede ser positiva o negativa.

La valencia positiva es la que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo; este número coincide con el grupo de la tabla periódica al cual pertenece. Por ejemplo, el cloro (Cl) pertenece al grupo 17, por lo que su valencia positiva es 7.

La valencia negativa es la que refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que esté actuando con valencia positiva máxima. Este número negativo se puede determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a 8, pero con signo negativo. Por ejemplo, a la valencia máxima positiva del átomo de cloro es 7, por lo que le falta un electrón para cumplir la ley del octeto, entonces su valencia negativa será menos uno (-1).

Los números de oxidación de un elemento se refiere a la carga que posee un átomo de dicho elemento al formar un compuesto; un mismo átomo puede tener varios números de oxidación; estos pueden ser positivos o negativos, según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones, por ejemplo, en la formación de cloruro de sodio (NaCl), los números de oxidación serían Na ¹⁺Cl ^1-lo que indica que el sodio cedió un electrón mientras que el cloro ganó un electrón.

Número de oxidación de algunos elementos

Reglas para determinar el número de oxidación

Como podemos observar en el cuadro anterior los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los no-metálicos pueden tenerlos positivos o negativos; algunas reglas nos permiten determinar el número de oxidación, estas son:

1. El número de oxidación de cualquier elemento es igual a cero, siempre y cuando se encuentre en estado libre, es decir, que no esté combinado con otros.

2. El número de oxidación de los iones es igual a la carga del ion, siempre y cuando estén constituidos por una misma clase de átomos. Así, por ejemplo, los iones Ag¹⁺, Zn²⁺, Al³⁺y Cl^1- , tienen los siguientes números de oxidación, respectivamente: 1+ , 2+ , 3+ , 1- .

Algunos iones pueden formar más de un ion simple, por eso se presentan dos o más números de oxidación. Es el caso del cobre, que forma los iones Cu¹⁺ con número de oxidación 1+ y Cu²⁺con número de oxidación 2+.

3. El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es 1+ , excepto en los hidruros, que es 1- .

4. El número de oxidación del oxígeno es 2-, excepto cuando forma los peróxidos, en cuyo caso es 1- y cuando reacciona con el flúor y forma el fluoruro de oxígeno (F₂O), en donde el número de oxidación es 2+.

5. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula en un compuesto es cero, a causa de la neutralidad de la molécula. Así, por ejemplo, los átomos que componen la molécula de ácido sulfúrico presentan los siguientes números de oxidación H¹₂⁺ S⁶⁺ O²₄^- , donde (2 átomos de hidrógeno x 1+) + (1 átomo de azufre x 6+) + (4 átomos de oxígeno x 2- )= 0.

6. Los metales de los grupos 1, 2 y 3 siempre tienen número de oxidación de 1+, 2+ y 3+, respectivamente.

7. Los metales de transición presentan por lo regular, dos o más números de oxidación positivos, según el número de electrones que cedan. Por ejemplo, el cobre tiene dos números de oxidación 1+ y 2+, mientras que el cromo tiene tres números de oxidación: 6+ , 3+ y 2+.

Estados de la materia

Vídeos de sensibilización:

1. https://www.youtube.com/watch?v=Q6kmnAR-rqg

2. https://www.youtube.com/watch?v=qh61SXzGpWA

Los diferentes estados que presenta la materia

Los cambios de estado de la materia depende de la temperatura, las sustancias pueden pasar de un estado a otro calentándose o enfriándose, es decir aumentando o disminuyendo su temperatura. De acuerdo a la temperatura se presenta en estado líquido, sólido, gaseoso y plasma. Estos aspectos determinan la forma, la fluidez y el volumen.

En el estado sólido la materia se presenta más densa e impenetrable. posee forma y volumen propio, al aumentar la temperatura los dilata, y un descenso los contrae, son rígidos, soportando fuerzas resistiéndose a cambiar de forma, pueden sufrir deformaciones hasta la ruptura (fragilidad), o posteriormente recuperar la forma anterior (flexibilidad) o sufrir un cambio de forma permanente (plasticidad).

Barras de oro en estado sólido, sus moléculas están muy unidas.

El comportamiento se puede explicar por su estructura interna, los átomos y las moléculas están en contacto entre sí, ocupan posiciones fijas, si los átomos se ubican en forma regular el sólido será cristalino, en caso contrario amorfo y si se presenta rotura es porque las fuerzas exteriores vencen a las fuerzas que atraen los átomos unos a otros.

Sólido amorfo, sus átomos no se puede predecir

uno al otro, su estructura no es definida.

Sólido cristalino, sus átomos se encuentran

en forma ordenada, su estructura es definida.

Para comprender mejor el estado sólido y el comportamiento de sus átomos y moléculas, observo y analizo el siguiente material:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/solido.htm

En el estado líquido la materia o sustancia no tiene forma propia, adoptan la del recipiente, tienen volumen propio influido por la temperatura y no por la presión, pueden fluir, es decir desplazarse sobre ellos mismos a través de conductos o drenajes, forman gotas y sobre su superficie se comporta como una membrana elástica.

Gran parte de la superficie del planeta está cubierta de un compuesto en estado líquido: agua.

El comportamiento de su estructura interna se puede explicar así: las moléculas y átomos están en contacto, no pueden separarse ni juntarse más, sus moléculas se pueden mover unas respecto a las otras, las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas hacen que estas se replieguen y formen gotitas esféricas, y esas fuerzas mantienen unidas a las moléculas de la superficie, por lo que se forma una película o membrana elástica.

Para comprender y analizar mejor el estado líquido y el comportamiento de sus átomos y moléculas tengo en cuenta el siguiente material:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/liquido.htm

En el estado gaseoso la materia o sustancias es algo muy frecuente en nuestro entorno; el aire que respiramos, las pipetas llenas de gas propano, los aerosoles, entre otras situaciones.

Las pipetas o tanques con oxigeno que usan los buceadores se

encuentra dicha sustancia en estado gaseoso

La sustancia o materia no tienen forma fija, se adaptan a la forma del recipiente que los contiene, no poseen volumen fijo, ocupan todo el volumen disponible, ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene y si el volumen es fijo al aumentar la temperatura aumenta la presión.

El comportamiento químico puede explicarse así: están formados por átomos y moléculas individuales sin uniones entre ellos, las partículas están muy separadas entre sí, estas se mueven continuamente a gran velocidad y a la vez chocan entre ellas y con las paredes del recipiente, lo que explica la presión.

Para comprender y analizar mejor el estado gaseoso y el comportamiento de sus átomos y moléculas tengo en cuenta el siguiente material:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/gas.htm

Material de apoyo para los cambios de estado:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/cambios.htm

Comportamiento de los gases

Para tener en cuenta el comportamiento de los gases, tenemos que ver los efectos físicos que los alteran y cómo influyen la temperatura, la presión y el volumen, además de la cantidad de que se trate.

La temperatura ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o disminuyendo la velocidad de las mismas. Para trabajar las fórmulas siempre expresaremos la temperatura en grados Kelvin, cuando la escala usada esté en grados Celsius, debemos hacer la conversión, sabiendo que 0 grados C equivale a +273,15 grados Kelvin.

Material de apoyo: escalas de temperatura:

1. http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_ccnn_2/tema3/actividades/escalas_temperatura.swf

2.http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/propiedades/tempe.swf

3. http://www.iessuel.es/ccnn/flash/escalas.swf

La presión (P) se define como la relación que existe entre una fuerza (F) y la superficie (S) sobre la que se aplica, y se calcula con la fórmula P = F/S. Significa que la presión (P) es igual al fuerza (F) aplicada dividido por la superficie (S) sobre la cual se aplica. La unidad de presión a usar es la atmósfera (atm) y el milímitro de mercurio (mmHg), sabiendo que una atmósfera equivale a 760 mmhg.

El volumen es todo el espacio ocupado por algún tipo de materia. En el caso de los gases, estos ocupan todo el volumen disponible del recipiente que los contiene. Para resolver situaciones con los gases tendremos en cuenta el litro (L) y el mililitro (ml); recordando que un litro es igual a mil mililitros.

1 L = 1.000 ml
1 L = 1 decímetro cúbico
1 L = 1.000 centímetros cúbicos

La cantidad de gas se relaciona con el número total de moléculas que la componen. Para medir la cantidad de gas empleamos como unidad de medida el mol.

Un mol es iguala 6,022 por 10 elevado a 23 es lo mismo que 6,022•10²³(Número de Avogrado).

Ley de Avogrado relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes.

El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo, esto significa que:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.

Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.

Matemáticamente lo podemos expresar así: V/n = K, donde, dividimos el volumen de un gas por número de moles que lo conforman obtendremos un valor constante.

Esto debido a que si ponemos más moles( cantidad de moléculas) de un gas en un recipiente tendremos, obviamente, más gas ( más volumen), así de simple.

Esto se expresa con la ecuación Volumen uno/n uno moles = Volumen dos/ n dos moles, simplificando:

V1/n1 = V2/n2

Ejemplo: Se tienen 3,50 L de un gas que, que corresponden a 0,875 mol. Si inyectamos gas al recipiente hasta llegar a 1,40 mol. ¿ Cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y la presión la mantenemos constantes.

Solución

Aplicamos la ecuación de la Ley de Avogrado: V1/n1 =V2/n2

Reemplazamos por los valores correspondientes: 3,50/0,875 = V2/1,40

Resolvemos ecuación, multiplicando en forma cruzada:

(3,50 L) x (1,40 mol) = (V2) x (0,875 mol)

A continuación despejamos V2, pasamos a la izquierda el miembro con la incógnita (V2) y:

(V2) x (0,875) = (3,50) x ( (1,40)

(V2) = (3,50) x (1,40) / (0,875)

(V2) = 4,9 /0,875

(V2) = 5,6

Respuesta: El nuevo volumen (V2), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n2), ahora es 5,6 L.

Nomenclatura química

Vídeo motivacional: https://www.youtube.com/watch?v=4FdLXk1Jv3E

La función química es un conjunto de compuestos con propiedades semejantes y se describen a través de los grupos funcionales que las identifican.

Un grupo funcional es un átomo o un grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química sus propiedades principales. Por ejemplo, el conjunto de átomos OH es el grupo funcional que caracteriza a la función química hidróxido. En los compuestos inorgánicos las funciones químicas principales son:
Los óxidos
Los peróxidos
Los hidróxidos
Los ácidos
Las sales.

Los óxidos son compuestos químicos que resultan de la combinación del oxígeno con cualquier elemento. Estos pueden ser básicos o ácidos, según el tipo de elemento que se combina con el oxígeno.

El hierro tiene la desventaja de oxidarse

fácilmente cuando se encuentra a la intemperie.

1. Los óxidos básicos están formados por la combinación del oxígeno con un elemento metálico, por ejemplo:

Be + O₂ -------- BeO

Berilio Oxígeno -------- Óxido de berilio

Los óxidos básicos deben su nombre a que cuando reaccionan con el agua forman hidróxidos o bases. Cuando se nombran los óxidos básicos se presentan dos casos:

1. Cuando el metal tiene un número de oxidación, como los elementos del grupo 1 y 2. En este caso sólo se forma un óxido de dicho elemento y para nombrarlo se antepone la palabra óxido seguida del nombre del metal, por ejemplo:

MgO --------- óxido de magnesio

BaO ---------- óxido de bario

ZnO ---------- óxido de zinc

2. Cuando el metal presenta dos números de oxidación se forman dos óxidos diferentes. Según la nomenclatura tradicional, al óxido formado cuando el elemento emplea su menor número de oxidación se le da la terminación OSO, precedida de la palabra óxido, y al óxido formado con el mayor número de oxidación se le da la terminación ICO, precedida de la palabra óxido. Por ejemplo:

El hierro posee los números de oxidación 2+ y 3+ y forma el óxido ferroso y el óxido férrico.

Según el sistema IUPAC, basta con especificar el número de átomos de cada uno de los elementos que participan en el compuesto, para ello se usan prefijos como mono, di o tri, según el caso, por ejemplo:

K₂O ---------- monóxido de potasio

MnO₂ -------- dióxido de manganeso

Al₂O₃ -------- trióxido de dialuminio

Según el sistema Stock, se escribe el número de oxidación del elemento metálico entre paréntesis y en números romanos, por ejemplo:

FeO ----------- óxido de hierro (II)

Fe₂O₃ --------óxido de hierro (III)

2. Los óxidos ácidos están formados por la combinación del oxígeno con un elemento no metálico. Por ejemplo, cuando el carbono reacciona con el oxígeno se puede formar el CO o el CO_2.

C + O_{2 -------------}CO₂

Carbono no metal Oxígeno Dióxido de carbono
Óxido ácido

C + O_{2 ----------------}CO

Carbono no metal Oxígeno Monóxido de carbono

Óxidos como el monóxido de carbono (CO) el dióxido de carbono (CO₂ )

son agentes contaminantes del ambiente.

Los óxidos ácidos por lo general son gaseosos y su nombre se debe a que cuando reaccionan con el agua forman ácidos.

Los óxidos de azufre son muy frecuentes en las

emisiones gaseosas de las erupciones volcánicas.

La nomenclatura de los óxidos ácidos es similar o parecida a la de los óxidos básicos; en el sistema tradicional se usan las terminaciones oso e ico para el de menor y mayor número de oxidación, respectivamente. Por ejemplo:

CO ----------- óxido carbonoso

CO_{2 ------------}óxido carbónico

SnO ---------- óxido estannoso

SnO_{2 -----------}óxido estánnico

Sin embargo y a diferencia de los metales, los no metales pueden presentar tres o más números de oxidación; en este caso es necesario, de acuerdo con la nomenclatura tradicional, anteponer al nombre del óxido un prefijo que permita diferenciarlos. Por ejemplo:

. El azufre es un elemento que posee tres números de oxidación: 2+, 4+, 6+ ; aunque también puede reaccionar usando los números de oxidación negativos 2-, 4-, 6-, al reaccionar con el oxígeno lo hace solamente con sus números positivos.

Los principales contaminantes atmosféricos

provienen de óxidos de azufre y nitrógeno

Nomenclatura Nomenclatura
tradicional IUPAC

S^{2+ +}O_{2 ---------}_SOóxido hiposulfuroso monóxido de azufre

S⁴⁺ + O_{2 --------}SO₂ óxido sulfuroso dióxido de azufre

S⁶⁺ + O₂ ----- SO3 óxido sulfúrico trióxido de azufre

Como se puede observar, se agrego el prefijo hipo, pero como terminación se usa la misma que se utilizo en los óxidos básicos.el prefijo hipo significa que el elemento utiliza el menor de sus números de oxidación.

. El cloro es un elemento que posee cinco números de oxidación 1-, 1+, 3+, 5+, 7+, pero como el azufre, al formar óxidos lo hace solamente con los números positivos. La razón de esta situación es la mayor electronegatividad del oxígeno en relación con el cloro (3,5 >3,0), lo que hace que los electrones sean cedidos ligeramente al átomo de oxígeno, el cual otorga una carga eléctrica positiva al cloro.

Compuesto Nomenclatura tradicional Nomenclatura IUPAC

Cl¹₂+ O^{2- óxido hipocloroso monóxido de dicloro}

Cl³₂ + O²₃^{- óxido cloroso trióxido de dicloro}

Cl⁵₂ + O²₅^{- óxido clórico pentóxido de dicloro}

Cl⁷₂+ O²₇^{- óxido perclórico heptóxido de dicloro}

En el último caso se agrego el prefijo per para indicar que el elemento reacciona con su mayor número de oxidación.

En la formulación de los óxidos se siguen algunas reglas:

1. Del nombre del óxido se deducen los elementos involucrados. Por ejemplo, del óxido de sodio, los elementos involucrados son el oxígeno y el sodio y para el óxido de calcio son el oxígeno y el calcio.

2. El prefijo y la terminación del compuesto indican cuál número de oxidación emplea el elemento, por ejemplo:

-En el óxido ferroso, la terminación indica que el hierro tiene número de oxidación 2+.
- En el óxido hipocloroso, el prefijo hipo indica que el número de oxidación es el menor, es decir 1+.

3. Se escriben los símbolos del metal o no metal y el oxígeno con sus respectivos números de oxidación, para los ejemplos anteriores:

óxido ferroso ------------- Fe²⁺O^2-

óxido hipocloroso -------- Cl¹⁺O^2-

4. Se intercambian los números de oxidación y se escriben como subíndices, sin el signo. Si son números pares, se simplifican; el número uno (1) no se escribe, para los ejemplos anteriores, nos quedaría así:

óxido ferroso ---------- Fe₂O_{2 o}FeO

óxido hipocloroso -------- Cl₂O_{1 o}Cl₂O

Analizando otros ejemplos, como el óxido del cobre, del magnesio y del plomo se procede de la siguiente manera:

Para el caso del cobre, observamos que en la tabla periódica presenta dos números de oxidación 1+ y 2+, por lo tanto, forma dos óxidos. Los dos tendrán como fórmula básica CuO.

Ahora los vamos a diferenciar teniendo en cuenta el número de oxidación, así:

Cu¹⁺O^2-

Cu²⁺O²⁺

Ahora intercambiamos los números de oxidación:

Cu₂O ---------------- óxido cuproso, monóxido de dicobre u óxido de cobre (I).

CuO ----------------- óxido cúprico, monóxido de cobre u óxido de cobre (II).

Para el caso del magnesio es más sencillo, pues este elemento no presenta sino un número de oxidación cuyo valor es 2+; la fórmula será entonces:

Mg²⁺O^2-o MgO

Para el caso del plomo, según la tabla periódica, presenta dos números de oxidación 2+ y 4+ ; su fórmula básica será: PbO

Pero discriminando por números de oxidación, nos resulta: Pb²⁺O^2-y Pb⁴⁺O^2-ahora intercambiamos los números de oxidación, las fórmulas quedarán así:

Pb₂O₂, simplificando PbO: óxido plumboso o monóxido de plomo.

Pb₂O₄, simplificando PbO₂: óxido plúmbico o dióxido de plomo.

Nota: para los óxidos ácidos las reglas son las mismas.

La nomenclatura de los peróxidos son un caso especial en donde el oxígeno actúa con número de oxidación 1-. Se forman únicamente cuando este elemento reacciona con un metal. La excepción se presenta con el hidrógeno y el compuesto que forma se llama peróxido de hidrógeno ( H₂O₂) llamado comúnmente agua oxigenada.

El peróxido de hidrógeno es un buen decolorante y es muy usado en

las salas de belleza com tratamiento previo a la tinción del cabello.

Para escribir la fórmula de un peróxido basta con agregar un átomo de oxígeno al óxido correspondiente:

Na₂O + O ----------- Na₂O₂............ peróxido de sodio

Li₂O + O ----------- Li₂O₂ ............. peróxido de litio

Los hidróxidos o bases están formados por la unión de un elemento metálico con el grupo funcional OH^-(Oxidrilo o hidroxilo), pues resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Por ejemplo:

El hidróxido de magnesio Mg(OH)₂o leche de magnesia

se utiliza en medicina como antiácido y laxante

Na₂O + H₂0 -------------- 2 NaOH

Óxido básico Agua Hidróxido de sodio

CaO + H₂0 -------------- Ca(OH)₂

_{Óxido básico Agua Hidróxido de calcio}

El grupo OH^-es el responsable de las propiedades físicas y químicas de este grupo de sustancias. Así, por ejemplo, estas sustancias son de sabor amargo, resbalosas al tacto y se pueden reconocer mediante una solución alcohólica de fenolftaleína, que se torna rosada al entrar en contacto con una base. Igualmente hacen virar hacia el azul el color rojo del papel tornasol.

La nomenclatura de los hidróxidos en la forma tradicional se emplea la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con el prefijo o sufijo correspondiente, dependiendo de su estado de oxidación, por ejemplo:

1. CaO + H₂0 --------- Ca(OH)₂

^{Óxido de calcio + Agua --------- Hidróxido de calcio}

2. Cu₂O + H₂0 ----------- CuOH

Óxido cuproso + Agua --------- Hidróxido cuproso

3. CuO + H₂0 ------------- Cu(OH)₂

Óxido cúprico + Agua ------------ Hidróxido cúprico

4. FeO + H₂0 ------------- Fe(OH)₂

^{Óxido ferroso + Agua --------------- Hidróxido ferroso}
5. F₂O_{3 +} 3H₂0 --------------- 2Fe(OH)3
.
Óxido férrico + Agua --------------- Hidróxido férrico
.

Según su estado de oxidación, en la nomenclatura STOCK se usan las palabras hidróxido de, seguidas del nombre del metal y el número de oxidación del metal con números romanos, entre paréntesis, por ejemplo:

Hidróxido	Nomenclatura tradicional	Nomenclatura STOCK
KOH	Hidróxido de potasio	Hidróxido de potasio (I)
Fe(HO)₂	Hidróxido ferroso	Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)₃	Hidróxido férrico	Hidróxido de hierro (III)
CuOH	Hidróxido cuproso	Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)₂	Hidróxido cúprico	Hidróxido de cobre (II)

El hidróxido de sodio o soda cáustica tiene diversos usos.

Se utiliza en la fabricación de productos para destapar cañerías,

en la industria de jabones y, en el laboratorio,

como reactivo en múltiples reacciones.

Formulación de los hidróxidos. Para escribir las fórmulas de los hidróxidos se procede de la siguiente manera:

1. Se escribe el símbolo del metal seguido del radical oxidrilo OH^-
^{2. Se intercambian los números de oxidación y se escriben como subíndices. El número de oxidación del radical oxidrilo es 1-}
^{3. El radical oxidrilo se escribe entre paréntesis sólo si requiere de subíndices, veamos algunos ejemplos:}

K¹⁺ OH^1- ------------ KOH

Fe³ OH^1- ------------ Fe(OH)₃

Los ácidos son un grupo de sustancias que se caracterizan por su sabor amargo y olor penetrante, la mayoría son corrosivos, muy solubles en agua y hacen virar a rojo el papel tornasol azul; presentan en su estructura el grupo funcional (H+).

Clasificación: se conocen dos grupos de ácidos: los hidrácidos y los oxácidos.

Los hidrácidos resultan de la combinación directa entre el hidrógeno y algunos elementos no metálicos, como el cloro, el azufre, el yodo, el bromo y el flúor.

Nomenclatura: los hidrácidos se nombran anteponiendo la palabra ácido seguida de la raíz del nombre del elemento y con la terminación hídrico, por ejemplo:

HCl ------------ ácido clorhídrico

HF ------------- ácido fluorhídrico

H₂S --------- ácido sulfhídrico

HBr --------- ácido bromhídrico

Recurso de apoyo

Estados oxidación	lugar	Terminación
1	1	ico
2	1	oso
	2	ico
3	1	Hipo - oso
	2	oso
	3	ico
4	1	Hipo - oso
	2	oso
	3	ico
	4	Per -ico
Negativo		Hidríco

Tabla de ayuda para encontrar la nomenclatura por los estados de oxidación y su correspondiente

prefijo o sufijo al asignarle el nombre a determinada sustancia o compuesto.

Los oxácidos resultan de la combinación entre un óxido ácido y el agua. Para nombrarlos se cambia la palabra óxido por la palabra ácido, conservando siempre la terminación que tenía el óxido, por ejemplo:

EL ácido sulfúrico (H₂SO4) se usa en

la fabricación de baterías para automóviles.

_1.SO₂₊H₂O ---------- H₂SO₃
_{Óxido sulfuroso Agua Ácido sulfuroso}
_2.SO_{3 +}H₂O ----------   H₂SO4
Óxido sulfúrico Agua Ácido sulfúrico

3. Cl₂O +   H₂O ------------ H₂Cl₂O_{2 -----------}_2HCL
_{Óxido hipocloroso Agua Ácido hipocloroso}
_4.Cl₂O7 + H₂O ------------ H₂Cl₂O8 ------- 2HClO4

Óxido perclorico Agua ------------ Ácido perclorico

El ácido carbónico (H₂CO_{3) se forma durante la elaboración}

_{de bebidas gaseosas; a él se debe la producción de burbujas.}

Formulación. Para escribir la fórmula de un ácido hidrácido se escribe se escribe el símbolo del hidrógeno y el no metal con número de oxidación negativo (1- para los elementos del grupo 17 y 2- si pertenece al grupo16). luego se intercambian los números de oxidación, por ejemplo:

H¹⁺S^2- ---------- H₂S

Para escribir la fórmula de un ácido oxácido, se parte del óxido respectivo. Luego, se simplifican los subíndices del producto para obtener la fórmula final del ácido acompañada del coeficiente que balancea la ecuación, por ejemplo:

Cl₂ + H₂O --------- H₂Cl₂O₂ -------- 2HClO

Recurso de apoyo:

https://www.youtube.com/watch?v=T5ehBeGHbAs

Las sales

Algunas sales son empleadas en la conservación de carnes

Son sustancias químicas que resultan de la combinación de un ácido y una base, por ejemplo:

NaOH + HCl ---------- NaCl + H₂O

Base Ácido resulta SAL Agua

Hidróxido de sodio Ácido clorhídrico resulta Cloruro de sodio Agua

Es importante tener en cuenta que se cambia la terminación hídrico del ácido por la terminación o sufijo uro en la sal.

Las sales se pueden clasificar en sales hidrácidas y sales oxácidas y por sus propiedades en ácidas, neutras y básicas.

Las sales hidrácidas o haluros corresponden a las sales provenientes de los hidrácidos como HCl, HF, H₂S, HBr, HI cuando estos reaccionan con bases o hidróxidos. Por ejemplo:

HBr + NaOH ----------- NaBr + H₂O

Ácido Hidróxido resulta SAL Agua

Ácido bromhídrico Hidróxido de sodio resulta Bromuro de sodio Agua

HI   + KOH ------------ KI + H₂O

Ácido Hidróxido resulta SAL   + Agua

Ácido yodhídrico Hidróxido de sodio resulta Yoduro de potasio Agua

Las sales oxácidas o oxisales son compuestos que se forman cuando reacciona un oxácido como HNO₃, H₂SO₄, H₂CO₃ con una base. Por ejemplo:

HNO_{3   + AgOH --------------- AgNO}₃₊H₂O

_{Ácido Hidróxido base resulta SAL   + Agua}
_{Ácido nítrico Hidróxido de plata resulta NITRATO DE PLATA Agua}

H₂SO_{4 + 2CuOH --------------}Cu₂SO_{4 +}2H₂O
Ácido Hidróxido base resulta SAL + Agua

Ácido sulfúrico Hidróxido cuproso resulta SULFATO CUPROSO Agua

NOTA: Para nombrar las oxisales se emplea con más frecuencia la nomenclatura tradicional; de acuerdo con esta se nombra primero el ion proveniente del ácido (NO₃, SO₄ , SO₃) seguido del nombre del ion proveniente de la base ( Ag, Cu, Fe ). Y a la vez se emplean algunas terminaciones, por ejemplo: los ácidos terminados en ico producen sales terminadas en ato. Mientras que los ácidos terminados en oso producen sales terminadas en ito.

Las sales aportan elementos indispensables para el desarrollo de las plantas y se

emplean en la fabricación de abonos y fertilizantes.

Las sales ácidas resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por átomos de metal provenientes de la base: Por ejemplo.

Si se hace reaccionar _H₂SO₄con NaOH se obtiene dos clases de sales:

H₂SO_{4 + NaOH ------------}H₂O + NaHSO_{4 Sulfato ácido de sodio. Sal ácida}
H₂SO_{4 + NaOH -----------}2H₂O + Na₂SO₄Sulfato de sodio. Sal neutra

.

Bibliografía

* Santillana ISBN 958-24-1081-7
* Yuotube: https://www.youtube.com/watch?v=myNBt-8zgYg
* Foto diagrama de Moeller. www.gobiernodecanarias.org
* https://www.youtube.com/watch?v=5PvGBzRyutc
* https://www.youtube.com/watch?v=85XmStwDdJo&ebc=ANyPxKoUC9cOD7dFKKt4676-nj7nO8YzN_UQR7xk11JcQzSLHavRFj4XfFojtAf9WDs7fytpDDGSju3aP7QXGBk3Bau9BrxeCA
* http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/flash/4_01.swf
* https://www.youtube.com/watch?v=uT0iLzng9kc
* https://www.youtube.com/watch?v=Q6kmnAR-rqg

* https://www.youtube.com/watch?v=qh61SXzGpWA

* http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/gas.htm

* Yuotube: https://www.youtube.com/watch?v=4FdLXk1Jv3E

miércoles, 10 de febrero de 2016

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

NH ₃ + HCl → NH ₄ Cl