K=
=
. .
Fe =
y
Fc =
.
+
orbita
?e2
ESPECTRO VISIBLE
Los diferentes colores obtenidos como
consecuencia de la dispersión de la luz
blanca, constituyen el espectro visible.
sus enunciados en la teoría cuántica de
Planck y en los espectros Atómicos;
explicando acertadamente los defectos
del modelo de Rutherford.
Bohr, realizó estudios basados en el “espectro
del Hidrógeno” y concluyó con los
siguientes postulados:
1er. Postulado
“En el dominio atómico se puede
admitir que un electrón se mueve en
una orbita sin emitir energía”
Deducción:
Donde
Fe = Fuerza electrostática
Fc = Fuerza centrífuga
De la figura:
Fe = Fc
Sustituyendo los valores:
( q )( q ) me.V2
r2 r
Pero: q = e
y
K=1
Luego:
e2
r 2
=
me.v2
r
Finalmente: me. V2 =
e
r
2do. Postulado
“La energía liberada al
saltar un electrón de una orbita
activada a otra inferior de menor
activación es igual a la diferencia
de energía entre el estado
activado y primitivo”
Fig. 3 Excitación del átomo de
hidrógeno
E2 – E1 = h. ?
Donde:
E2= Energía del electrón en la
orbita exterior.
E1= Energía del electrón en la
orbita interior.
h= Constante de Planck
? = Frecuencia
Luego la energía total
Et =
2r
Donde: Et = energía total del electrón
e = carga del electrón
Rojo
Naranja
Amarillo
Verde
Azul
Indigo
Violeta
Fig. 1 La luz blanca se descompone en
siete colores de luz.
III. ATOMO DE NIELS BOHR
Bohr, discípulo de Rutherford, fundamento
PRISMA
Luz
Blanca
K ( q )( q ) me.V2
r2 r
Donde:
me = masa del electrón
V= Velocidad del
electrón
Fe Fc r= Radio de la
r
q= Carga del
electrón
Fig. 2 Interacción electrostática entre el
protón y el electrón.
+
+E
-E
? R? 2 ? 2 ?
?ni
nf ?
? ?
pero:
?? R? 2 ? 2?
n .h
4?2me2
U ?
2(0,529n A)
Th
b)
Np
Th
U?AZX?42?
?
X
Th
r = radio de la orbita
3er. Postulado
“Solamente son posibles aquellas
orbitas en los cuales se cumple que el
producto del impulso del electrón por la
longitud de su orbita que describe es un
múltiplo entero de h”.
m . v . 2? . r = n . h
Donde: m x V = impulso del electrón
2?r = longitud de la orbita.
n= número entero
(n = 1,2,3,…)
h = constante de Planck.
De donde:
2 2
r =
sustituyendo los valores h, m y e; se tiene:
r = 0,529n2
º
A
Donde: r = radio de la orbita
n = nivel de energía
Si en la ecuación:
?e2
Et =
2r
Se sustituye los valores de e y r:
t
=
?9,1×10?19coul
º
2
Luego:
Et = –
Erg
2,.18×10
n2
?11
Et = –
ev
13,6
n 2
Et = – 313,6 Kcal/mol
n2
IV.
NUMERO DE ONDA
Luego:
1 ? 1 1 ?
?
1
?
? 1 1 ?
?ni nf ?
?= número de onda (? = 1/ ?)
R = Constante de RYDBERG
R = 109678 cm-1 ? 1,1x 105cm-1
ni = Orbita interior
nf = Orbita exterior
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
I.
1.
RADIACTIVIDAD:
¿Cuál de los siguientes nuclídos
se producirá por emisión de una
partícula ALFA (?) del nuclido de
238
92
a)
234
90
d)
U
234
92
e)
242
90
c)
Pu
234
94
242
93
Resolución:
Aplicando:
238
92
Donde:
A = 238 – 4 = 234
234
90
234
90
Z = 92 –2 = 90
? El nuclidoes:
Rpta. (a)
Au
bX + ? ?
U ?
a) 92U
Th
?+ ?
?
+
X
Pu
😯
0n?
1H +
1H? 2He +
0n
??168O + 21H
7N
+
92U
+42?
?
Te
13Al+ 0n?
12Mg+ 1H
2.
X
a
Un isótopo b
es bombardeado
con partículas “?” originándose
La reacción:
a 197
79 +n
¿Cuáles es el valor de a+b?
c) 269
a) 197
d) 271
b) 250
b) 281
Resolución:
Aplicando el balance en la Rx:
X
4
+ 2 ??
197
79
Au +
1
0 n
a
b
Donde:
a = 198 – 4 = 194
b = 79 – 2 = 77
Luego: a + b = 194 + 77 = 271
Rpta.: (d)
3.
De las siguientes reacciones
nucleares la reacción de Fisión
nuclear es:
a.
16
+
1
13
6C
+
4
2He
b.
c.
2 3 4 1
14 4
2
d.
235
?
234
90
Th
e.
27 1 24
1
Rpta. ……………………….
4.
¿Cuál de los siguientes nuclidos
se producirá por emisión de una
partícula “?” del nuclido de
235
uranio: 92
236
b)
Np
235
93
Pa
235
c) 91
d)
Pu
239
94
e)
231
90
5.
Rpta. ……………………….
¿Cuántas partículas Alfa (?) y
Beta (?) emitirá la siguiente
reacción nuclear?
239 231
94 93
c)1;4
a) 1;2
d) 2;4
b) 2;3
e) 1;5
6.
Rpta. ……………………….
Los rayos emitidos por una
fuente radiactiva pueden
desviarse por un campo eléctrico
¿Cuál de las siguientes
proposiciones son verdaderas
(V)?
I)
Los rayos “?” se desvían hacia
la placa negativa
II) Los rayos “?” se desvían hacia
la placa positiva
III) Los rayos “?” no se desvían
Rpta. ……………………….
7.
El isótopo Teluro
130
52
? al ser
bombardeado con partículas alfa
(?) origina un nuevo elemento y
libera dos neutrones por cada
átomo de Teluro ¿Cuántos
neutrones tiene el nuevo
elemento transmutado?
a) 54 b) 64 c) 72 d) 82 e) 92
Rpta. ……………………….
-8
? =
magnéticas deducimos: f=h .c.
que la
II.
RADIACIONES
ELECTROMAGNÉTICAS
1.
*
*
*
*
Indique la afirmación verdadera
(V) y Falso (F) en:
El color violeta tiene una longitud
de onda mayor que el color
amarillo ( ).
El color rojo tiene mayor
frecuencia que la del color verde
( ).
Las ondas de T.V. tienen mayor
frecuencia que el del radar ( ).
Los rayos “X” tienen menor
longitud de onda que el de los
rayos ? ( ).
a) VVVV
d) FFFF
Resolución:
Por teoría de
b) VFFF
e) FFVV
radiaciones
c) VVVF
electro-
1
?
longitud de onda (?)
* La longitud de onda:
Color violeta < color amarillo
? es falso (F)
*
*
*
2.
La frecuencia:
El color rojo < color verde
? es falso (F)
La Longitud de onda:
Las ondas de T.V. < Radar
? es falso (F)
La longitud de onda:
Rayos x > rayos ?
? es falso (F)
Rpta. (d)
Calcular la frecuencia de una
radiación electromagnética cuya
º
longitud de onda es 1000 A .
a) 1,5 x 104 ciclos/s
b) 3 x 103 ciclos/s
c) 1,5 x 105 ciclos/s
d) 3 x 105 ciclos/s
e) 3 x 108 ciclos/s
Resolución
Se sabe que:
??
c
?
c = 3 x 1010cm/s
º
Donde ? = 1000 A
º
y 1 A = 10 cm
Luego:
3x1010cm/s
1000×10?8cm
? = 3×105 ciclos/s
Rpta.: (d)
3.
Calcular la energía de un fotón
cuya longitud de onda es de
º
4000A (en Joules)
Rpta. ……………………….
4.
Una emisora radial emite una
señal de 5 Kilohertz. Calcular el
valor de su longitud de onda en
Nanómetros (nm)
Rpta. ……………………….
5.
De acuerdo al gráfico que se
muestra. Hallar la energía en
Joules de 1 mol de fotones
h = 6,62×10-34J x
S
40 nm
Rpta. ……………………….
= 1,1 x 105 cm-1 ?
?2
? 2 ?
2
r = 0,529 (4)2A
a) 1,2 x 10 cm
Se sabe que: ? = R? ?
? ni
? 2 ? ?……(1)
III.
ATOMO DE BOHR Y
Nº DE ONDA
1.
¿Cuánto mide el radio de la
orbita en el átomo de Bohr para
n = 4?
º
b) 12,214 A
º
d) 8,942 A
º
a) 8,464 A
º
c) 5,464 A
º
e) 6,464 A
Resolución
º
Se sabe que r = 0,529n A ……….(1)
Donde n = 4 ? (nivel)
Luego en (1):
º
º
r = 8,464 A
Rpta. (a)
2.
Si un electrón salta del quinto
nivel en el átomo de hidrógeno.
Calcular el Nº de onda (?).
R = 1,1 x 105 cm-1
1 ?
nf ?
5 -1
b) 3,2 x 105 cm-1
c) 2,3 x 105 cm-1
d) 4,2 x 105 cm-1
e) 2,8 x 105 cm-1
Resolución:
? 1
2
Donde:
ni = 2
nf = 5
y R = 1,1 x 105 cm-1
reemplazando en (1):
?
1 ?
5 ?
? 1
2
? = 2,3 x 105 cm-1
Rpta. (c)
3.
El radio de la órbita de Bohr en el
átomo de hidrógeno para n = 2
º
es: (en A )
4.
5.
Rpta. ……………………….
¿A que nivel de energía en el
átomo de hidrógeno corresponde
la energía de –1.51ev?
Rpta. ……………………….
Hallar la longitud de onda de en
nanómetros de un fotón que es
emitido por un electrón que cae
el 3er nivel al 1er nivel de
energía en el átomo de
hidrógeno.
Rpta. ……………………….
6.
7.
Calcular el número de ondas para
el átomo de hidrógeno cuyo
electrón salta del 4to nivel al 2do
nivel de energía.
(RH = 1.1 x 105cm-1)
Rpta. ……………………….
¿Qué cantidad de energía se
requiere para pasar un electrón
del nivel n = 1 al nivel n = 2 en
el átomo de hidrógeno?
(expresado en Kcal)
Rpta. ……………………….
?2? 8?2m
?2?
I.
NUMEROS CUANTICOS
Como consecuencia del principio
de dualidad de la materia y el
principio de incertidumbre, Erwin
SCHRODINGER (1927) propuso
una ecuación de onda para
describir el comportamiento del
electrón, posteriormente un año
después la especulación de
Bruglie de que los electrones
eran partículas ondulatorias, fue
comprobado por C.J. Dansson y
L.H. Germer.
La ecuación de SCHRODINGER,
que indica el movimiento del
electrón en tres dimensiones del
espacio:
?
?
?
?E?V?? ?0
?z2 h2
?2?
?y2
?2?
?x2
Donde:
m = masa del electrón
h = constante de Planck
E = energía total
V = energía potencial
? = función de onda
= Segunda derivada parcial
?x2
de ? con respecto al eje x.
Al desarrollar la ecuación,
aparecen como consecuencia tres
números cuánticos n, ?, m. El
cuarto número es consecuencia
de una necesidad para estudiar el
espectro molecular de
sustancias: S
a.
Número cuántico principal
(n): nivel
Indica el nivel electrónico, asume
valores enteros positivos, no
incluyendo al cero.
El número cuántico principal nos
indica el tamaño de la órbita.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,…. etc.
Niveles : K, L, M, N, O, P, Q.
Nº Máximo de electrones = 2n²
n = nivel (1,2,3,4)
max e = 32e
Nº Max e =
2
3
18
32
50 – 72 – 98 ….. etc
? ? ?
32 18 8
b) Número cuántico
secundario (?): Subnivel
Llamado también numero
cuántico angular o azimutal.
Indica la forma y el volumen del
orbital, y depende del número
cuántico principal.
? = 0,1,2,3, …., (n-1)
Nivel (n)
Subnivel (?)
N=1
?
? =0
N=2
N=3
N=4
?
?
?
? = 0,1
? = 0,1,2
? = 0,1,2,3
La representación s, p, d, f:
s
p
d
f
?
?
?
?
Sharp
principal
difuse
fundamental
Nº max e = 2 (2? + 1)
Orbital: región energética
que presenta como máximo 2e
?? Orbital apareado (lleno)
desapareado
? Orbital
(semilleno)
Orbital vacío
*
Orbital o Reempe
R = región
E = espacial
E = energético de
M = manifestación
P = probalística
E = electrónica
Forma del Orbital “S”:
Forma esférica:
z
y
z
? =0
Forma del orbital “p”:
Forma de ocho (lobular)
Z
z
z
Y
y
x
x
x
y
py
pz
px
? =1
? =2
x
Forma del orbital “d”:
Forma de trébol
x
y
y
dxy
z
dxz
z
dxz
z
y
x
x
y
dx² – y²
dz
c.
Número cuántico magnético
(m):
Determina la orientación en el
espacio de cada orbital.
Los valores numéricos que
adquieren dependen del número
cuántico angular “?”, éstos son:
M = -?, …, 0, …, + ?
Ejm:
? =0 ? m=0
? = 1? m = -1, 0, + 1
? = 2? m = -2, -1, 0, + 1, +2
? = 3? m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3
De acuerdo a los valores que
toma “m” se tiene la siguiente
fórmula:
Nº valores de m = 2 ? + 1
Ejm:
? = 0 ? m = 2(0) + 1 = 3
? = 1 ? m = 2(2) + 1 = 5
? = 2 ? m = 2(3) + 1 = 7
Obs.: Por convencionismo, se
toma como valor respetando el
orden de los valores
Ejm:
d.
Donde:
m = -2 ? dxy
m = +1 ? dx² – y²
Número cuántico spín (s)
Aparte del efecto magnético
producido por el movimiento
angular del electrón, este tiene
una propiedad magnética
intrínseca. Es decir el electrón al
girar alrededor de su propio eje
se comporta como si fuera un
imán, es decir tiene spín.
Los únicos valores probables que
toma son (+ ½) cuando rota en
½)
sentido antihorario y (-
cuando rota en sentido horario
N
S
e
e
S
Rotación
Rotación
Antihorario
N
Horaria
S=+½
S
=-
II.
III.
½
PRINCIPIO DE PAULING
Indica que ningún par de
electrones de cualquier átomo
puede tener los cuatro números
cuánticos iguales.
Ejm:
CONFIGURACION ELECTRONICA
Es la distribución de los
electrones en base a su energía.
Se utiliza para la distribución
electrónica por subniveles en
orden creciente de energía.
Niveles: K, L, M, N, O, P, Q
Subniveles: s, p, d, f
Representación:
n?x
n = nivel (en números)
? = sub nivel (en letras)
x = Nº de electrones en ?
ER = n + ?
–
–
Na: 1s² 2s² sp 3s
P
P
P
P
a.
ER = energía relativa
n = nivel del orbital
? = subnivel del orbital
Son las reglas de Hund, los que
nos permiten distribuir los
electrones de acuerdo a la
energía de los orbitales, se le
conoce como “Principio de
Máximo Multiplicidad”.
Regla de Hund:
Los electrones deben ocupar
todos los orbitales de un subnivel
dado en forma individual antes
de que se inicie el apareamiento.
Estos electrones desapareados
suelen tener giros paralelos.
Ejm: 5p4 ??? ?? (falso)
5px 5py 5pz
5p4 ??? ? ? (verdadero)
5px 5py 5pz
Ejm: Hallar la energía relativa (ER)
5p4:
ER = 5 + 1 = 6
*
ER
Orden creciente en sus ER:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
? ? ? ? ? ? ?
?- ? – ? – ?- ?- ?- ?
…. etc
Ejm: Para n = 4 ? = 0,1,2,3
4s ? ER = 4 + 0 = 4
4p ? ER = 4 + 1 = 5
4d ? ER = 4 + 2 = 6
4d ? ER = 4 + 3 = 7
b.
La Regla del Serrucho
1
K
2
L
3
M
4
N
5
O
6
P
7
Q
S²
S²
S²
S²
S²
S²
S²
P
6
6
P
6
6
6
6
d10
d10
d10
d10
f14 f14
2 8 18 32 32 18 8
Ejm:
6 1
11
k2 L8 M1
Observación:
Existe un grupo de elementos
que no cumplen con la
distribución y se le aplica el BY-
PASS (Antiserrucho).
d4 y d9 y se cambian a d5 y d10
Ejm:
c.
Cr: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d4
24
1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d5
Cu: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d9
29
1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10
Nemotecnia:
Si So Pa
Se da pensión
So Pa
se da pensión
se fue de paseo
Se fue de paseo
1s ……..
2p ……..
3d ……..
d.
simplificada
4f ……..
Configuración
(Lewis)
GASES NOBLES
2He-10Ne- 18Ar-36Kr- 54Xe
–
86Rn
Ejm:
Be: 1s2 2s2
4
?He? 2s2
Ca: 1s 2s sp 3s 3p 4s
B
Isoelectrónico A
2
20
2 2 6 2 6
?Ar?4s2
7
N: 1s2 2s2 2px1 2p1y 2p1z
Kernel 5e de valencia
s
??
pz ? N ? px
?
py
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
1.
Un átomo “A” presenta 4
orbitales “p” apareados, el ión
B2+ es isoelectrónico con el ión
A1-. Determine los números
cuánticos que corresponden al
último electrón del átomo “B”
a) 3, 2, -3, + ½
b) 4, 0, 0, + ½
c) 3, 2, -1, + ½
d) 2, 1, -1, – ½
e) 4, 1, -1, – ½
Resolución
A ? 4 orbitales apareados
p = 16
e = 16
1s²2s²2p63s23p4
Luego:
2+ 1-
p = 19 p = 16
e = 17
e = 17
Donde:
Bº : ?Ar? 4s1
18
p = 19
e = 19
n =4, ? = 0, m = 0, s = + ½
2.
Rpta. (b)
¿Cuántos electrones presenta en
el nivel “M”, el elemento zinc
(Z=30)?
c) 18 d) 32 e) 10
a) 2 b) 8
Resolución
Sea: Znº
P = 30
e = 30
Conf. e : 1s²2s²2p63s23p64s²3d10
Niveles: K2L8M18N2
3.
“M” ? tiene 18e
Rpta. (c)
¿Cuál es el máximo número
atómico de un átomo que
presenta 5 orbitales “d”
apareados?
b)43
c) 33
d) 47
e)
a) 28
49
Resolución:
Para un átomo “X” que presenta 5
orbitales “d” apareados:
d10 = __
__ __ __ __
d5 =
__
__ __ __ __
Conf.e : 1s²2s²2p63s²3p64s²3d104p65s²4d5
?
Zmáx = 43
e t = 43
Rpta. (b)
X3?
X
X
d
= __ __ __ __ __
4.
El quinto nivel de un ión de carga
(+3), sólo tiene 3e ¿Cuál es su
d) 54
e)
número atómico?
a) 48 b) 50 c) 52
56
Resolución
Sea el ión X3+
Niveles:
K
s²
L
s²
M
s²
N
s²
O
s²
p6
p6
p6
p6
d10
d10
e
Donde:
?
Z = 52
= 49
X3+
P = 52
E = 49
Rpta. c
5.
Si el número de masa de un ión
tripositivo es 59, y en su tercera
capa presenta 5 orbitales
desapareados. Calcular el
número de neutrones.
a) 28 b) 29 c) 30 d) 31 e) 32
Resolución
3?
59
X
3ra capa: 5 orbitales desapareados
K
s²
L
s²
M
s²
N
s²
p6
p6
d5
Donde e = 25
5
5 orbitales desapareados.
Luego:
A=P+n
n=A – P
n = 59 – 28 = 31
59
p = 28
e = 25
n = 31
Rpta. (d)
6.
Determinar la suma de los
neutrones de los átomos isótopos
X
34
30
X ,
de un
elemento, sabiendo que el átomo
tiene 10 electrones distribuidos
en 6 orbitales “p”.
a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34
Resolución
Aplicando la teoría de isótopos:
“P” iguales
30 34
P P
Donde:
P6 = __ __ __
P4 = __ __ __
Conf. e :
1s²2s²2p63s23p4
e = 16
p = 16
Luego:
X
X
34
30
p = 16
n1 = 14
p = 16
n2 = 18
Finalmente:
?(n1 + n2) = 14 + 18 = 32
(n1 + n2) = 32
Rpta. (c)
e : ?Ar? 4s²3d
7.
La combinación de los números
cuánticos del último electrón de
un átomo es:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Hallar su número de masa (A),
sabiendo que la cantidad de
neutrones excede en 4 a la de los
protones.
a) 64 b) 74 c) 70 d) 84 e) 89
Resolución
Aplicando la teoría de Nº cuánticos:
Donde:
n = 4; ? = 1; m? = +1; ms= + ½
Siendo la conf. e :
__
? = 1 ? m? = -1
__
0
__
+1
ms = + ½
10
4p3
18
La conf.
A
X
e
= 33
p = 33
n = p + 4 = 37
A = 33 + 37 = 70
A = 70
Rpta. (c)
8.
¿Qué cantidad de electrones
cumple con tener, su último
electrón con energía relativa 4?
a) 7
b) 8
c) 2
d) 5
e) 10
Resolución:
Para que la energía relativa sea igual a
4
ER = 4
Aplicando:
ER = n + ?
Luego:
Si n = 3; ? = 1? 6 electrones
ER = 3 + 1 = 4
Si
n = 4; ? = 0? 2 electrones
ER = 4 + 0 = 4
Finalmente: 8 electrones
Rpta. (b)
9.
Indicar ¿cuántos electrones tiene
el penultimo nivel de energía el
átomo de gas noble
Xenon(54Xe)?.
Rpta: ……….
10.
Hallar la energía relativa para un
átomo que presenta el máximo
número de electrones cuya
distribución electrónica posee 10
subniveles saturados.
Rpta: ……….
11.
12.
¿Cuáles son los valores de los
números cuánticos para un
átomo que tiene 30 electrones?
Rpta: ……….
¿Cuál de las siguientes
combinaciones no presenta un
orbital permitido?
13.
Rpta: ……….
Un átomo “X” presenta 7
orbitales “p” apareados, el ión
Y3+ es isoelectrónico con el ión
X4-. Determinar los electrones
del último nivel del átomo “y”
Rpta: ……….
14.
Un átomo presenta en su
configuración electrónica el
subnivel más energético y posee
energía relativa igual a 5. Si
dicho subnivel posee 2 orbitales
llenos y más de 1 orbital
semilleno. Hallar el número
atómico del átomo
Rpta: ……….
15.
verdaderos
¿Cuántos son
teóricamente?
I)
II)
III)
IV)
El número máximo de
electrones para ? = 8 es 34.
El número máximo de
orbitales ? = 8 es 17.
El número máximo de
orbitales por cada nivel es n²,
para cualquier valor de “n”
Los orbitales 4fxyz y 5dz² son
degenerados
Rpta: ……….
16.
Los números cuánticos del
electrón más energético son
(4,0,0, + ½) de un átomo
neutro. Si el número de protones
excede en 2 al número de
neutrones. Hallar el número de
masa del átomo.
Rpta: ……….
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE
LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
I. INTRODUCCIÓN
JOHANN W. DOBEREIRIER,
Químico Alemán, en 1829 agrupó
por “TRIADAS” (grupos de Tres)
ordenó a los elementos de
propiedades semejantes en grupos
de tres y el peso atómico del
elemento central era
aproximadamente igual a la media
aritmética de los otros dos
elementos.
TRIADA Cl Br I
Peso Atómico 35 80 127
BEGUYER DE CHANCOURTOIS,
Francés que en 1862 propuso el
“Caracol Telúrico”, que figuró el
sistema de los elementos en forma
de espiral, donde cada vuelta
contenía 16 elementos (Base del
Peso Atómico del Oxígeno como
16).
JOHN A. NEWLANDS, Inglés en
1864 estableció la “Ley de las
Octavas”, ordenó a los elementos
de menor a mayor peso atómico
en grupos de 7 en 7, presentando
propiedades similares después de
cada intervalo de 8 elementos.
1º
Li
2º
Be
3º
B
4º
C
5º
N
6º
O
7º
F
8º
Na
9º
Mg
Propiedades Semejantes
II.
1.
2.
3.
4.
CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV
(1869)
Mendeleiev, ordenó su clasificación
de los elementos de acuerdo a la
siguiente ley: LAS PROPIEDADES
DE LOS ELEMENTOS SON UNA
FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO
ATÓMICO
Colocó los cuerpos simples, en
líneas horizontales llamados
“PERIODOS”.
Formó “Familias Naturales” de
propiedades semejantes.
Consiguió de ésta manera 8
columnas verticales que denominó
“GRUPOS”
IMPORTANCIA DE LA
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:
Las familias naturales están
agrupadas según su valencia, tales
como F, Cl, Br, I (Columnas).
Permitió descubrir ciertas
analogías no observadas, como las
del Boro y Aluminio
Consiguió determinar los pesos
atómicos como el Berilio
Los Gases Nobles, posteriormente
descubiertos, encontraron un lugar
adecuado en dicha clasificación a
la derecha del grupo VII
perfeccionando la tabla.
5.
Se dejaron casilleros vacíos los
elementos no descubiertos y cuyas
propiedades se atrevió a predecir:
Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)
Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)
Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)
DE
ESTA
LEY
DESVENTAJAS
PERIÓDICA:
1º
no
encuentra
El Hidrógeno
posición única.
2º
la
Presenta dificultad para
ubicación de las tierras raras.
3º
III.
La posición de algunos elementos
de acuerdo a su P.A. presenta
errores como las parejas:
K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser
invertidas para adecuarse a la
tabla.
CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS
ELEMENTOS
En 1913, el Inglés Henry G.
Moseley, estableció un método de
obtención de valores exactos de la
carga nuclear, y en consecuencia
el número atómico de los
elementos. Para ello tomó como
anticátodo en un tubo de rayos X.
Deduciéndose la ley que lleva su
nombre: “La Raíz Cuadrada de
la Frecuencia en función lineal
del Número Atómico Z”.
f ? a(Z?b)
f = Frecuencia
Z = Número Atómico
A,b = Constantes
Con éste criterio científico como
Bohr, Rang, Werner y Rydberg,
propusieron ordenar el sistema
periódico de los elementos, en
orden creciente a su número
atómico.
DESCRIPCIÓN DE LA
TABLA
PERIÓDICA ACTUAL
1.
2.
Está ordenado en forma creciente
a sus números atómicos.
Su forma actual, denominada
“Forma Larga” fue sugerida por
“Werner” en 1905, separa en
bloques los elementos, según sus
configuraciones electrónicas
–
–
–
s
d
p
f
Los elementos cuya configuración
electrónica termina en “s” o “p”
son denominador “Representativos”
y son representados por la letra
“A”
Los elementos que tienen una
configuración que termina en “d”
son denominados de “transición
externa” y sus columnas se le
asignan la letra “B”
Los elementos cuya configuración
terminan en “f” se denominan de
“transición interna”. Existen sólo
dos períodos denominados
Lantánidos y Actínidos.
–
Esta formado por 18 grupos
(verticales) y 7 períodos
(horizontales), éstos últimos
indican el número de niveles de
energía.
IA:MetalesAlcalinos:Li,Na,K,Rb,Cs,Fr
IIA:MetalesAlcalinosTerreos:Be,Mg,Ca,
Sr,Ba,Ra
IIIA:Boroides:B,Al,Ga,In, Tl
IVA:Carbonoides:C,Si,Ge,Sn,Pb
VA:Nitrogenoides:N,P,As,Sb,Bi
VIA:AnfígenosoCalcógenos:O,S,Se,Te,Po
VIIA:Halógenos:F,Cl,Br,I,At
VIIIA:GasesNobles:He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn
MetalesDeAcuñación:Au,Ag,Cu
Elementospuente:Zn,Cd,Hg,Uub
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R)
Es la mitad de la distancia entre dos
átomos iguales unidos por determinado
tipo de enlace.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I)
Es la cantidad mínima de energía que se
requiere para remover al electrón
enlazado con menor fuerza en un átomo
aislado para formar un ión con carga +1.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Es la cantidad de energía que se absorbe
cuando se añade un electrón a un átomo
gaseoso aislado para formar un ión con
carga –1.
ELECTRONEGATIVIDAD (X)
La electronegatividad de un elemento
mide la tendencia relativa del átomo a
atraer los electrones hacia si, cuando se
combina químicamente con otro átomo.
METALES (CM), NO METALES (CNM)
Y METALOIDES
Es un esquema clásico de clasificación,
los elementos suelen dividirse en:
metales, no metales y metaloides.
METALES:
a) PROPIEDADES FÍSICAS
–
–
–
Elevada conductividad eléctrica
Alta conductividad térmica
A excepción del oro (amarillo) y cobre
(rojo) el resto presenta color gris
metálico o brillo plateado.
–
–
–
Son sólidos a excepción del mercurio,
el cesio y galio se funden en la mano.
Maleables y Ductiles
El estado sólido presenta enlace
metálico.
b) PROPIEDADES QUIMICAS
–
–
–
–
–
–
Las capas externas contienen pocos
electrones; por lo general 3 o menos.
Energías de ionización bajas.
Afinidades electrónicas positivas o
ligeramente negativas.
Electronegatividades bajas.
Forman cationes perdiendo electrones
Forman compuestos iónicos con los
no metales.
NO METALES
a) PROPIEDADES FÍSICAS
– Mala conductividad eléctrica (excepto
el grafito)
– Buenos aislantes térmicos (excepto el
diamante)
– Sin brillo metálico
– Sólidos, líquidos o gases.
– Quebradizos en estado sólido
– No ductiles
– Moléculas con enlace covalente, los
gases nobles son monoátomicos.
b) PROPIEDADES QUÍMICAS
– La capa externa contiene 4 o más
electrones (excepto el H)
– Energías de ionización altas
– Afinidades electrónicas muy
negativas
– Electronegatividades altas
– Forman aniones ganando electrones
– Forman compuestos iónicos con
metales (excepto los gases nobles) y
Cl
–
compuestos moleculares con otros no
– metales
Los metaloides, muestran algunas
propiedades características tanto de
metales como de no metales.
+
CM
–
–
CM
R
+
+
CNM
I
AE
X
–
CNM
– AE +
x
ENLACE QUÍMICO
Es toda fuerza que actuando sobre los
átomos los mantiene unidos, formando
las moléculas o agregados atómicos.
En 1916 “Walter Kossel” basado en el
estudio de los elementos del grupo cero
o gases nobles, relacionó la notable
inactividad de los gases nobles con la
estabilidad de sus configuraciones
electrónicas.
F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el
comportamiento de los átomos, los
concibió formados por 2 partes
principales: una parte central o Kernel
(núcleo positivo y los electrones excepto
los del último nivel) y los electrones de
valencia o sea los del nivel exterior
Cuando intervienen dos o más átomos
para su representación es conveniente
utilizar signos diferentes para destacar
los respectivos electrones de valencia.
CLASES DE ENLACES
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Resulta de la transferencia de
electrones entre un átomo y
metálico y otro no metálico, donde
el primero se convierte en un ión
cargado positivamente y el
segundo en uno negativo.
?
?
?
?
?
?
?
CARACTERÍSTICAS
Son fuerzas de atracción
electrostáticas entre cationes (+)
y aniones (-)
Los compuestos iónicos no
constan de simples pares iónicos o
agrupaciones pequeñas de iones,
salvo en el estado gaseoso. En
cambio, cada ión tiende a
rodearse con iones de carga
opuesta.
En estado sólido son malos
conductores del calor y la
electricidad, pero al fundirlo o
disolverlo en agua, conduce la
corriente eléctrica. Ejm. Na Cl.
Son solubles en disolventes
polares como el agua.
Reaccionan más rápidamente en
reacciones de doble
descomposición.
Poseen puntos de fusión y
ebullición altos.
La mayoría son de naturaleza
inorgánica.
Li
REGLA DEL OCTETO
Mg Al C P
C
F
Ne
H x H y
Cl
x
xx
x
x xx
Ejemplo:
+2 Cl
x
Mg
x
–
2+
Cl x Mg x Cl
Na + x Cl x
Br
x Br x
o
O x
?
Un enlace iónico se caracteriza
por tener una diferencia de
electronegatividad (??) mayor
que 1,7
? ? > 1,7
Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
11Na : 1S²2S²2P63S1
1e (e de valencia)
: 1S²2S²2P63S23P5
17Cl
7e (e de valencia)
II.
Analizando con
electronegatividades (Pauling)
Na (? = 0,9)Cl (? = 3,0)
?? = 3 – 0,9 = 2,1
? como 2,1 > 1,7 ? enlace iónico
ENLACE COVALENTE: Resulta de
la compartición de par de
electrones
CARACTERÍSTICAS:
?
?
?
Son malos conductores de la
corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4
Sus soluciones no conducen la
corriente eléctrica a menos que al
disolverse reaccionan con el
disolvente.
Son más solubles en disolventes
no polares.
?
Reaccionan lentamente en
reacción de doble descomposición.
?
?
?
?
?
?
Poseen puntos de fusión y
ebullición bajos.
A estado sólido presentan cristales
formados por moléculas no
polares.
La mayoría son de naturaleza
orgánica.
Es aquel que se verifica por el
comportamiento de pares de
electrones de tal forma que
adquieran la configuración de gas
noble.
Se origina entre no metales.
Se caracterizan por tener una
diferencia de electronegatividades
menor a 1.7
? ? < 1,7
1.
TIPOS
Covalente Puro o Normal:
(Homopolar)
?
?
?
Se realiza entre átomos no
metálicos.
Los electrones compartidos se
encuentran distribuidos en forma
simétrica a ambos átomos,
formando moléculas con densidad
electrónica homogénea o
apolares.
La diferencia de
electronegatividades de los
elementos participantes, es igual
a cero.
?? =0
xx
x Cl x
xx
1-
1+
Na
x
xx
xx
Br
Br
Ejemplo: Br2
xx
x
xx
?? = 2,8 – 2,8 = 0
Ejemplo: O2
o
x
xx
xx
O
O = O
O x
?? = 0
Ejemplo N2
2.
Además: H2, Cl2, etc.
Covalente Polar: (Heteropolar)
?
Una molécula es polar, cuando
el centro de todas sus cargas
positivas no coincide con el
centro de todas sus cargas
negativa, motivo por el cual se
forman dos polos (dipolo)
?
Se realiza entre átomos no
metálicos y con una diferencia
de electronegatividades
siguiente:
0 < ? ? < 1,7
Ejemplo: H2O
Ejemplo: HCl
ó
Además:
Cl2O, NH3, etc.
3.
Covalente Coordinado o Dativo
(?)
Se da cuando el par de electrones
compartidos pertenecen a uno sólo
de los átomos. El átomo que
contribuye con el par de
electrones recibe el nombre de
DONADOR y el que los toma
recibe el nombre de ACEPTADOR
o RECEPTOR.
Se destacan como donadores de
pares electrónicos: Nitrógeno,
Oxígeno y Azufre; como Aceptores
se distinguen: el protón
(hidrogenión) el magnesio de
transición.
OF3B ? NH3
Ejemplo: H2SO4
N
o
x
x
N
N
x
N x
x
o
O
donde
H
H
Dipolo
–
+
?+
? +
? –
O
x
H
x
H
H x
Cl
?+
H
?-
– Cl
+
–
Dipolo
F
B
F
F
+
N
Ejemplo:
H
H
H
F
B
F
F
+
N
H
H
H
x
xx
S
x
x
x
O x
xx
x
x
H
xx
xx
xO x
H
xx
xO x
xx
O
S
O
H
O
H
O
Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.
?
HIBRIDACIÓN
Es una reorganización de los orbitales
atómicos con diferentes energías para
formar una nueva serie de orbitales
equivalentes llamadas ORBITALES
HÍBRIDOS.
Hibridación en Atomos de Carbono:
Ejemplo:
a)
Orbital sp3
donde
1s²2s²2p² ? Basal
2s1sp3
?
pz
Hibridizado
? ? ?
s px py
Hibridación tetraédrica sp3.
Orbital del metano: (CH4)
-109º28´ (Ángulo)
b)
Orbital sp²:
Donde:
1s²2s²s2p² ?
2sp²
Hibridizado
?
pz
?
py
?
px
?
s
Enlace ?
H
c
C Enlace Sigma
H
Enlace ?
Hibridación trigonal sp². Orbital de
etileno (C2H4) – 120º (ángulo)
c)
Orbital sp1
Donde
H – C ? C – H
C2H2
Etino o acetileno
?
s
1s²2s²2p² ? 2sp1
Hibridizado
px py pz
H
Enlace ?
C Enlace Sigma
C
H
Enlace
Enlace Sigma
Sigma
Enlace ?
Hibridación lineal sp – 180º
(ángulo)
109º 28´
H
H
H
H
c
CH4
H
H
H
H
C = C
H
H
III. ENLACE METÁLICO:
Se presentan en los metales y tiene
ocurrencia entre un número indefinido de
átomos lo cual conduce a un agregado
atómico, o cristal metálico; el cual ésta
formado por una red de iones positivos
sumergidos en un mar de electrones.
Ejemplo:
Estado basal ? catión
Agº -1e- Ag1+
IV.
“MAR DE ELECTRONES”
PUENTE DE HIDROGENO
Se trata de fuertes enlaces eléctricos
entre las cargas positivas de los núcleos
del átomo de Hidrógeno y átomos de
Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.
Ejemplo: Molécula de agua (H2O)
P. de H
V.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
se
+
–
–
–
= –
=
= –
=
= –
= –
= –
= –
+ =
= –
O
H
? +
?+
?+ H
? +
H
? –
? –
O
H
?+
Son uniones eléctricas débiles y
efectúan entre moléculas apolares.
Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)
CH2
CH3
H3C
CH2
CH3
H3C
Fuerzasde Van
Der Waals
VALENCIA:
Es la capacidad de un átomo para
enlazarse a otro. No tiene signo
(positivo o negativo).
Estado de oxidación (E.O.)
Es la carga aparente que tiene un
átomo en una especie química, indica el
número de electrones que un átomo
puede ganar o perder al romperse el
enlace en forma heterolítica.
Reglas para hallar el estado de
oxidación
1.
El estado de oxidación de un átomo
sin combinarse con otro elemento
2.
3.
4.
5.
6.
0 0
es cero Cu,Ag, O02 , N02
El estado de oxidación de hidrógeno
es +1 en hidruro metálico donde es
–1.
El estado de oxidación de oxígeno
es –2 excepto en peróxidos donde
es –1 y cuando está unido con el
fluor +2.
El estado de oxidación del grupo IA,
plata es +1.
El estado de oxidación del grupo
IIA, cinc y cadmio es +2.
En un compuesto neutro, la suma
de los estados de oxidación es cero.
En un radical, la suma de los
estados de oxidación es la carga del
radical
Los halógenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación -1.
Los anfígenos cuando están unidos
con un metal tienen estado de
oxidación –2.
Ejemplos:
de
los
Número de oxidación
elementos más frecuentes
E.O. = Estado de oxidación
I. NO METALES:
Halógenos: F (-1)
?1, +3, +5, +7: Cl, Br, I
Anfígenos (calcógenos): O (-2)
?2, +4, +6: S, Se, Te
Nitrogenoides: ?3, +5: N, P, As, Sb
Carbonoides: +2, ?4: C ?4: Si
Otros: ?1: H ?3: B
II. METALES:
+1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4
+2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
+3: Al, Ga
+1, +2: Cu, Hg
+1, +3: Au
+2, +3: Fe, Co, Ni
+2, +4: Sn, Pb, Pt
+3, +5: Bi
E.O. variable
=
Cr: 2, 3, 6
Mn: 2, 3, 4, 6, 7
Cuadro de funciones químicas
I. FUNCION OXIDO
Son compuestos binarios que se
obtienen por la combinación entre un
elemento químico. Para nombrar se
tradicional,
utiliza la nomenclatura
stock y sistemática.
Forma:
?x 2?
E O ? E2Ox
E = Elemento
químico
O = Oxígeno
+x = E.O
tradicional
o
a) Nomenclatura
clásica
Se nombra de acuerdo al E.O. del
elemento:
b) Nomenclatura de Stock
Según esta nomenclatura, los óxidos se
nombran con la palabra óxido, seguida
del nombre del elemento, y a
continuación el número de oxidación
del metal con números romanos entre
paréntesis.
c) Nomenclatura Sistemática
Según la I.U.P.A.C. (Unión
Internacional de Química Pura y
Aplicada) las proporciones en que se
encuentran los elementos y el número
de oxígenos se indican mediante
prefijos griegos.
METAL
NO METAL
OXÍGENO
ÓXIDO BÁSICO
ÓXIDO ÁCIDO
H2O
HIDRÓXIDO
ÁCIDO OXÁCIDO
SAL OXISAL
SAL HALIODEA
ÁCIDO
HIDRÁCIDO
HIDRURO
HIDRÓGENO
NO METAL
METAL
FUNCION OXIDO
1.1 OXIDOS BASICOS
Los óxidos básicos u óxidos metálicos se obtienen por la combinación de un elemento
metálico y oxígeno.
Ejemplos:
1.2 OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS
Los óxidos ácidos u óxidos no metálicos se obtienen por la combinación de un
elemento no metálico y oxígeno.
II.
FUNCION HIDROXIDO O BASES
Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con
los iones hidróxilo.
Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la
nomenclatura sistemática el prefijo mono se suprime.
En+
OH-1
? E(OH)N
E: Elemento metálico
Ejemplo: Cl
: HClO3
: H2SO3
III. FUNCION PEROXIDOS
Estos compuestos presentan en su
estructura enlaces puente de oxígeno y
este actúa con estado de oxidación –1.
Se nombra con la palabra peróxido
seguido del nombre del metal.
Ejemplos:
Formular los peróxidos:
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
Peróxido
de
de
de
de
de
de
magnesio _____________
mercurio (II) ___________
cadmio ______________
cobre (I) ______________
rubidio _______________
cobre (II) _____________
IV. FUNCION ACIDOS
A) OXACIDOS:
Son compuestos terciarios que se
forman al combinarse los óxidos ácidos
(anhídridos) con una molécula de agua.
E2On + H2O ? HXEYOZ
Observación:
El elemento no metálico, también
puede ser un metal de transición como:
V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O.
superior a 4.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra ácido y luego el nombre del
no metal de acuerdo a su E.O.
(anhídridos).
Ejemplo:
CO2 + H2O
?
H2CO3
Ácido carbónico
Anh. Carbónico
Forma práctica:
a)
E.O. Impar (NMe):
x
H
NMe Oa
x+1 =a
2
x = E.O.
5+
ácido clórico
5+1=3
2
b)
E.O. Par (NMe):
x
H2 NMe Ob
x+2 =b
2
Ejemplo: S
4+
ác. sulfuroso
4+2 =3
2
A1. ACIDOS OXACIDOS
POLIHIDRATADOS
Se obtienen al reaccionar el anhídrido
con una más moléculas de agua. Para
nombrarlos debemos tener en cuenta,
la ubicación del elemento, no metálico
en la T.P. y la cantidad de moléculas de
agua:
Grupo
Impar
?
?
?
?
?
?
Meta
Piro
Orto
Par
Meta
Piro
Orto
1 Anh. + 1 H2O
1 Anh. + 2 H2O
1 Anh. + 3 H2O
Grupo
1 Anh. + 1 H2O
2 Anh. + 1 H2O
1 Anh. + 2 H2O
Observación:
Los elementos como el Boro, Fósforo,
Antimonio y Arsénico
presentan
anomalías y cuando forman oxácidos lo
hacen con 3 moléculas de agua.
Ejemplo:
1) Acido bórico (ortobórico)
B2O3 + 3H2O ? H3BO3
Ácido bórico
2) Acido fosfórico: Dar su fórmula
3) Acido pirocarbonoso: Dar su fórmula
B)
HIDRACIDOS:
Pertenece a la función “hidrogenadas”
donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de
los elementos:
Hidruros
Nombres Hidrá-
Especiales cidos
Ejemplos:
1) Hidruro de sodio: NaH
2) Amoniaco: NH3
3) Fosfina: PH3
B.1 HIDRACIDOS:
Se forma con los elementos del grupo
VI A y VII A, con el hidrógeno en medio
acuoso.
Nomenclatura:
En gaseoso ? uro
Terminación
En acuoso ? hídrico
Ejemplo:
1) H2S(g):
H2S(l):
2) HCl(g):
Sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
V.
FUNCION SALES
Una sal es un compuesto conformado
por una parte aniónica (ión poliatómico
negativo) y una parte caliónica
(metálica o agrupación de especies
atómicas) que pueden ser sales
OXISALES y sales HALOIDEAS. Además
pueden ser neutras (ausencia de “H”) y
Ácidas (presenta uno o más “H”).
Ejemplo:
Li
y
(ANIÓN)x ?y
(CATIÓN)?x
-1+
(ClO3)
-1
?
Li ClO3
Clorato de Litio
5.1
SALES HALOIDEAS
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión que proviene de un ácido
hidrácido.
Ejemplo:
5.2
SALES OXISALES
Son sustancias que proceden de la
combinación de un ión metálico con un
anión poliatómico, que proviene de un
ácido oxácido.
En la nomenclatura tradicional se
combinó el sufijo oso por ito y ico por
ato.
En la nomenclatura sistemática todas
las sales terminan en ato y si el anión
entra 2,3,4… veces se emplea los
prefijos bis, tris, tetra, quis.
Ejemplo:
5.3
OXIDOS Y SALES
HIDRATADAS
Existen sales y óxidos metálicos que
contienen moléculas de agua para
escribir sus fórmulas se ponen a
continuación del óxido o la sal al
número de moléculas de agua que
contienen separadas por un punto.
Ejemplo:
Al2O3 . 3H20
Na2CO3 . 1OH2O
NiCl2 . 6H2O
Oxido de aluminio
trihidratado
Carbonato de sodio
decahidratado
Cloruro de Níquel
hexahidratado
1.
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
¿Cuál de los óxidos que se indican a
continuación no está con su
respectivo nombre?
a)
SO2:
Anhidrido sulfuroso
b) N2O3: Anhidrido nitroso
c) Mn2O7: Anhidrido mangánico
d) Cr2O7: Oxido crómico
e) PbO2: Oxido plúmbico
Resolución:
Por teoría: ANH – Mangánico
Porque:
Mn2O7
?
7? 2
Mn O
Anh. permangánico
Rpta. C
2.
Dar el nombre de las siguientes
funciones inorgánicas:
a)
b)
c)
d)
e)
Oxido crómico: ________________
Oxido plumboso: ______________
Oxido de níquel (III): ___________
Hidróxido de calcio: ____________
Anhídrido mangánico: __________
3.
a)
¿Cuál de las alternativas es falsa?
Oxido ácido: Cl2O
b) Oxido básico: CaO
c) Peróxido: Na2O2
d) Oxido básico: CrO3
e) Anhídrido: N2O3
f)
g)
h)
i)
j)
4.
Hidróxido de cobalto (III): _______
Acido clórico: _________________
Acido crómico: ________________
Sulfato de potasio: _____________
Sulfato férrico: ________________
Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
5.
Completar el cuadro que se indica a continuación e indicar su nombre:
REACCIONES QUÍMICAS:
Son procesos en la cual una o más
sustancias iniciales, llamadas
“reactantes” sufren cambios en su
estructura molecular dando lugar a la
formación de nuevas sustancias,
llamados “productos”.
ECUACIÓN QUÍMICA
Es la representación literal de una
reacción química.
Coeficientes
2Fe(s)+ 3H2O(?)+ Q ? 1Fe2O3(s) + 3H2(g)
Reactantes
Q = Calor
S = Sólido
Productos
g = Gas
? = Líquido
Ejemplo:
H2O(g)
(Vapor)
Fe(s)
H2O(?)
Fe2O3(s)
FUNDAMENTOS PARA RECONOCER
UNA REACCIÓN QUÍMICA:
Tenemos los siguientes fundamentos
más importantes:
? Desprendimiento de un gas
? Liberación de calor.
? Cambio de olor
? Formación de precipitados
? Cambio de propiedades físicas
y químicas de los reactantes.
CLASIFICACIÓN DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS.
I.
1.
DE ACUERDO A LA NATURALEZA
DE LAS SUSTANCIAS.
Reacciones de Adición o
Asociación o Combinación
Reacciones dos o más sustancias
para formar una nueva sustancia.
Ejemplos: (Sin balancear)
1)
Síntesis de Lavoisier:
H2 + O2 ? H2O
2)
Síntesis de Haber – Bosh
N2 + H2 ? NH3
2.
Reacción de Descomposición
Son aquellas que a partir de un
solo reactante (compuesto) se
obtiene varios productos, por lo
general se necesita energía
(calorífica, eléctrica, luminosa,
etc.)
Ejemplos:
Calor
1)
CaCO3(s)
?
CaO(s) + CO2(g)
Reacción de Pirolisis
Calor
(Mechero)
 Página anterior | Volver al principio del trabajo | Página siguiente  |