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CURSO DE NIVELACION
Manual de Ejercicios de Química
QBB Mercedes de Jesús Osalde Balam
2019
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INSTITUTO TECNOLOGICO DE CONKAL
CURSO PROPEDEUTICO DE QUIMICA
AGOSTO-DICIEMBRE/2019
TEMARIO
UNIDAD TEMAS SUBTEMAS
I Generalidades
1.1 Química, ciencia y medio ambiente. 1.2 Relación de la Química con otras ciencias. 1.3 Aplicaciones de la Química en la Biología y/o Agronomía. 1.4 Definiciones básicas. 1.5 Composición y propiedades de la materia: átomo, molécula, elemento, compuesto, mezcla, solución. 1.6 Estructura atómica. 1.7 Tabla periódica.
II Estequiometria 2.1 Pesos moleculares a partir de pesos atómicos. 2.2 Número de oxidación en un compuesto. 2.3 Peso equivalente o equivalente químico.
III Generalidades para formular compuestos inorgánicos.
3.1 Fórmulas químicas. 3.2 Reglas para determinar el número de valencia de un elemento, en un compuesto o ion.
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UNIDAD 1 GENERALIDADES
1.1 QUÍMICA, CIENCIA Y MEDIO AMBIENTE.
Relación que existe entre la química, la ciencia y el medio ambiente tomando en cuenta
lo positivo y negativo que nos aporta en la Biología y/o Agronomía. (Investigar y discutir
en clase por equipos).
El conjunto de todos los seres y hechos que nos rodean forman lo que llamamos
Naturaleza; estos hechos que observamos a nuestro alrededor constituyen el campo de
estudio de ciencias que se relacionan entre sí. Estas ciencias reciben el nombre de
Ciencias naturales.
El pasar frente a un jardín en especial en la primavera te asombra ver la diversidad de
colores que se presentan en las flores, el verde de las plantas o lo frondoso cuando se
trata de frutos. Todos esos fenómenos son resultados de la química y no se realizaron en
un laboratorio sino que forman parte de nuestra vida cotidiana.
Estos fenómenos mencionados también pueden ser obtenidos en laboratorio, como son
los aromas de las flores aplicados a ciertos perfumes, o sus colores en ciertos artículos
como son las ropas, floreros, vehículos, calzados, pinturas, etc.
Esto es la química que nos puede proporcionar todo lo aquello mencionado. Los químicos
tratan de comprender, explicar y utilizar la diversidad de materiales que tenemos a
nuestro alrededor para complacer nuestros gustos.
La química es un tema que nos ayuda a conocer la composición del mundo que nos
rodea, puede conducir a idear inventos interesantes y útiles así como desarrollar nuevas
tecnologías.
1.2 RELACIÓN DE LA QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS:
El campo de la química es indispensable para comprender muchos otros campos, como el
de la Agricultura, la Zoología, la Medicina, la Biología, la Biología molecular y otras más.
Aun cuando no esté dentro de tus planes trabajar en cualquiera de los campos
anteriores, usarías la química en tu vida diaria.
La Química es la base de casi todas las industrias como la agrícola, ganadera, papelera,
alimenticia, metalúrgica, electrónica, vidriera, textil, farmacéutica y petroquímica entre
muchas más.
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En la siguiente lista de productos escribe a la derecha de cada uno el nombre de la
industria que los produce (en algunos casos puedes mencionar más de una
industria).
Cartón:____________________________________________________________
Oro puro:__________________________________________________________
Computadoras:______________________________________________________
Fibra óptica:________________________________________________________
Aspirina:___________________________________________________________
Fertilizantes:________________________________________________________
Poliester:__________________________________________________________
Lubricantes:________________________________________________________
Fibra de algodón para prendas de vestir:_________________________________
Botella de vidrio:____________________________________________________
Sustancia para teñir telas:_____________________________________________
Parabrisas:_________________________________________________________
Calculadoras:_______________________________________________________
Acero:_____________________________________________________________
Leche condensada:__________________________________________________
Celofán:___________________________________________________________
Alimentos balanceados:_______________________________________________
Vacunas:__________________________________________________________
Bronce:____________________________________________________________
QUIMICA
Es la ciencia que se ocupa del estudio de la materia, su comportamiento, su estructura,
los cambios que estas sufren y las leyes que rigen esos cambios. La química se clasifica
en dos ramas principales: Química inorgánica y Química orgánica.
La Química inorgánica se ocupa de los demás elementos, así como de algunos
compuestos del carbono. Las sustancias que se clasifican como inorgánicas se derivan
principalmente de fuentes minerales y no de fuentes animales o vegetales.
La Química orgánica se ocupa de los compuestos que contienen al elemento carbono. El
término orgánica se derivó originalmente del estudio químico de los organismos vivos:
animales y vegetales.
1.3 APLICACIONES DE LA QUÍMICA EN LA BIOLOGIA Y/O EN LA AGRONOMÍA
SEGÚN SEA EL CASO. (Investigar y discutir en clase)
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1.4 DEFINICIONES BÁSICAS: (Investigar y discutir en clase)
Química, Materia (sólido, líquido, gas), Sustancia, Solución (soluto, solvente), Mezcla,
Elemento, Compuesto (binarios, ternarios, cuaternarios, poli atómicos), Átomo (protón,
electrón, neutrón, núcleo), Molécula, Iones (positivo, negativo), Número atómico, Número
de masa, Isótopo, Fórmula química, Masa o peso atómico, Peso molecular, Mol.
(Realizar sopa de letras y crucigrama).
1.5 COMPOSICIÓN Y PROPIEDADES DE LA MATERIA:
La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. La materia
incluye lo que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles) y lo que no
podemos ver ni tocar (como el aire). Así todo el universo tiene una conexión “Química”.
Clasificación de la materia:
Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto, cuya composición es fija.
Las sustancias puras presentan propiedades constantes bajo una serie de condiciones
definidas.
Un elemento es una sustancia fundamental que no se puede descomponer por medios
químicos en otras más sencillas. Un compuesto, en cambio, es una sustancia pura que
se puede descomponer, mediante métodos químicos, en dos o más elementos.
Una mezcla está constituida por dos o más sustancias puras, cada una de las cuales
mantiene su identidad y propiedades específicas. Las mezclas pueden ser homogéneas
o heterogéneas.
Las mezclas homogéneas formadas por gases, líquidos o sólidos, disueltas en líquidos,
se denominan disoluciones. Una disolución es uniforme en todas sus partes y está
formada por dos o más sustancias puras.
Las mezclas heterogéneas constan de dos o más fases físicamente distintas, esto
significa que podemos distinguir, a simple vista o con ayuda de una lupa o microscopio,
las partes que la forman.
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Escribe en el paréntesis la letra que antecede la respuesta correcta de cada cuestión: Fundamentalmente la Química estudia: ( )
a) La energía b) El núcleo atómico c) Los alimentos d) La materia
La Fotosíntesis es un ejemplo en el que se relaciona la Química con la…. ( )
a) Física b) Biología c) Matemáticas d) Astronomía
Estudia los compuestos del carbono…. ( )
a) Química orgánica b) Química inorgánica c) Química analítica d) Química general
Estado de la materia que tiene volumen y forma definidos…. ( )
a) Gas natural b) Alcohol c) Tubo de hierro d) Oxígeno gaseoso
Materia cuyas partes se pueden separar mediante métodos físicos…. ( )
a) Compuesto b) Elemento c) Solución d) Sustancia pura
Materia cuyas partes se pueden separar mediante métodos químicos…. ( )
a) Compuesto b) Elemento c) Solución d) Mezcla
Ejemplo de elemento químico…. ( )
a) Alcohol b) Agua c) Sal de mesa d) Carbono
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Sustancia que está formada por átomos de la misma clase…. ( ) a) Elemento b) Agua c) Azúcar d) Monóxido de carbono
De acuerdo a los conocimientos adquiridos, integrarse por equipos y clasifiquen
los siguientes objetos como: compuesto, elemento, mezcla homogénea y mezcla
heterogénea:
Calcio:_____________________________________________________________ Cobre:_____________________________________________________________ Silicio:_____________________________________________________________ Sal:_______________________________________________________________ Papel:_____________________________________________________________ Alcohol:____________________________________________________________ Luz:_______________________________________________________________ Fresas:_____________________________________________________________ Agua:______________________________________________________________ Aire:_______________________________________________________________ Azúcar:____________________________________________________________ Pintura:____________________________________________________________ Vidrio:_____________________________________________________________ Plástico:____________________________________________________________ Electricidad:________________________________________________________ Madera:____________________________________________________________ Vela:______________________________________________________________ Carbón:____________________________________________________________ Hielo:______________________________________________________________
Estados físicos de la materia: Sólido, líquido y gaseoso.
Sólidos: Un sólido tiene forma y volumen definido, y sus partículas están adheridas rígidamente entre sí. Ejemplo: Sal, metales, madera, vidrio, plástico, etc.
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Líquidos: Un líquido adopta la forma del recipiente que los contiene y sus partículas se adhieren entre sí firmemente, pero no rígidamente. Aunque las partículas se mantienen unidas por fuerzas de atracción intensas y están en contacto entre sí, pueden moverse libremente. Ejemplo: Agua, gasolina, alcohol, jugos de frutas. Etc. Gases: Un gas no tiene forma ni volumen definido, por lo que se almacena en un recipiente cerrado. El gas tiende a ocupar todo el volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen gran energía cinética, presentando movimientos desordenados. Ejemplo. Oxígeno (O2), gas butano, nitrógeno (N2), aire, etc. PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LA MATERIA. Las sustancias se identifican por sus propiedades y su composición. Una propiedad
física se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la
sustancia. Por ejemplo, es posible medir el punto de ebullición del agua y registra la
temperatura en la que se convierte en vapor.
El agua difiere del vapor solo en su aspecto, no en su composición, de modo que solo se
trata de un cambio físico; es posible condensar el vapor para obtener de nuevo agua. De
esta manera, el punto de ebullición de una sustancia es una propiedad física.
Por otra parte cuando se cuece un huevo, ocurre un cambio químico. Cuando se someten
a temperaturas cercanas a 100 °C, la yema y la clara experimentan cambios que no solo
modifican su aspecto físico, sino también su composición química. Después, al comerse,
el huevo se modifica de nuevo, por efecto de sustancias del cuerpo humano llamado
enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico.
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Identifica en cada una de las situaciones el tipo de propiedad (física o química) que
experimenta la materia:
Situación Tipo de propiedad
La disolución del azúcar
La descomposición de una manzana
El derretimiento de la cera
La oxidación de la plata
La digestión de los alimentos
La fermentación de la uva
El estiramiento de una liga
El punto de ebullición
El erranciamiento de la mantequilla
La oxidación de un clavo de hierro
La leche se agría
La evaporación del agua
La congelación del agua
La formación de nubes
La combustión de la madera
1.6 ESTRUCTURA ATOMICA. TEORÍA ATÓMICA
En el siglo V a.C. el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia
estaba formada por muchas partículas e indivisibles que llamó átomos (que significa
indestructible e indivisible).
A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos
(entre ellos Platón y Aristóteles), esta se mantuvo. En 1808, el científico inglés, profesor
John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está
formada la materia y que llamamos átomos.
El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis
sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría de Dalton, pueden
resumirse como sigue:
1.- Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos.
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2.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tiene igual tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos
los demás elementos.
3.- Los compuestos están formados por átomos diferentes. En cualquier compuesto, la
relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un
número entero o una fracción sencilla.
4.- Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los
átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
●O ●O ●O ●O ●O ● O ●O ●O ●O ●O ●O
Átomos del elemento X Átomos del elemento Y Compuestos formados por los elementos X y Y
Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones,
protones y neutrones.
ELECTRÓN (-)
El electrón es una partícula con carga eléctrica negativa y con una masa de 9.11 x 10-28 g.
Aunque se conoce la carga real del electrón, su valor es demasiado inconveniente para
usos prácticos, y por lo tanto se le ha asignado una carga eléctrica relativa de -1.
El tamaño del electrón no se ha determinado con exactitud, pero se cree que su diámetro
es menor que 10-12 cm. Esta partícula se encuentra girando alrededor del núcleo de u
átomo.
PROTÓN (+)
El protón es una partícula cuya masa es de aproximadamente 1837 la de un electrón o
sea tiene una masa de 1.673x10-24 g. su carga relativa +1 es igual en magnitud, pero de
signo opuesto, a la carga del electrón. Esta partícula se encuentra concentrada en el
núcleo del átomo.
NEUTRÓN(n)
Esta partícula, no tiene carga positiva ni negativa, y posee una masa aproximada de
1.675 x 10-24 g. solo es ligeramente superior a la de un protón. Esta partícula se encuentra
concentrada en el núcleo del átomo.
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NÚCLEO
Parte central de un átomo en la que se ubican todos los protones y neutrones. La masa
del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo y solo ocupa 1x 10-13 del
volumen total del átomo.
NÚMERO ATÓMICO
Es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Cuando el átomo es
neutro o sea su carga eléctrica es cero el número de protones es igual al número de
electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones
presentes en un átomo.
MASA ATÓMICA
Es la masa porcentual promedio de las masas isotópicas de un elemento. Y son las que
se encuentran en la tabla periódica de los elementos. Observa que estos valores en su
gran mayoría tienen fracciones en cambio los números de masa son cantidades enteras.
IONES
Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. La
pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión (es un ion
con carga neta positiva). Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un
electrón para formar el catión sodio que se representa como Na+:
Átomo de Na Ion de Na+
11 protones 11 protones
11 electrones 10 electrones
Por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento
en el número de electrones. Por ejemplo, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un
electrón para formar el ion cloruro Cl- :
Átomo de Cl Ion de Cl-
17 protones 17 protones
17 electrones 18 electrones
MECANICA CUANTICA
El modelo actual de los átomos fue desarrollado principalmente por Erwin Schrödinger, en
el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características
ondulatorias.
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De acuerdo con la ecuación de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón
está determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores
dependientes entre sí.
NÚMEROS CUANTICOS.
Son los resultados de la ecuación de Schrödinger y la tabulación de ellos nos indica la
zona atómica donde es probable encontrar un electrón.
Las literales que representan a los números cuánticos son: n, l, m y s; aportados teórica y
experimentalmente por Bohr, Sommerfeld, Zeeman y Stern-Gerlach, respectivamente.
NÚMERO CUANTICO PRINCIPAL (n)
Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número
también expresa la energía dentro de los niveles del átomo. El número cuántico (n)
puede asumir cualquier valor entero (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7) es posible satisfacer a los
átomos conocidos actualmente.
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)
Determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo
tanto, el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se
relaciona con la nube electrónica. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que
contienen electrones de la misma energía. Los valores de l están determinados por el
valor de n; para cierto nivel, l puede asumir cualquier valor entero desde 0 hasta n-1.
Así:
1er. nivel energético solo hay un subnivel, el cual l da el valor de 0 y lo representa por la
letra s; por lo tanto soporta como máximo 2 electrones.
2o. nivel energético hay dos subniveles, el cual l da el valor de 0 y 1; los representan las
letras s y p respectivamente; por lo tanto soporta como máximo 6 electrones. En el
segundo nivel puede haber hasta 8 electrones: 2 de s y 6 de p.
3er. nivel energético hay tres subniveles, el cual l da el valor de 0,1, y 2; los representan
las letras s, p y d respectivamente; por lo tanto soporta como máximo 10 electrones. En
el tercer nivel puede haber hasta 18 electrones: 2 de s, 6 de p y 10 de d.
4º. nivel energético hay cuatro subniveles, el cual l da el valor de 0, 1, 2 y 3; lo
representan las letras s, p, d y f. respectivamente; por lo tanto soporta como máximo 14
electrones. . En el cuarto nivel puede haber hasta 32 electrones: 2 de s, 6 de p. 10 de d y
14 de f.
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Para el 5º, 6º y 7º nivel energético, teóricamente habría 5, 6 y 7 subniveles
respectivamente, solo que, para los átomos conocidos, son suficientes 4 subniveles en el
5º nivel (s, p, d y f); 3 subniveles para el 6º nivel ( s, p y d ) y 2 subniveles en el 7º nivel
energético ( s y p).
De esta manera podemos decir que para l:
s = 0, y tiene 1 orbital porque solo acepta como máximo 2 electrones
p = 1, y tiene 3 orbitales porque solo acepta como máximo 6 electrones
d = 2, y tiene 5 orbitales porque solo acepta como máximo 10 electrones
f = 3, y tiene 7 orbitales porque solo acepta como máximo 14 electrones
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles
energéticos, cuando estos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles
energéticos están formados por orbitales el cual es la región del espacio energético
donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
El número de electrones por subnivel depende del valor éste y está dado por la relación
(2l + 1) que puede ser desde -l hasta +l, pasando por cero.
En el subnivel s (l = 0) = 0
En el subnivel p (l = 1) = -1 0 +1
En el subnivel d (l = 2) = -2 -1 0 +1 +2
En el subnivel f (l = 3) = -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
NÚMERO CUÁNTICO SPIN (s)
Expresa el número cuántico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que solo
puede tener dos direcciones, una en dirección a las manecillas del reloj y la otra en
sentido contrario; los valores numéricos permitidos son:
+1/2 y -1/2
En cada orbital puede haber como máximo dos electrones, uno con giro positivo y el otro
con giro negativo.
Hasta aquí se ha visto la distribución de los orbitales en los niveles energéticos principales
y se ha encontrado que en cada orbital cada subnivel y cada nivel se puede acomodar
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solamente un número específico de electrones. Entonces, es posible expresar la
configuración electrónica de un átomo en su estado de mínima energía (basal o
fundamental), en la que se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel
energético.
Para ello se seguirá un proceso imaginario de ocupación de orbitales aplicando las reglas
citadas a continuación:
1.- Principio de exclusión de Pauli.- En un orbital puede haber hasta dos electrones de
spin opuesto. Esto significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo
átomo que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.
2.- Principio de edificación progresiva o regla de auf-bau.- Cada nuevo electrón
añadido a un átomo entrara en el orbital disponible de mínima energía. La separación de
energía en los subniveles de los átomos poli electrónicos origina que se superpongan o
traslapen, en valor de energía orbitales con diferentes valores de n.
Considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo poli electrónico, el orden
de ocupación será el siguiente:
1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d10 4p6, 5s2 4d10 5p6, 6s2 4f14 5d10 6p6, 7s2 5f14 6d10 7p6,
Esta secuencia puede deducirse aplicando el siguiente diagrama, conocido como regla de
las diagonales:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6
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3.- Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund. Dentro de un subnivel, los
primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen spines paralelos. En otras
palabras, los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma
energía, cuando estos orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos
se satura con dos electrones en el mismo orden.
Aplicando estas sencillas reglas es posible iniciar las configuraciones electrónicas. Para
el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1, 2, 3, 4, 5, 6
y 7), el tipo de subnivel (s, p, d, f) y como supra-índice el número de electrones que cada
subnivel contenga.
PROPORCIONA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS SIGUIENTES
ÁTOMOS:
Mg ____________________________________________________________________
Be _____________________________________________________________________
K ______________________________________________________________________
Mn _____________________________________________________________________
Rb _____________________________________________________________________
Ag _____________________________________________________________________
I _______________________________________________________________________
Ba _____________________________________________________________________
Au _____________________________________________________________________
S ______________________________________________________________________
DIAGRAMA ENERGÉTICO.
Es otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los
diagramas energéticos, que son las mismas configuraciones con algunas modificaciones.
En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre
guiones que son los orbitales correspondientes a cada subnivel; así s = 1, p = 3, d =5,
f = 7. Debajo del guion se anota el número de nivel energético y el subnivel que
corresponde a cada orbital.
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La flecha hacia arriba representa a un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es
un electrón con giro negativo.
Para el llenado de los diagramas energéticos se aplican los mismos principios de:
Edificación progresiva, Exclusión de Pauli y la Regla de Hund.
PROPORCIONA EL DIAGRAMA ENERGÉTICO DE LOS SIGUIENTES ATOMOS:
Mg ____________________________________________________________________
Be __________________________________ __________________________________
K ___________________________________________ __________________________
Mn ___________________________________________ _________________________
Rb _____________________________________________________________________
Ag _____________________________________________________________________
I _______________________________________________________________________
Ba _____________________________________________________________________
Au _____________________________________________________________________
S ______________________________________________________________________
ESTRUCTURA DE LEWIS
En las estructuras de Lewis el símbolo de un elemento representa el núcleo y los niveles
de energía internos de un átomo de ese elemento y los electrones del nivel energético
exterior se simbolizan con puntos o cruces. Por ejemplo:
•• • • •
• N • • C • •• O H •
• • • •
++ + ++
+N+ + C + ++ O H+
+ + ++
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Los electrones en el nivel de energía principal más alto del átomo reciben el nombre de
electrones de valencia.
Para realizar las estructuras de Lewis de los diferentes átomos, se debe de conocer su
configuración electrónica y así poder determinar cuantos electrones contiene cada uno en
su último nivel energético.
REPRESENTA LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS DE LOS SIGUIENTES ATOMOS EN
SU ÚLTIMO NIVEL ENERGETICO.
S
Ca
Cr
Cu
Al
C
N
Se
Fe
Pb
Zn
Observa las siguientes configuraciones electrónicas y escribe el valor del último
nivel de energía y el número de electrones de valencia.
Configuración electrónica Nombre del elemento
Ultimo nivel de energía
Electrones de valencia
1s1
1s2, 2s2, 2p1
1s2, 2s2, 2p3
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10
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1s2, 2s2, 2p6, 3p2, 3p6, 4s2, 3d4
[ Ar] 4s2, 3d10, 4p3
[ Xe] 6s2, 3f14 ,5d8
[ Xe] 6s2, 4f14 ,5d10
[ He] 2s2, 2p3
[ Rn] 7s2, 4f4
[ Ar] 4s2, 3d10, 5p1
[ Kr] 5s2
[ Ar] 4s2, 3d9
[ Ar] 4s2, 3d9, 4p3
1.7 TABLA PERIÓDICA. En la actualidad sabemos que hay 118 elementos químicos, de los cuales 90 existen en la naturaleza, mientras que el resto ha sido creado artificialmente por el hombre. Los elementos sintéticos son: el tecnecio, Tc (43), prometio, Pm (61), y todos los elementos de neptunio Np (93) al oganesón Og (118). De los 118 elementos químicos, únicamente 20 se encuentran presentes en los seres vivos. Se encuentran en mayor proporción el carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Los otros elementos presentes incluyen azufre, fósforo, sodio, magnesio, potasio, calcio, manganeso, fierro, cobalto, cobre, zinc, silicio, boro, cloro, molibdeno, y yodo. Los elementos radiactivos son: tecnecio, polonio, ástato, radón, francio, radio, y todos los elementos que forman la serie de los actínidos, además de los descubiertos en los últimos años, desde el rutherfordio hasta el oganesón. Con respecto a su estado de agregación, la mayoría son sólidos a condiciones normales de presión y temperatura (TPN). Solo dos son líquidos a TPN: mercurio y bromo. Los que son gases en estado natural son: hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro y los gases nobles. Los elementos químicos presentes en las galaxias son el hidrógeno (91%), helio (8.75%) y otros elementos (0.25%). La clasificación actual de los elementos químicos recibe el nombre de la tabla periódica La organización de los elementos químicos ha pasado por diferentes arreglos hasta la conformación de la tabla periódica actual. La representación de los elementos químicos en una forma fácil y sencilla de recordar fue ideada por Jons Jacob Berzelius en 1814. Para ello, empleo las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento, o bien, la inicial acompañada de otra letra representativa de dicho nombre. Sí para el símbolo se utiliza una letra, debe de ser
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mayúscula, y si son dos, la primera es mayúscula y la segunda minúscula, invariablemente. GRUPOS.- Son conjuntos de elementos que tienen configuración electrónica externa
semejante. Se tienen ocho grupos divididos en subgrupos A y B. Corresponden a las
columnas verticales.
Ejemplo:
GRUPO I
Subgrupo A:
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
Subgrupo B:
Cu, Ag, Au
PERÍODOS.- Conjuntos de elementos dispuestos en líneas horizontales. Se tienen siete
períodos y los hay cortos y largos. Cada período comienza con un metal activo y termina
con un gas noble, haciendo el recorrido de izquierda a derecha.
Ejemplo:
Período Número de Orbitales electrónicos Electrones que se llenan en cada período
Período corto 1 de H a He 2 1s
2 de Li a Ne 8 2s 2p 3 de Na a Ar 8 3s 3p Período largo 4 de K a Kr 18 4s 3d 4p 5 de Rb a Xe 18 5s 4d 5p 6 de Cs a Rn 32 6s 4f 5d 6p 7 de Fr a On 32 7s 5f 6d 7p
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Escribe en la línea de cada enunciado si se trata de un grupo o un periodo de la
tabla periódica:
1.- Contiene los elementos C, N, O: __________________________________________
2.- Comienza con el Helio: _________________________________________________
3.- Es una columna vertical de elementos: ______________________________________
4.- Tiene al sodio, al potasio y al rubidio: _______________________________________
5.- Comienza con el número atómico 3: ________________________________________
6.- Contiene los elementos V, Cr, Mn: _________________________________________
7.- Contiene Cs, Ba, La: ____________________________________________________
8.- Tiene el Pb, Bi, Po: _____________________________________________________
9.- Comienza con el Be: ____________________________________________________
10.- Comienza con el número atómico 9: _______________________________________
Emplea la tabla periódica y escribe si los conjuntos de los elementos que se
presentan forman un grupo (escribe el nombre del grupo), o un periodo:
B, Al, Ga __________________ O, S, Po ___________________
Si, P, S __________________ Ni, Pd, Pt ___________________
Na, Mg, Al __________________ As, Se, Br ___________________
Cu, Ag, Au __________________ Ra, Ac, Rf ___________________
Cl, Br, I __________________ B, C, Ne ___________________
Pt, Au, Hg __________________ Ca, Sr, Ba ___________________
N, O, P __________________ Br, I, At ___________________
C, Si, Ge __________________ Eu, Gd, Tb ___________________
Ge, Sn, Pb __________________ F, Cl, Br ___________________
Ni, Cu, Zn __________________ Sb, Te, I ___________________
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Obtén el grupo y periodo de los siguientes elementos, considerando la
configuración electrónica
ELEMENTO GRUPO PERIODO
17Cl
24Cr
12Mg
32Ge
42Mo
10Ne
19K
31Ga
VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN.- Es la capacidad de combinación que tiene el
átomo de cada elemento y consiste en el número de electrones que puede ganar o
perder en su último nivel de energía. El número de grupo da la valencia.
Grupo I II III IV V VI VII VIII
Valencia +1 +2 +3 +4 -4 -3 -2 -1 0
La tendencia de todos los elementos es la de estabilizar su último nivel de energía con
ocho electrones y parecerse al gas noble más cercano. Para los elementos de los tres
primeros grupos es más fácil perder electrones adquiriendo carga eléctrica positiva. Para
los elementos de los últimos grupos es más fácil ganar electrones adquiriendo carga
negativa.
Algunos elementos presentaran dos o más valencias debido a que su capacidad de
combinación les permite perder o ganar electrones en diferente cantidad, dependiendo de
las condiciones a que se somete, o bien dependiendo del elemento que tenga para
combinación.
El estado de oxidación de todos los elementos cuando están puros, sin combinación, es
cero (0).
21
De acuerdo con su posición en la tabla periódica, escribe el número de electrones
de valencia de los siguientes elementos:
Potasio __________________ Aluminio ___________________
Radio __________________ Cloro ___________________
Azufre __________________ Estroncio ___________________
Oxígeno __________________ Germanio ___________________
Boro __________________ Antimonio __________________
Nitrógeno __________________ Cromo ___________________
Fierro __________________ Berilio ___________________
Plomo __________________ Xenón ___________________
Plata __________________ Fósforo __________________
Cobalto __________________ Silicio ___________________
METALES.- Son aquellos elementos de la parte izquierda de la tabla periódica y cuyo
comportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en cationes.
NO METALES.- Son los elementos de la parte derecha de la tabla periódica y cuyo
comportamiento es el de ganar electrones convirtiéndose en aniones.
METALOIDES O SEMIMETALES.- Son los elementos que se encuentran en la región
fronteriza entre metales y no metales, su comportamiento en unos casos corresponde al
de un metal y al de un no metal.
Ejemplo: Al, Si, Ge, As, Sb, etc.
GASES NOBLES (O RAROS).- Los gases nobles son el último grupo en la tabla
periódica, que a veces se le llama “grupo cero”. Estos gases de comportamiento extraño o
raro, se caracterizan por su extremadamente baja reactividad química.
Clasifica los siguientes elementos como: metales, no metales o metaloides:
Lantano __________________ Cesio ___________________
Estroncio __________________ Osmio ___________________
22
Ástato __________________ Berkelio ___________________
Neón __________________ Boro ___________________
Cromo I __________________ Flúor __________________
Cloro __________________ Manganeso __________________
Helio __________________ Uranio ___________________
Rodio __________________ Estaño ___________________
Selenio __________________ Antimonio __________________
Oxígeno __________________ Bromo ___________________
Silicio __________________ Arsénico ___________________
ELECTRONEGATIVIDAD.- Es una medida relativa del poder de atracción de electrones
que tiene un átomo cuando tiene un enlace químico. En un grupo la electronegatividad
aumenta de abajo hacia arriba y en un período aumenta de izquierda a derecha. Así el
elemento más electronegativo es el Flúor (4.0) le sigue el oxígeno (3.5), Cloro (3.0), etc.
De acuerdo a la tabla periódica, indica que elemento de cada pareja tiene mayor
electronegatividad:
Radio o Azufre_______________________ Fósforo o Selenio______________________
Calcio o Cloro________________________ Magnesio o Silicio_____________________
Iodo o Potasio________________________ Nitrógeno o Bismuto___________________
Bromo o plomo_______________________ Galio o Fierro ________________________
Selenio o Flúor_______________________ Plomo o Platino_______________________
Oxígeno o Nitrógeno___________________ Zinc o Calcio_________________________
Boro o Carbono ______________________ Telurio o Polonio______________________
Sodio o Aluminio______________________ Silicio o Cloro ______________________
Cobalto o Bromo _____________________ Níquel o Platino ______________________
Aluminio o Azufre ____________________ Oro o Plata ___________________________
23
UNIDAD II ESTEQUIOMETRIA
2.1 PESOS MOLECULARES A PARTIR DE PESOS ATÓMICOS.
El peso molecular de un compuesto químico es el producto o valor que se obtiene
sumando el peso atómico de los átomos que forman ese compuesto. Para alcanzar este
valor se necesita conocer la fórmula de la molécula o compuesto y el peso atómico de los
elementos que lo componen.
Determina el peso molecular de los siguientes compuestos:
2Na2SO4 Al2 (SO4)3 Pb3(PO4)4
H2SO4 3 Sn (NO3)4 Fe2 (CO3)3
Cu3 (PO3)2 Hg (NO3)2 4Li3PO4
Mg3 (PO3)2.2H2O 2Ca (CO3).3H2O CaO.H2O
2.2 NUMERO DE OXIDACIÓN.- Es la capacidad de combinación que tiene el átomo de
cada elemento y consiste en el número de electrones que puede ganar o perder en su
último nivel de energía.
Determina la valencia del elemento que se indica en los siguientes compuestos.
Escribe los cálculos de cada inciso en tu cuaderno:
S en H2SO3________________________ P en Al (PO3) _________________________
Cr en Cr2O3_________________________Sn en SnO2___________________________
Br en HBr __________________________Co en Co (OH)3 ________________________
C en CO2__________________________ S en Mn2 (SO4)3________________________
N en HNO2__________________________I en Sr (IO3)2________________________________________
Cl en HClO3 _________________________Cr en K2Cr2O7______________________________________
24
P en P2O5_________________________Cl en Cl2O7_____________________________
O en Ca (NO3)2_____________________S en Na2S_____________________________
P en Mg3 (PO4)3 ____________________N en Cu (NO2)2 __________________________
P en H3PO4 ______________________ S en Pb2 (SO3)4 _________________________
2.3 PESO EQUIVALENTE O EQUIVALENTE QUÍMICO
Se llama peso equivalente de un compuesto al producto que se obtiene al dividir el peso
molecular del compuesto entre la valencia del mismo o sea:
PM E = ----------- V
DETERMINAR LO QUE SE TE PIDE EN LA SIGUIENTE TABLA:
FÓRMULA NOMBRE VALENCIA PESO
MOLECULAR PESO
EQUIVALENTE
NaCl
H2SO4
CaCO3
Fe2(SO4)3
Ca(OH)2
Al2 (CO3)3
FeO
Fe2O3
Al(NO3)3
K (OH)
25
H (NO3)
Ba3(PO4)2
UNIDAD III. GENERALIDADES PARA FORMULAR COMPUESTOS INORGANICOS.
3.1 Fórmulas químicas
Una fórmula química es la representación abreviada de un elemento o compuesto que
proporciona información cualitativa (los elementos que están presentes) y cuantitativa (en
qué cantidad están presentes los elementos) del mismo.
Para aprender a nombrar un compuesto químico, primero se debe saber cómo esta
formulado, es decir, que elementos lo forman y cómo se representa simbólicamente. Las
fórmulas químicas de los compuestos inorgánicos iónicos contienen un catión (ion
positivo) y un anión (ion negativo). Para escribirlas se debe de considerar lo siguiente:
1.- Se escribe primero el catión y en seguidas el anión.
Ca +2 + N -3 _________
2.- Los valores absolutos de las cargas eléctricas de los iones se intercambian.
Ca +2 + N -3 _________ Ca3N2
3.- Los subíndices se simplificarán en caso de que resulten ser múltiplos uno del
otro, para obtener los mínimos valores posibles.
Pb+4 + C-4 ________ Pb C
Sn+4 + O-2 _________ SnO2
Número de oxidación
Es un número que puede ser positivo, negativo o cero, dependiendo de si se pierden,
ganan o comparten los electrones de valencia cuando dos átomos se combinan entre sí.
Para determinar el número de oxidación de un elemento en un compuesto o ion, se
observan las siguientes reglas:
26
1.- En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación del
oxígeno es -2. La excepción a esta regla la constituye la formación de peróxidos, en los
que el oxígeno tiene un número de oxidación de -1.
2.- En la mayoría de los compuestos que contienen hidrógeno, el número de oxidación del
hidrógeno es +1. La excepción a esta regla la constituye la formación de hidruros, donde
actúa como un no metal con número de oxidación de -1.
3.- El número de oxidación de un elemento puro, sin combinar, es igual a cero. Por
ejemplo, los elementos H2, Mg, Na, O2, y Li tienen número de oxidación cero.
4.- El número de oxidación de los metales alcalinos (familia IA) es de +1.
5.- El número de oxidación de los metales alcalinotérreos (familia IIA) es de +2.
6.- En un ion monoatómico el número de oxidación es igual a la carga del ion. Por
ejemplo: el hierro en el ion Fe+2 tiene número de oxidación de +2.
7.-La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos presentes en la
molécula de un compuesto es igual a cero.
8.- En un ion poliatómicos, la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos
es igual a la carga del ion.
Escribe la fórmula de los compuestos que se obtienen al combinar los siguientes
iones:
IONES FORMULA DEL COMPUESTO
Al+3 + F-1
Na+1 + (PO4)-3
Pb+4 + (SO4)-2
NH4+1 + Cl-1
NH4+1 + (CO3)-2
H+1 + (ClO4)-1
H+1 + (CO3)-2
27
Sn+4 + (OH)-1
Ca+2 + (PO4)-3
Mg+2 + (OH)-1
Al+3 + O-2
Fe+3 + (SO4)-2
Cr+2 + (PO3)-3
![[Química 2º Bachillerato] Ejercicios + Soluciones: Equilibrio químico y cinética química](https://img.pdfslide.net/doc/110x75/55721019497959fc0b8ca660/quimica-2o-bachillerato-ejercicios-soluciones-equilibrio-quimico-y-cinetica-quimica.jpg)
