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Universidad Nacional de Río CuartoFacultad de Ciencias Exactas, Físico-Químicas y Naturales
Integración a la Cultura Académica (ICA)Profesorado y Licenciatura en BiologíaQuímica
2021
Integración a la vida universitaria a través de las TIC
Universidad Nacional de Río CuartoFacultad de Ciencias Exactas, Físico-Químicas y Naturales
Integración a la Cultura Académica (ICA)Química
Responsable de Ingreso 2021:
Dib Nahir
Integración a la vida universitaria a través de las TIC
Este material ha sido elaborado en el marco del Programa de Ingreso, Continuidad y Egreso de Estudiantes en las carreras de pregrado y gradode la Universidad Nacional de Río Cuarto (Res. Rec 380/15) y el proyecto Mediación de Materiales de Ingreso para las Carreras de la UNRC 2017-2019 “La Valoración Continua para Fortalecer los Procesos Educativos”. (Res. Rec 785/17). UNRC- Secretaría Académica.
¿Cómo leer este material?
A lo largo del material encontrarán los siguientes íconos:
Actividad Importante
Ejemplo
Tareas, consignas, situaciones problemáticas.
Tener en cuenta, destacar, recordatorio, atención.
Reflexión
Interrogantes, planteos.
Enlace
Sitios Web.
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Módulo Química
4
Índice Introducción ....................................................................................................................... 5
Actividad ............................................................................................................................ 7
Enlace Químico .................................................................................................................. 7
Electrones de Valencia ............................................................................................. 8
Número de Oxidación ............................................................................................... 8
Fórmulas Químicas .................................................................................................... 8
Estructura de Lewis .................................................................................................. 9
Teoría del Octeto ........................................................................................................ 9
Tipos de Enlace ........................................................................................................ 10
Actividades ............................................................................................................... 12
Nomenclatura ................................................................................................................. 16
Compuestos inorgánicos ...................................................................................... 16
Principio de electroneutralidad .................................................................. 16
Formación de Compuestos ............................................................................ 17
Actividades ............................................................................................................... 20
Actividades ............................................................................................................... 25
Actividad Evaluativa .............................................................................................. 26
Estequiometría ............................................................................................................... 26
Masa Atómica ........................................................................................................... 27
Átomo-gramo y número de Avogadro ...................................................... 27
Mol y peso molecular ............................................................................................. 28
Actividades ............................................................................................................... 29
Taller ........................................................................................................................... 30
Charla debate .......................................................................................................... 30
Actividad Integradora Final ................................................................................ 31
Actividad Evaluativa ............................................................................................. 34
Bibliografía.................................................................................................................... 35
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Módulo Química
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Introducción
La Química es muy divertida y es por ello que nos gustaría
compartir con vos un poco de la emoción que nos causa la química y del
placer de aprender acerca de ella.
Los caracteres chinos para la química significan “el estudio del cambio”
Aprender química enriquecerá tu vida a través de una mejor
comprensión del mundo natural, de las cuestiones tecnológicas que se
nos presentan actualmente y de las opciones que tenemos como
ciudadanos en una sociedad científica y tecnológica.
¿Cómo funciona el cuerpo humano? ¿Cura la aspirina nuestros
dolores de cabeza? ¿Es tóxica la sal común? ¿Pueden los científicos
curar las enfermedades de origen genético? ¿Por qué unas veces
estamos alegres y otras nos sentimos tristes? ¿Cómo mata bacterias la
penicilina? Los químicos han encontrado respuestas a preguntas como
estas y continúan buscando el conocimiento que les abrirá las puertas
de otros secretos de nuestro universo. A medida que estos misterios se
resuelven, la dirección de nuestra existencia suele cambiar, a veces de
manera extraordinaria.
Vivimos en un mundo químico: un mundo de fármacos,
biocidas, aditivos para alimentos, fertilizantes, detergentes, cosméticos
y plásticos. Habitamos un mundo donde hay residuos tóxicos, aire y
agua contaminados y reservas de petróleo que se agotan. El
conocimiento de la química te ayudará a entender mejor los beneficios y
los peligros que ofrece este mundo y te permitirá tomar decisiones
inteligentes en el futuro.
Todos somos químicamente dependientes. Aún en el vientre
materno, dependemos de un suministro constante de oxígeno, agua,
glucosa y muchas otras sustancias químicas. Nuestro organismo es
una compleja fábrica química. En nuestro interior se llevan a cabo miles
de reacciones químicas que permiten que nuestro organismo funcione
correctamente. Estas reacciones químicas hacen posible pensar,
aprender, hacer ejercicio, sentirse alegre o triste. Un equilibrio adecuado
de los alimentos correctos aporta las sustancias químicas y genera las
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reacciones que necesitamos para funcionar de la mejor manera posible.
El estudio de la química no es necesariamente difícil y tedioso.
Por el contrario, puede enriquecer tu vida de muchas maneras, a través
de una mejor comprensión de tu cuerpo, tu mente, tu entorno y el mundo
en el que vives.
En este módulo abordaremos los siguientes temas: Enlace Químico,
Nomenclatura y Estequiometría.
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Actividad grupal
1.- Lectura conjunta de las páginas 275 a 284, del capítulo 8 del
libro “Química, La Ciencia Central” de T. Brown, H. E. LeMay, B. E.
Bursten y J. R. Burdge, Ed.Pearson. 2004.
2.- Análisis y comparación entre los conceptos leídos y los
conocimientos previos de los estudiantes acerca del tema.
3.- Lectura grupal de las páginas 285 a 294, del capítulo 8 del
libro “Química, La Ciencia Central” de T. Brown, H. E. LeMay, B. E.
Bursten y J. R. Burdge, Ed.Pearson. 2004.
4.- Análisis y comparación entre los conceptos leídos y los
conocimientos previos de los estudiantes acerca del tema.
Enlace Químico
El mundo material que nos rodea está formado por elementos,
compuestos y mezclas. Si observas a tu alrededor te darás cuenta que
las rocas, la tierra, los árboles, las nubes, los seres humanos, etc. son
mezclas complejas de elementos y compuestos químicos en los que
necesariamente hay distintos tipos de átomos enlazados entre sí. Uno
de los aspectos más relevantes de la química es la búsqueda de
explicaciones del cómo y el por qué se unen los átomos.
La forma en que los átomos se enlazan ejerce un efecto
profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias.
Un ejemplo de ello lo encontramos en el grafito y el diamante,
los cuales son alótropos del carbono. El grafito es un material suave,
resbaloso y quebradizo, que se emplea como lubricante de cerradura y
para escritura. El diamante es uno de los materiales más duros que se
conoce, valioso como piedra preciosa y utilizado para fabricar
herramientas de corte industrial. Entonces, te preguntarás
¿Por qué estos materiales formados únicamente por átomos de carbono presentan propiedades tan diferentes?
La respuesta se encuentra en las distintas formas en que los
átomos de carbono se enlazan entre sí. En el grafito los átomos de
carbono, forman capas de forma hexagonal, que al deslizarse sobre una
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hoja de papel van quedando sobre la superficie, en cambio, en el
diamante, estos mismos átomos se unen formando estructuras
tetraédricas mucho más rígidas.
Electrones de Valencia
A los electrones externos de un átomo se les conoce
como electrones de valencia. Estos juegan un papel muy importante en
la formación de los enlaces químicos entre los átomos e iones y son los
responsables de las propiedades químicas de los mismos.
Número de Oxidación
El número de oxidación es un indicador que compara el
ambiente electrónico de un átomo en una molécula con el ambiente
electrónico de un átomo aislado del mismo elemento.
Los números de oxidación son convencionales; se trata de un
numero entero, positivo, negativo o cero, que se asigna a cada elemento
presente en un compuesto y está referido, al número de cargas reales o
aparentes que tendría un átomo en una molécula (o una celda unitaria),
si los electrones fueran transferidos totalmente.
Fórmulas Químicas
Una fórmula química se usa para expresar la composición
cualitativa y cuantitativa de las moléculas o las unidades fórmulas que
constituyen una sustancia molecular o reticular respectivamente.
SO2 O2 CaO NH4Cl Ca3(PO4)2 Mg(OH)2 AlH3
Una fórmula química está constituida por símbolos y
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subíndices.
Los símbolos químicos, representan macroscópicamente el
tipo de elementos presentes en el compuesto.
Los subíndices, representan el número de átomos de esos
elementos presentes en el compuesto o el número relativo de iones en
una celda unitaria de un compuesto iónico. Se escribe siempre en la
parte inferior derecha del símbolo químico.
símbolos
Fe2(SO4)3
subíndices
Estructura de Lewis
Lewis propuso una representación pictórica para los electrones
de valencia, en la que utilizo puntos, cruces o círculos, con la finalidad
de explicar didácticamente, la forma como se transfieren o comparten
los electrones cuando los átomos se unen.
Teoría del Octeto
Se denomina enlace químico a la fuerza que mantiene unidos a
los átomos o a los iones y forman distintas sustancias. La teoría que
explica los enlaces químicos entre los átomos es conocida como Teoría
del Octeto. Esta teoría establece que en las uniones entre los átomos
intervienen los electrones de la capa externa. Sus premisas
fundamentales son las siguientes:
-Los gases nobles (neón (Ne), argón (Ar), criptón (Kr), xenón
(Xe) y radón (Rn) ), por tener 8 electrones en su nivel energético externo
son estables y no presentan reactividad química. Lo mismo ocurre con
el helio (He), que tiene 2 electrones que completan su primer nivel.
-La actividad química de metales y no metales se explica por
la tendencia de adquirir una estructura estable, similar a la del
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gas inerte más próximo en la tabla periódica.
-Dicha estructura electrónica, similar a la del gas noble, se logra
si un átomo pierde, gana o comparte electrones
Tipos de Enlace
Los átomos se enlazan entre sí formando la gran diversidad de
sustancias que se conocen. Dichas sustancias poseen diferentes
propiedades, que dependen, en parte, de las diferentes maneras en que
se enlazan los átomos. Los enlaces permite agrupar las sustancia en
tres grandes tipos: covalentes, iónicas y metálicas. Además de los
enlaces químicos entre átomos, también existen fuerzas
intermoleculares, que, como su nombre lo indica, mantienen unidas las
moléculas.
Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales:
enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces metálicos.
Enlace iónico: es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre los
iones de cargas opuestas (cationes – aniones) que los mantienen
juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o
más electrones desde un elemento electropositivo hacia el elemento
electronegativo. El enlace iónico ocurre 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, 9.
Enlace Covalente: se define como la fuerza de atracción que resulta al
compartir electrones entre dos átomos no metálicos. Se presenta
cuando átomos no metálicos tienen valores de electronegatividades
La electronegatividad de
un elemento es la capacidad
que tiene un átomo de dicho
elemento para atraer hacia sí
los electrones de un enlace.
Se denomina enlace químico a la fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones y
forman distintas sustancias.
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iguales o muy cercanos se unen entre si compartiendo sus electrones.
• Enlace covalente no polar: es cuando la diferencia de
electronegatividad entre los dos átomos unidos es cero. Ej.:
I2 – O2 – Br2 – H2
• Enlace covalente polar: se forma cuando al unirse átomos
diferentes, la diferencia de electronegatividades es mayor a
cero y menor a 1,9. Ej.: H2O - HCl - NH3.
En este tipo de enlace el par de electrones compartidos
queda más cerca del átomo más electronegativo.
• Enlace covalente simple: enlace formado por la unión de
dos átomos de elementos no metálicos al compartir un par
de electrones entre ellos, donde cada átomo aporta un
electrón. Ej.: H2- HF – CCl4 – NH3
• Enlace covalente doble: es el enlace que se forma por una
unión de dos átomos de elementos no metálicos al
compartir dos pares de electrones entre ellos, donde cada
átomo aporta dos electrones. Ej.: O2 – CO2
• Enlace covalente triple: se define como el enlace formado
por la unión de dos átomos de elementos no metálicos al
compartir tres pares de electrones entre ellos, donde cada
átomo aporta tres electrones. Ej.: N2 – HCN.
• Enlace covalente coordinado (dativo): se define como la
unión química entre dos átomos de elementos no
metálicos que resulta de compartir un par de electrones,
los cuales son aportados por uno de los átomos y el otro
solo contribuye con un orbital vacío. Este enlace se
simboliza con una flecha para indicar la procedencia de los
dos electrones, porque una vez formado, este es idéntico al
enlace covalente simple.
Molécula Homonuclear: partícula formada por átomos del mismo elemento.
Molécula Heteronuclear: partícula formada por átomos de diferentes elementos.
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Enlace metálico: los metales forman una red cristalina cuyos nudos
están constituidos por los cationes. Los electrones de enlaces están
deslocalizados y se desplazan entre los cationes en distintas
direcciones. De ello resulta una estructura de iones positivos que
parecen estar inmersos en un mar de electrones. La fuerza de cohesión
entre esos cationes y los electrones deslocalizados forma un tipo de
enlace entre átomos que se denomina enlace metálico.
Actividades
A continuación, te invitamos a resolver las siguientes actividades en
relación a los temas vistos con anterioridad.
1.-a- En una formula química, el número que indica los átomos
presentes en una molécula o en una celda unitaria se denomina:
i- número de oxidación
ii- subíndices
iii- superíndices
iv- números atómicos
b- Un grupo de átomos que actúan juntos, como si fueran un solo átomo
cargado, es un…
i- Ion poliatómico
ii- Molécula
iii- Ion negativo
iv- Metal
c- Un enlace químico que se presenta cuando los átomos comparten
electrones entre si se denomina.
i- Iónico
ii- Metálico
iii- Covalente
d- ¿Cuántos electrones se necesitan en los niveles de energía de la
mayoría de los átomos, para que sean químicamente estables?
O o bienS S OOO+ =+ O O S
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i- 2
ii- 6
iii- 4
iv- 8
e- ¿Qué tipo de enlace químico se forma cuando los electrones se
transfieren de un átomo a otro?
i- Iónico
ii- Covalente
iii- Magnético
iv- Metálico
f- ¿Cómo se denomina la fuerza que mantiene unidos a los átomos en
un compuesto?
i- Fórmula química
ii- Número químico
iii- Enlace químico
2- Utiliza las estructuras de Lewis para mostrar la formación de enlaces
covalentes simples entre los siguientes átomos
a- 2 átomos de cloro
b- 4 átomos de hidrogeno y 1 átomo de carbono
c- 1 átomo de nitrógeno y 3 átomos de hidrogeno
d- 2 átomos de hidrogeno y 1 átomo de azufre
e- 2 átomos de hidrogeno y uno de oxigeno
f- 1 átomo de hidrogeno y 1 átomo de bromo
3- Completa las siguientes estructuras de Lewis, señalando mediante
guiones o flechas los tipos de enlace que se presentan entre los átomos
en cada una de las siguientes moléculas.
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4- Investiga qué tipo de propiedades tienen los compuestos iónicos, los
compuestos covalentes no polares y los compuestos covalentes
polares.
5- Contesta el siguiente crucigrama
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Nomenclatura
Los símbolos de los elementos son signos abreviados que usan
los científicos y deben entrar a formar parte del vocabulario del
estudiante de química.
Un símbolo encierra una gran cantidad de Información,
identifica un elemento y también puede representar al átomo de un
elemento cuando se emplea en la fórmula de un compuesto. La fórmula
del metanol es CH4O; esto significa que es un compuesto de carbono,
hidrógeno y oxígeno y que la proporción de sus átomos es 1 :4: l. La
proporción de los átomos de hierro y cloro en FeCl3 es 1:3.
Los elementos se ubican en la tabla periódica ordenados
según su número atómico (número de protones que hay en el núcleo).
Fig. 1. Tabla Periódica
Compuestos inorgánicos
Principio de electroneutralidad
El principio básico de aplicación en el manejo del concepto de
número de oxidación es la electroneutralidad de la materia. Es decir que,
en cualquier compuesto (iónico o covalente) la suma algebraica de los
números de oxidación de todos los elementos combinados es cero.
En general, los metales tienen números de oxidación positivos y
los no metales tienen número de oxidación negativos cuando están
combinados directamente. En los compuestos formados por no
metales, al más electronegativo se le asigna el número de oxidación
negativo.
Para asignar números de oxidación a los elementos, se aplican
una serie de reglas:
1)- La suma algebraica de los números de oxidación de todos
los átomos unidos en un compuesto es cero.
Para ver una tabla periódica dinámica puede entrar a aquí
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2)- El número de oxidación de un elemento no combinado es
cero.
3)- El número de oxidación de un ión (mono ó poliatómico) es
igual a su carga.
4)- El H en la mayoría de sus combinaciones tiene número de
oxidación +1, con excepción de los hidruros metálicos en donde tiene
número de oxidación -1.
5)- El O en la mayoría de sus combinaciones tiene número de
oxidación -2, con excepción de los peróxidos en donde tiene -1.
6)- Los metales representativos de los grupos I, II y III, tienen
número de oxidación +1, +2 y +3 respectivamente.
7)- Los halógenos combinados directamente con metales
tienen número de oxidación -1. En los compuestos con otros no metales
o entre sí, puede tener +1, +3, +5 ó +7.
Formación de Compuestos
METALES + HIDRÓGENO → HIDRUROS METÁLICOS
Se escribe primero el metal y luego el hidrógeno.
Se nombran como hidruro del metal correspondiente.
Na + H2 → NaH hidruro de sodio
LiH hidruro de litio
MgH2 hidruro de magnesio
NO METALES + HIDRÓGENO → HIDRURO NO METÁLICO
Se escribe primero el hidrógeno y luego el no metal.
Se nombra el no metal con la terminación -uro de hidrógeno
Br2 + H2 → HBr bromuro de hidrógeno
HF fluoruro de hidrógeno
H2S sulfuro de hidrógeno
HIDRURO NO METÁLICO + AGUA→HIDRÁCIDO
Se escribe primero el hidrógeno y luego el no metal.
Se nombra como ácido seguido por el nombre del no metal con la
terminación -hídrico de hidrógeno
HCl (g) + H2O → HCl (ac) ácido clorhídrico
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Los hidruros no metálicos al disolverse en agua forman los hidrácidos,
los cuales se encuentran ionizados de la siguiente forma: el ión positivo
del hidrógeno y el ión negativo del resto de la molécula, de allí el nombre
de hidrácidos (compuestos que ionizan liberando protones).
HCl (g) + H2O → H+(ac) + Cl-(ac)
METALES + OXÍGENO → ÓXIDOS BÁSICOS
Se escribe primero el metal y luego el oxígeno. En estos compuestos el
O actúa siempre con número de oxidación -2. Las fórmulas se
establecen considerando el número de oxidación del oxígeno y el
número de oxidación de los metales con quienes se combina, que
siempre tendrán valores positivos.
Se nombra como óxido del metal correspondiente. Si el metal tiene más
de un número de oxidación se coloca entre paréntesis el número
romano correspondiente al estado de oxidación.
Na + O2 → Na2O óxido de sódio
La nomenclatura vieja coloca la terminación -OSO para el menor estado
de oxidación y la terminación -ICO para el mayor estado de oxidación.
Hg2O óxido de mercurio (I) - óxido mercurioso
HgO óxido de mercurio (II) - óxido mercúrico
Sabias que la cal (CaO) es un compuesto muy utilizado en la
construcción y la preparación de frutas en conserva?
OXIDOS BÁSICOS + H2O→ HIDRÓXIDOS
Se escribe primero el metal y luego el ión hidróxido.
Se nombran como hidróxido del metal correspondiente.
Na2O+ H2O → 2 NaOH Hidróxido de sodio (soda caústica)
FeO + H2O → Fe(OH)2Hidróxido de hierro (II) - Hidróxido ferroso
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el
ión positivo del metal y el ión oxidrilo (OH-), de allí el nombre de
hidróxidos (compuestos que ionizan liberando oxhidrilos).
NaOH(s) + H2O → Na+(ac) + OH-(ac)
Los hidróxidos son bases, pero debe quedar claro que no todas las bases son hidróxidos.
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NO METALES + OXÍGENO → ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Se escriben primero el no metal y luego el oxígeno.
Se nombran como óxido del no metal correspondiente. Si el no metal
tiene más de un número de oxidación se coloca entre paréntesis el
número romano correspondiente al estado de oxidación. En este caso,
también suelen usarse las terminaciones -ICO y -OSO para el mayor o
menor estado de oxidación respectivamente. T
Cl2OAnhídrido hipocloroso – Monóxido de dicloro – Oxido de cloro (I)
P2O3Anhídrido fosforoso – Trióxido de difósforo - Oxido de fósforo (III)
P2O5Anhídridofosforico – Pentóxido de difósforo - Oxido de fósforo (V)
Sabias que el anhídrido sulfúrico (SO3) es un gas toxico y
uno de los causantes de la lluvia ácida?
ÓXIDOS ÁCIDOS + H2O → ÁCIDOS
Se escribe primero el hidrógeno seguido del no metal y por último el
oxígeno.
Se nombran como ácido del óxido correspondiente.
SO2+ H2O → H2SO3 ácido sulfuroso
SO3+ H2O → H2SO4 ácido sulfúrico
En el caso de los halógenos Cl, Br, I que presentan números de
oxidación +1, +3, +5, +7, se utilizan los sufijos OSO e ICO sobre el
nombre del no metal para indicar los estados de oxidación +3 y +5, y
agrega a estos nombres los prefijos HIPO y PER los números de
oxidación +1 y +7 respectivamente.
HClO ácido hipocloroso
HClO2 ácido cloroso
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HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el
ión positivo del hidrógeno (llamado protón, H+) y el ión negativo del
resto de la molécula, de allí el nombre de ácidos (compuestos que
ionizan liberando protones).
HClO(ac) + H2O → H+ (ac) + ClO-(ac)
Actividades
A continuación, te invitamos a resolver las siguientes actividades en
relación a los temas vistos con anterioridad.
1. Calcular el número de oxidación del elemento indicado en cada uno
de los siguientes compuestos:
a) N en HNO3 b) Cl en Cl2O5 c) Br en HBrO2
d) Mn en MnO2 e) I en NaIO4 f) S en H2SO4
g) P en H3PO4 h) S en H2SO3 I) P en H3PO3
2. Escribe la fórmula de los siguientes hidruros metálicos
a- Hidruro de litio
b- Hidruro de Bario
c- Hidruro áurico
d- Hidruro ferroso
3. Escribe la fórmula o el nombre, según corresponda, de los
siguientes hidruros no metálicos
Nombre Fórmula
Cloruro de hidrogeno
H2S
Amoniaco
H2Se
Los ácidos minerales como
el H2SO4, HCl y HNO3 son
muy corrosivos y destruyen
tejidos
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Fluoruro de hidrogeno
H3P
4. Escribe la fórmula o el nombre, según corresponda, de los siguientes
hidrácidos
Nombre Fórmula
Ácido Clorhídrico
HBr (ac)
Ácido Sulfhídrico
HF
Ácido Iodhídrico
5. Escribe los todos óxidos básicos que resultan de combinar los
siguientes metales con oxígeno.
a- Li b- Fe c- Au d- Pb
e- Ca f- Mn g- Cr h- Ni
6. Escribe todos los óxidos ácidos que resultan de combinar los
siguientes no metales con oxígeno.
a- B b- Si c- P d- Br
e- C f- N g- S
7. Escribe las fórmulas de los siguientes óxidos básicos.
a- Oxido de estroncio
b- Oxido de bario
c- Oxido cobaltico
d- Oxido de plata
e- Oxido de estaño (IV)
8. Escribe el nombre de los siguientes óxidos ácidos, utilizando para ello
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cualquier tipo de nomenclatura
9. Combina los siguientes cationes metálicos (M+) con el anión (OH-)
para formar los hidróxidos, escribe su fórmula química y nómbralos.
Fe3+ - Hg2+ - Li+ - Pt2+ - Ca2+ - Au3+ - Co2+ - Mn4+
10. Escribe la fórmula de los siguientes hidróxidos:
a- Hidróxido de níquel (III)
b- Hidróxido mercuroso
c- Hidróxido de manganeso (IV)
d- Hidróxido de bario
e- Hidróxido cádmico
11. Completa la tabla, según corresponda, con las fórmulas o los
nombres de algunos ácidos o iones.
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HIDRÓXIDOS + ÁCIDOS → SAL + H2O
Se escribe primero el metal y luego el anión correspondiente al
ácido.
Se nombra cambiando la terminación del ácido -ico y -oso por -ATO e –
ITO respectivamente. Al igual de lo que ocurre cuando nombramos los
oxácidos, cuando existen más de dos estados de oxidación, se
mantienen los prefijos HIPO y PER.
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2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
hidróxido de sodio + ácido sulfúrico → sulfato de sodio
NaOH + HClO → NaClO + H2O
hidróxido de sodio + ácido hipocloroso → hipoclorito de sódio
NaOH + HClO4 → NaClO + H2O
hidróxido de sodio + ácido perclórico → perclorato de sódio
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión
positivo del metal y el ión negativo del resto de la molécula,
Na2SO4 (s) + H2O → 2 Na+ (ac) + SO4-2(ac)
HIDRÓXIDOS + HIDRÁCIDOS → SAL + H2O
Se escribe primero el metal proveniente del hidróxido y luego el
no metal proveniente del hidrácido.
Se nombra el no metal con la terminación -uro del metal
correspondiente.
NaCl cloruro de sodio (sal de mesa)
KI ioduro de potasio
Son compuestos que al disolverse en agua forman iones, el ión
positivo del metal y el ión negativo del halogenuro,
KCl (S) + H2O → K+(ac) + Cl-(ac)
Es interesante notar que, ácidos como el SH2 o el SO4H2, tienen
más de un H en condiciones de ser reemplazados por iones metálicos o
hidróxidos como el Ca(OH)2 o el Al(OH)3 tienen más de un OH. En
ocasiones1 pueden reemplazarse todos los H u OH y en ocasiones
solamente uno o dos. En este último caso, las sales formadas se
denominan ácidas o básicas debido a que todavía existe un H o un OH
reemplazable en el ácido o hidróxido original. Por ejemplo:
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SO4H2 + LiOH LiSO4H + H2O
Acido sulfúrico Hidróxido de litio Sulfato ácido de litio
2ClH + 2 Ca(OH)2 2 Ca(OH)Cl + 2H2O
Acido clorhídrico Hidróxido de cálcio Cloruro básico de cálcio
Actividades
A continuación, te invitamos a resolver las siguientes actividades en
relación a los temas vistos con anterioridad.
1. Combina los cationes y aniones respectivos y nombra la sal formada
2. Combina los cationes y aniones respectivos y nombra la sal formada
a- Fe2+ + CO32-
b- Na+ + SO42-
c- Sn4+ + NO3-
d- Au3+ + PO43-
e- Pt2+ + IO4-
f- K+ + SiO32-
g- Li+ + NO2-
h- Ba2+ + IO3-
3. Asigna una formula química a cada una de las sales:
a- Carbonato de aluminio
b- Sulfato de cadmio
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c- Nitrito de calcio
d- Yodato de cobre
e- Clorito de magnesio
f- Perclorato de sodio
g- Nitrato de plata
4. a) Clasificar las siguientes sales como ácidas o básicas.
b) Nombrarlas.
KHS; Al(OH)SO4; CaHPO4; NaHSO4; Mg(OH)Cl; KH2PO4.
Actividad Evaluativa
Resolución de forma individual de problemas de nomenclatura.
Autocorrección
Estequiometría
La estequiometría es la parte de la química que se ocupa de
las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en las
reacciones químicas.
Ya hemos visto que las fórmulas de los compuestos tienen un
significado cualitativo y cuantitativo, lo mismo sucede cuando se
representan mediante una ecuación química las transformaciones que
se producen entre unos compuestos para obtener otros distintos.
Además, es importante destacar que las reacciones se
deben presentar ajustadas, lo que supone una información acerca de las
cantidades que intervienen en ellas, siendo éstas iguales en ambos
miembros, aunque los compuestos sean distintos (principio de
conservación de la masa).
Las ecuaciones químicas representan tanto la relación
que se establece entre átomos como entre moles.
Una vez establecida la ecuación química de una reacción,
se puede seguir un modelo simple para la solución de todos los
problemas estequiométricos, que consiste en tres pasos:
1.- Convertir la cantidad de sustancia “dato” a moles.
2.- Calcular a partir de los moles de la sustancia “dato” los
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moles de la sustancia “incógnita”
3.- Convertir los moles de la sustancia “incógnita” a las
unidades de cantidad requeridas.
Para poder llevar a cabo estos pasos, vamos a recordar
algunos conceptos muy importantes que deben ser tenidos en cuenta:
Masa Atómica
La masa atómica (también conocida como peso atómico) es la
masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de
masa atómica se define como la masa exactamente igual a la doceava
parte de la masa del isótopo más abundante del átomo de carbono (12
C).
En química, interesa conocer únicamente el peso atómico
medio de los átomos que refleja la abundancia relativa de los distintos
isótopos. Por ejemplo, en el caso del carbono, una muestra natural
tomada al azar contiene 98,892 % de 12 C 1,108 % de 13 C. La masa media
experimental se llama peso atómico relativo, o simplemente peso
atómico.
Átomo-gramo y número de Avogadro
El átomo gramo de un elemento es la cantidad de gramos de
ese elemento numéricamente igual a su peso atómico. Se representa
por At-g
Un átomo-gramo de cualquier elemento contiene 6,023 x 1023
átomos de ese elemento.
En la actualidad se usa un término equivalente al at-gr, el mol,
que es la unidad básica de cantidad de sustancia en el sistema
internacional, SI.
El número 6,023 x 1023 , que representa la cantidad de unidades
que hay en un mol de sustancia , se llama número de Avogadro, y se le
designa por el símbolo N.
Ejemplo:¿Cuántos átomos de Azufre hay en una muestra de 10
gr de este elemento?
Dato: Peso atómico del azufre : 32
Solución: Un átomo de azufre pesa 32 uma, por lo tanto un átomo-
gramo de azufre pesa 32 gr., luego 10 gr. de S son:
32 gr S ----------- 1 mol de átomos S
10 gr S ----------- x = 0,312 moles de átomos de S
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Como 1 mol de átomos de azufre tiene 6,02x 1023 átomos de S,
0,312 mol de átomos de S contiene:
1 mol átomos S ---------- 6,02x 1023 átomos de S
0,312 átomos S---------- x = 1,88 x 1023 átomos de S
Mol y peso molecular
Se ha definido el mol como 6,02x 1023 unidades
fundamentales. En cualquier situación, el mol representa este número
fijo, así como una docena es siempre 12.
Sin embargo, el peso de un mol depende del peso de las
entidades individuales que se estén considerando. En este sentido se
habla de un mol de átomos de H, de un mol de moléculas de H2 , o de un
mol de iones H+ cuando se trata de 6,02x 1023 unidades de las
sustancias citadas.
Ejemplos:
un mol de átomos de H contiene 6,02x 1023 átomos de H, su
peso es de 1,008 g
un mol de átomos de O contiene 6,02x 1023 átomos de O, su
peso es de 16,00 g
un mol de átomos de Cu contiene 6,02x 1023 átomos de Cu, su
peso es de 63,54 g
El peso de un mol de moléculas también se puede obtener de los pesos
atómicos. Así, un mol de moléculas de CO contiene un mol de átomos
de C y un mol de átomos de O. El peso de un mol de CO será:
Peso de 1 mol de C + peso de 1 mol de O = peso de 1 mol de CO
12,01 g+16 g= 28,01 g
La molécula-gramo de un compuesto es la cantidad de gramos
de ese compuesto numéricamente igual a su peso molecular.
Elementos
1at-g 1 peso atômico g 1 mol de átomos 6.02x1023atomos
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Compuestos
1 molécula-g 1 peso molecular g 1 mol de moléculas 6.02x1023moleculas
Actividades
A continuación, te invitamos a resolver las siguientes
actividades en relación a los temas vistos con anterioridad.
1. ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre?
2. ¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en 6x109 átomos de Co?
3. ¿Cuántos moles de átomos de calcio hay en 77,4 g de Ca?
4. ¿Cuántos átomos de oro hay en 15,3 moles de Au?
5. El grosor de una hoja de papel es 0,0036 pulgadas. Considere que un
libro tiene el número de Avogadro de hojas. Calcule el grosor de dicho
libro en metros.
6. Cuántos gramos de cobalto (Co) hay en 6x109 átomos de Co?
7. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los
siguientes elementos:
a- Hg b- Ne
8. ¿Cuántos átomos de Ca hay en 77.4 g de Ca?
9. Calcula la masa molecular (en u.m.a.) de cada una de las siguientes
sustancias: CH4, NO2, SO3, C6H6, NaI.
10. Calcula la masa molar de un compuesto si 0,372 moles de este
tienen una masa de 152 g.
11. Calcula el número de átomos de C, H y O en 1,50 g de glucosa
(C6H12O6)
12. Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3) como
anestésico de inhalación a pesar de ser también una sustancia toxica
que se puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Calcule la
composición porcentual en masa de este compuesto.
13. El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en
especial en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O.
a- Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del
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alcohol cinámico
b- Cuántas moléculas de alcohol están presentes en una muestra
de 0,469g.?
14. Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como
fertilizantes, que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas
representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo con su
composición porcentual en masa?
a- Urea (NH2)2CO
b- Nitrato de amonio NH4NO3
c- Amoniaco NH3
d- Guanidina HNC(NH2)2
Actividades de Laboratorio
Para que comiences a familiarizarte con el trabajo de laboratorio, te
proponemos realizar semanalmente las siguientes experiencias de
laboratorio:
- Torre de líquidos
- Reacciones Químicas
- Relación entre la densidad y la concentración de una solución
Taller
Confección de un informe académico
Charla debate
“Uso responsable del conocimiento” , a cargo de alumnos de posgrado
del Departamento de Química.
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Actividad Integradora Final
Te proponemos leer el siguiente texto hasta el final para luego poder
realizar las actividades propuestas.
El texto que sigue es un extracto adaptado de “Química. La Ciencia
Central”, de Brown, LeMay, Bursten and Burdge. Pag. 920. Novena
edición. Editorial Impresora Apolo. Mexico DF. Año 2004. Disponible en
la Biblioteca Central Juan Filloy de la UNRC para su consulta.
Antes de emprender la lectura:
- ¿Cuál creés es el objetivo de esta actividad de la lectura? ¿Para
qué vas a leer?
- ¿Qué creés que espera el profesor con esta actividad? ¿Qué te
interesa a vos respecto de esta lectura? ¿Cuál será la
importancia de este tema para tu formación?
Nos formulamos una serie de interrogantes para contextualizar el
texto, en relación a su contexto de producción del mismo:
- ¿Dónde y cuándo fue publicado?,
- ¿Sobre qué suponen que trata el texto?,
- A partir del título, ¿Qué esperan encontrar?
- ¿Quién escribe y para quién escribe?
- ¿Qué tipo de texto es?
- ¿Con qué propósito o intención suponen que se escribió el texto?
¿Qué otras preguntas te realizas antes de iniciar la lectura de este
texto?
Durante la lectura, te proponemos seleccionar la información relevante,
en nuestro caso la información que te movilice, te interese, etc. Además
te sugerimos que analices si se verifican las predicciones sobre el
contenido del texto, que realizaste antes de la lectura.
Presencia de los metales y su distribución en la naturaleza
La parte de nuestro ambiente que constituye el suelo bajo nuestros pies
se llama litósfera.
La litósfera aporta todos los materiales que usamos como alimento,
vestido, abrigo y entretenimiento.
Aunque en su mayor parte la Tierra es sólida sólo tenemos acceso a una
pequeña región próxima a la superficie. En tanto que el radio de la tierra
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es de 6370 km, la mina más profunda no penetra más allá de 4 km.
Muchos de los metales de mayor utilidad para nosotros no son
particularmente abundantes en esa parte de la litósfera a la que
tenemos acceso con facilidad. En consecuencia la presencia natural y la
distribución de depósitos concentrados de estos elementos suelen jugar
un papel en la política internacional en la medida en que los países
compiten por el acceso a estos materiales.
Los depósitos que contienen metales en cantidades susceptibles de
explotación económica se conocen como menas. Por lo regular es
preciso separar los compuestos o elementos deseados de una gran
cantidad de material indeseable, para después tratarlos químicamente
de modo que se puedan utilizar.
Cada año se extraen alrededor de 23 toneladas de materiales de la
litósfera para sostener a cada habitante de un país como Estados
Unidos.
Debido a que se están agotando las fuentes más ricas de muchas
sustancias, en el futuro probablemente será necesario tratar volúmenes
mayores de materia prima de menor calidad. Por consiguiente, la
extracción de los compuestos y elementos que necesitamos podría
costar más en términos de energía como de repercusiones ambientales.
Minerales
A excepción del Au, Ru, Rh, Pd, Os, Ir y Pt, casi todos los elementos
metálicos se encuentran en la naturaleza formando compuestos
inorgánicos sólidos llamados minerales.
La tabla 1 muestra una lista de las principales fuentes de minerales de
varios metales comunes. Adviértase que los minerales se identifican
con nombres comunes en lugar de nombres químicos. Los minerales
por lo general se nombran según el lugar donde fueron descubiertos, la
persona que los descubrió o alguna característica como el color. Por
ejemplo malaquita proviene de la palabra griega malache, que es el
nombre de un tipo de árbol cuyas hojas son del color del mineral
Metal Simbolo
químico
Mineral Composición Nombre Químico
Aluminio Bauxita Al2O3
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Cobre Calcocita Cu2S
Estaño Casiterita SnO2
Hierro Hematita Fe2O3
Manganeso Pirolusita MnO2
Mercurio Cinabrio HgS
Molibdeno Molibdenita MoS2
Plomo Galena PbS
Titanio Rutilo TiO2
TABLA 1 – Principales fuentes minerales de algunos metales comunes.
Pirometalurgia
La metalurgia es la ciencia y la tecnología de la extracción de metales
de sus fuentes naturales y de su preparación para usos prácticos.
El proceso consta de varias etapas desde la extracción del mineral
hasta la purificación del metal.
Un gran número de procesos metalúrgicos utiliza temperaturas elevadas
para modificar el mineral químicamente y reducirlo a metal libre. El uso
del calor para modificar el mineral se llama pirometalurgia. (piro
significa “alta temperatura”).
La calcinación es el calentamiento de un mineral para provocar su
descomposición y la eliminación del producto volátil como dióxido de
carbono o agua. Los carbonatos se suelen calcinar para expulsar
dióxido de carbono y formar el óxido del metal.
Por ejemplo:
PbCO3(s) calor PbO(s) + CO2(g) Ec (1)
Casi todos los carbonatos se descomponen con razonable
rapidez a temperaturas de alrededor de 500oC, aunque el carbonato de
calcio requiere una temperatura de 1000oC.
La tostación es un tratamiento térmico que favorece las
reacciones químicas entre el mineral y la atmósfera del horno. Este
tratamiento puede dar lugar a la oxidación o la reducción o ir
acompañado de calcinación. Un importante proceso de tostación es la
oxidación de sulfuros en presencia de aire, en la que el metal se
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transforma en el óxido como en los ejemplos que siguen:
ZnS(s) + O2(g) + calor ZnO (s) + SO2(g) Ec (2)
MoS2 + ................ MoO3(s) + ............. Ec (3)
En muchos casos se puede obtener el metal libre empleando
una atmósfera reductora durante la tostación. El monóxido de carbono
crea una atmósfera de este tipo y su uso es frecuente para tratar
algunos óxidos metálicos, por ejemplo:
El óxido plumboso sólido con monóxido de carbono gaseoso
reaccionan a altas temperaturas para dar plomo metálico libre líquido y
dióxido de carbono gaseoso.
Actividad Evaluativa
Después de la lectura del texto:
1. Escribir el nombre de los metales representados por sus
símbolos químicos en el primer párrafo del texto.
2. Completar la tabla 1.
3. Escribir la fórmula química de los compuestos indicados con
negritas a lo largo de todo el texto.
4. Analizar las Ecuaciones químicas (1) y (2), verificar si se cumple
la ley de conservación de la masa. Si no es así, llevar a cabo las
correcciones correspondientes.
5. Analizar las reacciones químicas representadas por la Ec(2) y
completar, a partir de ella la Ec (3). Ajustar la ecuación de modo
que cumpla con la ley de conservación de la masa.
6. Nombrar todos los compuestos representados en las Ec. (1), (2)
y (3)
7. a) Representar la frase escrita con negritas al final del texto
como una ecuación química.
b) Ajustar la ecuación de modo que se cumpla con la ley de
conservación de la masa.
c) Si tuvieras que explicarle a un amigo cómo se hacen los
siguientes procedimientos, qué le dirías?
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-i) ¿Cómo hiciste para saber escribir la fórmula química del
óxido plumboso?
-ii) ¿Cómo hiciste para ajustar (balancear) la ecuación química?
8. Con respecto al primer tramo del texto, y con el fin de que ejercites el proceso de escritura (no copies y pegues de internet)
a. Investigar sobre al menos dos compuestos o elementos metálicos de interés práctico o tecnológico que explique por qué los países compiten por el acceso a estos materiales.
b. hacer una reflexión sobre los costos energéticos y ambientales relacionados con la obtención de estos compuestos y vincularlo con su utilidad, su destino y de qué modo se podrían minimizar los daños.
9. Con relación a la resolución de la actividad de lectoescritura ¿Las consignas te resultaron comprensibles?¿Qué dificultades tuviste? Si hubo errores ¿Cuáles fueron? ¿A qué creés que se debieron?
Bibliografía
Química – Estructura, propiedades y transformaciones de la materia. A.
Candás, D. Fernández, G. Gordillo, E. Wolf. Ed. Estrada. 2001.
Química. R. Chang. Ed. Mc Graw Hill. 2007.
Química para el nuevo milenio. Hill y Kolb. Ed. Prentice Hall. 1999.
Temas de Química General. Angellini, Baumgartner, Benítez, Bullwik. Ed.
Universitaria. 1988.
Química. La Ciencia Central. T.L.Brown, H.E.Le May, Jr., B.E.Bursten,
J.R.Burdge. Ed. Pearson. 2004.
Química General - Un nuevo enfoque en la Enseñanza de la Química.
J.C. Guardado, M.E. Osuna Sánchez, J.I. Ortiz Robles. Dirección General
de Escuelas Preparatorias. 2008.
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