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1 UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA MEDICO Y CIRUJANO- CUSAM

UNIDAD DIDACATICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

QUÍMICA 2019

SEMANAS 1 A 13

Nombre:_____________________________________________________

Número de Carné ___________________________________________

(2)

2

I N T R O D U C C I Ó N

Los docentes de la Unidad Didáctica de Química de la Facultad de Ciencias Médicas de la Universidad de San Carlos de Guatemala hemos preparado éstas Guías de Estudio para que los estudiantes repasen los contenidos de Química General e Inorgánica. Encontrarán en éste manual 13 Guías de Estudio identificadas con el número de Semana al cuál corresponden.

Es nuestra mejor intención acompañarlos y facilitarles las herramientas necesarias para abordar el curso de Química; estaremos ayudándolos a aclarar dudas en la resolución de los ejercicios propuestos con el fin de que puedan incorporar los nuevos conocimientos.

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3

I N D I C E

Página Semana No. 1 Estructura atómica y tabla periódica 4

Semana No. 2 Uniones y enlaces químicos 21

Semana No. 3 Estructura de Lewis y Fuerzas intermoleculares 33

Semana No. 4 Reacción y ecuación química 40

Semana No. 5 Reacciones de oxido-reducción (Redox) 47

Semana No. 6 Estequiometria 53

Semana No. 7 Agua y soluciones 61

Semana No. 8 Concentración de soluciones (Primera parte) 80 Semana No. 9 Concentración de soluciones (Segunda parte) 92

Semana No. 10 Coloides y suspensiones 101

Semana No. 11 Velocidad de reacción y equilibrio químico 108 Semana No. 12 Ácidos, bases y electrolitos 113

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GUÍA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 1

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

Elaborado por: Licda. Edda Sofía Tobías de Rodríguez

I. Estructura Atómica y Tabla Periódica

Relacione los términos que se encuentran a la izquierda con la descripción del lado derecho, colocando el número que corresponde en el paréntesis.

1. Subniveles de energía ( ) Partícula más pequeña de un elemento que conserva las características del mismo.

2. Protón ( ) Región alrededor del núcleo donde es más probable encontrar los electrones de cierta energía.

3. No metales ( ) Elemento del grupo VIIA (17) que contiene 7 electrones en su nivel de energía mas externo. 4. Isótopo ( ) Elemento del grupo VIIIA (18) de la tabla

periódica, generalmente no reactivo.

5. Grupo o Familia ( ) Centro de un átomo, extremadamente denso y compacto, que contiene los protones y neutrones.

6. Núcleo atómico ( ) Partícula subatómica con carga positiva que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo.

7. Átomo ( ) Elemento del grupo IA.

8. Período ( ) Elementos que se ubican a la derecha de la línea gruesa en zigzag de la tabla periódica. 9. Oxígeno ( ) Grupo de orbitales de igual energía dentro de

los niveles de energía principales.

10. Electrón ( ) Átomo que difiere solo en número de masa de otro átomo del mismo elemento.

11. Orbital ( ) Columna vertical en la tabla periódica que contiene elementos que poseen propiedades físicas y químicas similares.

12. Halógeno ( ) Partícula subatómica neutra que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo. 13. Neutrón ( ) Partícula subatómica que tiene una masa diminuta que generalmente se ignora en los cálculos de masa.

14. Gas noble ( ) Elemento diatómico del grupo VIA.

(5)

5 II. Tabla Periódica

1. Elabore lo que se le indica en el esquema de tabla periódica que encontrará a continuación. a. Coloree de verde los METALES, amarillo los METALOIDES y rosado los NO METALES. b. Escriba los símbolos de los elementos DIATOMICOS en el lugar que les corresponde. c. Coloque el número que le corresponde a cada grupo.

d. Escriba el símbolo de los siguientes elementos en el lugar que les corresponde: Hidrógeno, Potasio, Francio, Cromo, Zinc, Carbono, Azufre , Kriptón, Antimonio, Oro. e. Coloque en el lugar correspondiente los símbolos de los Halógenos.

f. En el lugar que corresponde coloque los los símbolos de los elementos alcalinos.

2. ¿Qué nombre reciben los siguientes grupos de la tabla periódica? a) IA: ______________________________________

b) IIA: ______________________________________ c) VIIA: _____________________________________ d) VIIIA:_____________________________________

3. Indique a qué grupo de la tabla periódica pertenecen los siguientes elementos: ( Representativo, transición ó transición interna)

Elemento Símbolo Representativo/ Transición/ Transición interna. a. Calcio

(6)

6 III. Número Atómico y Número de Masa 1. Complete lo siguiente:

a. El número atómico de un elemento corresponde al número de ____________ b. El átomo es eléctricamente neutro, entonces en un átomo hay el mismo número de

_________________ y __________________ .

c. El número de masa de un elemento es igual a la suma de: ________________________ + _____________________

2. Complete lo siguiente:

a. Símbolo del elemento

Número atómico

Número de masa

Número de neutrones

Número de protones

Número de electrones

a. 63 29

b. 13 12

c. Pb 207

d. C 14

e. 7 3

IV. Isotopos Notación Isotópica:

Los isótopos se pueden representar de las siguientes formas:

1. Complete lo siguiente:

NOTACION ISOTOPICA PROTONES NEUTRONES ELECTRONES

a.

13

12 b.

₂₉65

𝐶𝑢

c.

33

27 d.

204₈₂

𝑃𝑏

(7)

7

V. IONES

1. Escriba la definición de IÓN

2. Cuando los átomos ganan electrones adquieren una carga______ y + ò - reciben el nombre _________________.

3. Cuando los átomos pierden electrones adquieren una carga______ y + ò - reciben el nombre _________________.

4. Complete el siguiente cuadro: Ion Numero de

protones

Número de electrones

¿Cuántos electrones gano o perdió?

Catión / Anión

nombre del catión o

anión

a.

K

+

b.

S

-2

_{18 e}

-c.

29 p

+

_{2 e}

-

_perdidos

d.

56 p

+

_{57 e}

-e.

Fe

+3

f.

46e

-

_{4 e}

-

_perdidos

g.

Br

-1

h.

8 e

-

_{2 e}

-

_ganados

5. Indique en el siguiente cuadro el METAL y el ION POLIATÓMICO presente en el

compuesto, utilice la tabla 5.7 “Nombres y fórmulas de algunos iones poliatómico comunes” de su libro de texto.

COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN

EL COMPUESTO

FORMULA DE ION POLIATOMICO

EJEMPLO Na2SO3 Na Sulfito

a. CaCO3

b. Al(NO3)2

c. NaHCO3

(8)

8 COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN

EL COMPUESTO

FORMULA DE ION POLIATOMICO e. K2Cr2O7

f. NaClO3

g. NaOH

VI. CONFIGURACION ELECTRONICA

1. Indique el número máximo de electrones por Nivel de energía y subniveles. NIVELES

ENERGÉTICOS (n)

NÚMERO MÁXIMO DE ELECTRONES

(2n2₎ 1

2 3 4 5 6 7

Subnivel NÚMERO MAXIMO DE ELECTRONES

s p d f

2. Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones en el siguiente cuadro, utilizando la “Regla de la diagonal”

No. ATOMO

ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA ABREVIADA

Ej:

Mg

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

[Ne]3s

2

a.

Al

b.

K

c.

K

+

(9)

-9

No. ATOMO

ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA ABREVIADA f.

Ca

g.

Mg

+2

h.

Sr

i.

_Se

-2 j.

O

VII. Diagrama de Bohr

El diagrama de Bohr del átomo de un elemento representa números específicos de electrones en niveles de energía definidos. Ejemplos:

1. Complete la siguiente tabla con lo solicitado, siga el ejemplo:

No. ATOMO DIAGRAMA DE BOHR ION DIAGRAMA DE BOHR

E

je

m

p

lo

K

+

CONFIGURACION ELECTRONICA

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

1

CONFIGURACION ELECTRONICA

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

(10)

10

a

.

Al

+3

CONFIGURACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONICA:

b

.

Ca

Ca+2

CONFIGURACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONICA:

c

.

Cl

-CONFIGURACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONICA:

d

S

-2

(11)

11

e

N

-3

CONFIGURACION ELECTRONICA _{CONFIGURACION}

ELECTRONICA

f.

Sr

Sr +2

CONFIGUACION ELECTRONICA: _{CONFIGURACION}

ELECTRONICA:

VIII. Diagrama de Orbitales

Complete el siguiente diagrama de electrones para cada uno de los elementos. No. Elemento Diagrama de Orbital

Ejemplo Si

1. C

1s 2s 2p

2. S

1s 2s 2p 3s 3p

3. Cl

1s 2s 2p 3s 3p

4. P

1s 2s 2p 3s 3p

(12)

12

IX. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente

1.

Lea La química en el ambiente “Toxicidad del Mercurio” y responda lo siguiente. a. ¿Cómo puede introducirse el mercurio al cuerpo humano?

b. ¿Qué órganos puede dañar la exposición prolongada al mercurio?

c. ¿Qué muestras se utilizan para determinar el mercurio en el cuerpo humano?

d. En el agua dulce y salada las bacterias convierten el mercurio en_____________ y éste ataca____________________________________.

e. Una persona está expuesta al mercurio cuando come ________________________. f. ¿Qué se debe hacer con algunas baterías y bombillas CFL que contienen mercurio?

2. Lea la Química en la Salud: “Elementos esenciales para la salud” y responda lo siguiente.

a. ¿Cuántos elementos son esenciales para el bienestar y la supervivencia del cuerpo humano?

b. El 96% de la masa corporal lo constituyen los elementos:________________ que se encuentran en los períodos____________ de la tabla periódica; los cuales se

encuentran en: carbohidratos,___________ y _________________. c. Los macrominerales son: ___, ___, ____,___,____,____ y ____ elementos

representativos que se encuentran ubicados en ____________________de la tabla periódica.

d. Los macrominerales intervienen

en:_________________________________________.

e. Los microminerales o elementos traza, también son llamados ________________ y se encuentran ubicados en _______________________de la tabla periódica. f. Algunos de los microminerales como el arsénicos, cromo y selenio

(13)

13

En el siguiente cuadro, complete lo que haga falta. Siga el ejemplo.

Elemento

Clasificación de elementos:

-Macromineral -Micromineral -Principal

Función principal en el Organismo

g. N Principal Componente de proteínas y ácidos nucléicos. h. P

i. Cu j. K k. Co l. C m. Ca n. I o. Mn p. S

(14)

14

NOMENCLATURA

ESTUDIO EN CASA: Revise y estudie por su cuenta el siguiente Documento y realice los ejercicios que se encuentran al final.

DOCUMENTO DE APOYO

“CONOCIMIENTOS BASICOS SOBRE NOMENCLATURA

Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, USAC, 2019

Cada ciencia tiene su terminología propia y la nomenclatura es parte del lenguaje de la química. Se entiende por nomenclatura a una serie de normas ó recomendaciones que se propone utilizar para dar el nombre de un compuesto químico. Existen varios sistemas de nomenclatura para nombrar un mismo compuesto y las reglas varían en cada uno.

En muchos casos el conocer un nombre ó reconocer una fórmula, nos ayuda a comprender las propiedades y el riesgo en la utilización de un compuesto. Por ejemplo: H2SO4, ácido sulfúrico.

Este compuesto va a corroer metales, acidificar el agua o causar quemaduras ó lesiones si se derrama en la piel.

El propósito de éste documento, es unificar algunos criterios para nombrar los compuestos químicos más utilizados en las prácticas de laboratorio de química que se realizaran durante el año. Se hará énfasis primordialmente en estos compuestos, pues se desea que al ser utilizados en las prácticas, puedan relacionar los nombres con las fórmulas y viceversa.

Se recomienda leer éste tema en la sección 5.3 Nomenclatura y escritura de fórmulas iónicas y sección 5.6 Nomenclatura y escritura de fórmulas covalentes del libro de texto, TIMBERLAKE, K., “QUIMICA GENERAL, ORGANICA Y BIOLOGICA. ESTRUCTURAS DE LA VIDA” 4ª ed., 2013

SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS

Estos representan a los elementos. Generalmente las letras coinciden con el nombre del elemento, por ejemplo: N: nitrógeno; Al: aluminio.

En algunos casos no coinciden los símbolos con los nombres, pues se utilizan los nombres en latín, por ejemplo: Na: Natrium = Sodio; S: Sulfur = azufre.

Los símbolos de los elementos se representan por una letra mayúscula ó bien la primera mayúscula y las otras minúsculas Ej: H: Hidrógeno; He: Helio; Unp: unilcuadio.

FÓRMULAS QUÍMICAS

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15

SISTEMAS DE NOMENCLATURA QUÍMICA

Aunque existen muchas propuestas para nombrar a los compuestos químicos, se ha generalizado más el uso de los siguientes sistemas:

a) SISTEMA STOCK:

Utiliza números romanos, escritos dentro de paréntesis al final del nombre para indicar el número o estado de oxidación* del elemento menos electronegativo** en un compuesto.

b) SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO:

Utiliza prefijos “mono, di, tri, tetra, penta, en el nombre para indicar el número de veces, que está contenido el elemento ó el ión poliatómico dentro de un compuesto. Los prefijos usados coinciden con los subíndices en la fórmula.

c) SISTEMA CLÁSICO Ó FUNCIONAL:

 Cuando el elemento tiene un solo número de oxidación se añade la terminación –ico (sódico, potásico), también se admite decir (de sodio, de potasio).

 Si el elemento tiene dos números de oxidación, se añade la terminación –oso si actúa con el menor número de oxidación e –ico si actúa con el mayor número de oxidación.

 Cuando el elemento tiene más de dos números de oxidación, usa sufijos “oso” é “ico” y prefijos como “hipo” y “per” en el nombre para indicar el número o estado de oxidación*, del elemento menos electronegativo** en el compuesto que generalmente es un metal, en el caso de sales haloideas, hidruros é hidróxidos.

 En el caso de compuestos ternarios como oxácidos y oxisales, los prefijos y sufijos, indican el número o estado de oxidación del elemento que aparece en medio de la fórmula, el cual puede ser un no metal, que no necesariamente es el menos electronegativo de los que aparecen en la fórmula.

Nota:

* Existen normas para determinar los números o estado de oxidación de los elementos en los compuestos. ** Los valores de electronegatividad de cada elemento se encuentran en la tabla periódica.

NUMERO DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO

PREFIJO del nombre del compuesto

SUFIJO del nombre del compuesto

1 ó 2 Hipo OSO

3 ó 4 ---- OSO

5 ó 6 ---- ICO

7 Per ICO

NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS NO COMBINADAS Ó COMBINADAS CON ELLAS MISMAS. Si un elemento no se halla combinado ó bien ésta combinado con el mismo, recibe simplemente el nombre de ese elemento.

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16

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS.

Las sustancias inorgánicas se clasifican, para su nomenclatura, de acuerdo al número de átomos diferentes que posea, de acuerdo a lo siguiente:

I. Binarios: dos átomos diferentes como HCI, H2O, CH4, CaO,

II. Ternarios: tres átomos diferentes como NaOH, H2SO4, KCIO3.

III. Cuaternarios: poseen cuatro átomos diferentes como NaHCO3, K2HPO4

I. COMPUESTOS BINARIOS

A. Combinación de los Átomos de Elementos con el Oxígeno

a) ÓXIDOS: si se une un metal con oxígeno.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO SISTEMA STOCK Hg2O Oxido mercuroso Monóxido de dimercurio Oxido de mercurio (I)

HgO Oxido mercúrico Monóxido de mercurio Óxido de mercurio (II)

MnO2 Oxido manganoso Dióxido de manganeso Oxido de Manganeso (IV)

Na2O Oxido de sodio N.A. = No aplica N.A.

K2O Oxido de potasio N.A. N.A.

CaO Oxido de calcio N.A. N.A.

Nota: Los metales alcalinos, alcalinotérreos y el aluminio por tener solo un número de oxidación solo utilizan el sistema Clásico

b) ANHÍDRIDOS: si se une un No metal con oxígeno. Si se usa el sistema clásico de nomenclatura, en otros sistemas de nomenclatura se les llama óxidos.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK CO2 Anhídrido carbónico Dióxido de carbono

Oxido de carbono (IV)

SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI)

c) PERÓXIDOS: En el agua ordinaria, H2O, el número de oxidación del oxígeno es -2. En el

agua oxigenada ó peróxido de hidrógeno, H2O2, el número de oxidación del oxígeno es -1. El ion

O2-2 se llama ion peróxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua

oxigenada por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO H2O2

Peróxido de hidrógeno

Na2O2 Peróxido de sodio

(17)

17

B. Compuestos binarios con Hidrogeno y un no metal (Hidruros no metálicos):

Sus soluciones se conocen como Hidrácidos, se nombran anteponiendo la palabra ÁCIDO y a continuación el nombre del no metal contraído y terminado en “hídrico”.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO HCl Acido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

HBr Acido bromhídrico Bromuro de hidrógeno

H2S Acido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

Algunos hidruros de los no metales reciben nombres especiales

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO NH3 Amoníaco Azano

PH3 Fosfina Fosfano

H2O Agua Oxidano

NOTA: Como un caso especial, en las prácticas de laboratorio se utilizan mucho las soluciones de NH3 “amoníaco”,

este compuesto no posee carácter ácido sino al contrario sus soluciones son básicas.

C. Compuestos Binarios con Hidrógeno y un Metal (Hidruros metálicos):

El símbolo del metal siempre va delante del hidrógeno utilizando un número de oxidación positivo mientras que el hidrógeno siempre utiliza como número de oxidación el -1.

Ejemplo: SISTEMA CLASICO SISTEMA

ESTEQUIOMETRICO SISTEMA STOCK NaH Hidruro de sodio Monohidruro de

sodio Hidruro de sodio (I)

CaH2 Hidruro de calcio Dihidruro de calcio Hidruro de calcio (II)

AlH3

Hidruro de aluminio

Trihidruro de aluminio

Hidruro de aluminio (III)

PbH4 Hidruro de plomo

Tetrahidruro de

plomo Hidruro de plomo (IV)

D. Compuestos Binarios sin Oxígeno y sin Hidrogeno:

También conocidas como “SALES HALOIDEAS”, contienen un metal y un no metal.

Se nombran haciendo terminar en “URO”, el nombre del no metal y a continuación se da el nombre del metal.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro (III)

AuCl3 Cloruro aúrico*

Tricloruro de oro Cloruro de oro (III)

AlCl3

Cloruro de

aluminio Tricloruro de aluminio

N.A.

NaCl Cloruro de sodio N.A. ( No aplica) N.A.

ZnCl2 Cloruro de zinc N.A. N.A.

BaCl2 Cloruro de Bario N.A. N.A.

KI Yoduro de potasio N.A. N.A.

BaS Sulfuro de Bario N.A. N.A.

(18)

18 II. COMPUESTOS TERNARIOS

Como su nombre lo indica, son compuestos formados por la combinación de tres elementos diferentes. Se consideraran tres tipos de compuestos ternarios:

a) HIDRÓXIDOS: Poseen la fórmula general: M(OH)n. Para nombrarlos se pone la palabra hidróxido y a continuación, el nombre del metal.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (III)

Sn(OH)4 Hidróxido estañico Tetrahidróxido de estaño

Hidróxido de estaño (IV)

NaOH Hidróxido de sodio N.A. (No aplica) N.A.

KOH Hidróxido de potasio N.A. N.A.

NH4OH Hidróxido de amonio N.A. N.A.

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio N.A. N.A.

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio N.A. N.A.

Nota: Los metales alcalinos, alcalinotérreos y el aluminio por tener solo un número de oxidación solo utiliza el sistema

Clásico. Así mismo el ion amonio NH4+ con carga +1

b) OXÁCIDOS: Poseen la fórmula general: HYO (H: Hidrógeno, Y: no metal, O: oxígeno). Para nombrarlos, se antepone la palabra “ácido” y a continuación el nombre del no metal contraído y terminado en “ico”, o bien en “oso” (Los más usados en las prácticas terminan en “ico”). También pueden usarse los prefijos “hipo” y “per”, de acuerdo a la tabla mencionada anteriormente.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO HNO3 Acido nítrico

H2SO4 Acido sulfúrico

H2CO3 Acido carbónico

H3BO3 Ácido bórico

HClO4 Acido perclórico

(19)

19

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK Pb(NO3)2 Nitrato plumboso* Dinitrato de plomo Nitrato de plomo (II)

Hg(NO3)2 Nitrato mercúrico Dinitrato de mercurio Nitrado de mercurio (II)

CuSO4 Sulfato cúprico N.A. (No aplica) Sulfato de cobre (II)

KNO3 Nitrato de potasio N.A. N.A.

AgNO3 Nitrato de plata N.A. N.A.

Na2SO4 Sulfato de sodio N.A. N.A.

Na2CO3 Carbonato de sodio N.A. N.A.

KClO3 Clorato de potasio N.A. N.A.

KMnO4

Permanganato de potasio

N.A. N.A.

K2CrO4 Cromato de potasio N.A. N.A.

K2Cr2O7 Dicromato de potasio N.A. N.A.

*La terminación “oso”, indica que el plomo en ese compuesto tiene un estado de oxidación 2, que es el menor, ya que en otros compuestos puede presentar estados de oxidación 4 y 2 (ver tabla periódica).

III. COMPUESTOS CUATERNARIOS a. OXISALES ÁCIDAS

Poseen la fórmula general: MHYO (M: metal. H: Hidrogeno. Y: no metal O: oxígeno).

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO NaHCO3

Carbonato ácido de sodio ó bicarbonato de sodio

Na2HPO4 Fosfato monoácido de sodio

NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

KHSO4 Sulfato ácido de potasio

K2HPO4 Fosfato monoácido de potasio

KH2PO4 Fosfato diácido de potasio

Nota: El término ácido, indica la presencia de hidrógeno. b. SALES DOBLES

Las sales dobles están formadas por un radical inorgánico (como los oxisales) y por dos iones metálicos diferentes.

Ejemplo Sistema Clásico Sistema Stock

KNaSO4 Sulfato potásico y sódico Sulfato potasio (I) y sodio (I)

(20)

20 Elabore los siguientes ejercicios:

1. Nombre los siguientes compuestos:

COMPUESTO SISTEMA

CLASICO ESTEQUIOMETICO STOCK a. PCl3

b. CuO c. NaClO d. Na2O2

e. H2S

f. Mn2S7

g. Ca(BrO3)2

h. Li2SO3

i. KNaCO3

j. BaNaPO4

k. MgH2

2. Escriba la fórmula que corresponde a los siguientes nombres:

NOMBRE FORMULA

a. Óxido de hierro (II) b. Peróxido de Potasio c. Cloruro de níquel (II) d. Acido hipobromoso e. Bicarbonato de sodio f. Sulfato de cobre (I)

g. Nitrito de cadmio (II) y plata (I) h. Óxido de Cobre (I)

3. Resuelva los siguientes ejercicios de su libro de texto. Página 170/

No. Ejercicio

Respuesta Página 174/ No. Ejercicio

Respuesta

5.15 a. 5.28 a.

c. d.

5.16 c. 5.29 b.

d. c

5.20 b. 5.33 d.

c. e.

5.24 a. 5.34 d.

c. e.

5.25 c. 5.36 a.

(21)

GUÍA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 2

UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS

Elaborado por: Pedro Guillermo Jayes Reyes

Para responder lo siguiente sobre la electronegatividad y sus aplicaciones, utilice

el libro y la tabla periódica recomendados.

1.La electronegatividad es la capacidad de un átomo para:

a.

-Atraer los protones en un enlace

b.

-Atraer los neutrones en un enlace

c.

-Repeler los electrones de un enlace

d.

-Atraer los electrones en un enlace

e.-

Repeler los protones en un enlace

2. De la electronegatividad y sus aplicaciones responda:

2.1 ¿El elemento con mayor capacidad para atraer los electrones en un enlace es el

más o el menos electronegativo?

___________________________________________________________________

_____________________________________________________

2.2 En el monóxido de carbono (

CO

), ¿el carbono tiene menor capacidad que el

oxígeno para atraer los electrones del enlace? Si/No_____ ¿Porqué?

___________________________________________________________

2.3 ¿En un período, los elementos con mayor número atómico poseen mayor

electronegatividad?

Si/No

_______.

¿Por

lo

tanto

en

un

período

la

electronegatividad aumenta de

Izquierda a Derecha o de Derecha a Izquierda?

____________________________________________________________

2.4 Revise los radios atómicos en los grupos

1 y

2 (

IA y IIA)

. ¿A mayor radio atómico

(

Mayor/Menor

) electronegatividad? _________. ¿Por lo tanto la electronegatividad

en un grupo Aumenta de

Arriba hacia abajo

o de

Abajo hacia

arriba

?_________________________________________________

(22)

22

3. Complete el siguiente cuadro.

Nombre

Valor de electronegatividad

Metal* /No metal

Representativo/

Transición Grupo Período

Electrones de valencia

Ej. Litio 0.98 Metal Representativo 1 2 1

Cloro Calcio Cromo Arsénico Zinc Carbono Oxígeno Nitrógeno Flúor

* Puede apoyarse en el código de colores presente en la tabla periódica, o en otras fuentes.

4. Observe la tabla periódica y ordene de mayor a menor electronegatividad los

siguientes grupos de elementos: a) Metales de transición b) Halógenos

c) Alcalinotérreos d) No metales del grupo 16 (VI) e) Alcalinos

______ > > > _> _____

Para resolver los siguientes ejercicios, use la siguiente información:

I-Para determinar el tipo de enlace presente(covalente polar, no polar / iónico) debe:

a- Restar el valor de la electronegatividad

mayor de la menor

(no importando el

orden en que aparecen los elementos en la fórmula).

b- En caso de que el elemento aparezca dos o más veces

no debe

multiplicar el

valor de la electronegatividad por dicho número.

(23)

23 Rango de diferencia

de electronegatividad Tipo de enlace Características del enlace

0.0-0.4

Covalente no polar *

o covalente apolar.

Comparten electrones,

no generan dipolos

>0.4 <1.8

Covalente polar

Comparten electrones ,

generan dipolos

1.8 en adelante

Iónico

Transferencia de electrones: el

más electronegativo los gana

convirtiéndose en anión, el menos

electronegativo los pierde y se

convierte en catión.

*Cuando la diferencia es 0.0, ejemplo elementos diatómicos como el H

2

, N

2

, O

2

, el

enlace se conoce como “

covalente puro

”.

II- Para determinar si el enlace entre dos átomos es covalente

simple, doble, triple,

coordinado o dativo

, se elaboran las estructuras de Lewis y se toma en cuenta lo

Covalente

simple*

Covalente

doble*

Covalente

triple*

Coordinado

o dativo*

Se comparte una

pareja de

electrones.

Cada átomo pone

un electrón.

En estructuras de

Lewis se muestran

con 2 puntos o una

línea simple

Se comparten

2 parejas de

electrones.

Cada átomo

pone 2

electrones.

En estructuras

de Lewis se

muestran con 4

puntos entre los

átomos o dos

líneas.

Se comparten

3 parejas de

electrones.

Cada átomo pone

3 electrones.

En estructuras de

Lewis se ven entre

los átomos 6

puntos o tres

líneas

Se comparte una

pareja de electrones.

Pero solo uno de los

átomos pone los dos

electrones.

En estructuras de

Lewis se ven entre

los átomos dos

puntos o una línea

simple ( igual que el

covalente simple)

(24)

24

Ejemplo

Hidruro de Magnesio:

MgH

2

= H : Mg : H = H-Mg-H

Diferencia de electronegatividad: 2.10 (H) -1.31 (Mg) =

0.79 corresponde a un

enlace covalente polar.

Se comparten electrones, hay

2 enlaces covalentes simples polares

entre cada

Hidrógeno y el Magnesio. Cada átomo pone un electrón en cada uno de los enlaces.

En el

SiH

4

hay

4 enlaces covalentes simples

entre cada Hidrogeno (

H

) y el Silicio

(

Si

) (recuerde en cada enlace simple cada átomo aporta un electrón y se comparte

una pareja de electrones.)

Haga una

estructura de Lewis

para representar estos enlaces covalentes simples.

Use puntos color rojo para los

4 electrones de valencia

del Silicio que participaran

en el enlace y puntos azules para el electrón de cada Hidrogeno.

Calcule la diferencia de electronegatividad entre Silicio e Hidrógeno y diga si se trata

de enlace covalente polar o no polar.

Estructura de Lewis del

SiH

4

Diferencia

de

electronegatividad

Corresponde a un enlace

covalente

polar / no polar.

Explique por qué.

Silicio: _______

Hidrogeno:_____

(25)

25

III- Compuestos iónicos (recuerde diferencia igual o mayor a 1.8), el elemento más

electronegativo gana los electrones de valencia del menos electronegativo,

convirtiéndose en un anión y el menos electronegativo al perderlos se convierte en

un catión.

Ejemplo:

GaF

3

La diferencia de electronegatividad 3.98 – 1.81 = 2.18



es un enlace iónico,

se transfieren electrones entre los átomos.

El Galio pierde los 3 e- de valencia



Ga

+3

_(catión).

Cada Flúor gana un electrón, ya que posee 7 e- de valencia solo necesita ganar 1 e-

cada flúor y completar su octeto



3 F

–

se generan 3 aniones

F

-

_.

5. Complete el siguiente cuadro:

COMPUESTO

DIFERENCIA DE

ELECTRONEGATIVIDAD

TIPO DE ENLACE Iónico, covalente polar,

covalente no polar

COMPARTEN o TRANSFIEREN ELECTRONES

En caso de transferir electrones escriba

el catión y anión formado

Cl

2 3.16 - 3.16 = 0

No polar (puro)

Comparten _{(no aplica)}

KCl

3.16 – 0.82 =2.34 Iónico Transfieren Catión : K

+

Anión : Cl

-Catión : Ba +2

Anión : O-2

l

2

O

GaF

3

Catión: ____

Anión : F

-NH

3

CS

2

(26)

26

6. Escriba el número de electrones que deben perder los átomos de los siguientes

elementos para obtener una configuración electrónica estable, similar a la de los gases

nobles. Indique a que gas noble se asemejan al perder esos electrones y escriba la

configuración de dicho gas. Subraye con resaltador los últimos subniveles de energía

en la configuración del ión formado. Cuente cuantos electrones hay en esos subniveles,

diga si se logró un octeto (para esto el número de electrones en esos dos subniveles

debe sumar 8 electrones).

ELEMENTO /

Configuración electrónica

No. de electrones

que debe perder

SIMBOLOGÍA DEL CATIÓN FORMADO

Configuración electrónica

SÍMBOLO y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL

GAS NOBLE poseen 8 e- en el último

nivel

Ej. Ca

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2 2

Ca+2

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6

8 e- _{logro octeto.}

Ar ( Argón) 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6

Al

K

Sr

Ca

(27)

27

Complete la siguiente tabla

ELEMENTO / Configuración electrónica No. de electrone s que debe ganar SIMBOLOGÍA DEL ANION FORMADO/ configuración electrónica SÍMBOLO y CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA DEL GAS NOBLE estos siempre poseen 8 e- en el último nivel

Ej. O 1s2_2s2_2p4

2

O-2

1s2_2s2_2p6

8 e- logra octeto

Ne ( Neón ) 1s2_2s2_2p6

Cl

S

Br

7.Complete la siguiente tabla

Propiedades Generales Compuestos iónicos Compuestos covalentes Estado físico a temperatura

ambiente

Puntos de fusión Alto/bajo

Puntos de ebullición Altos/bajos

Solubilidad en agua Alta/baja

Solubilidad en solventes no polares

(28)

28 Conductividad eléctrica

cuando están disueltos en agua

Conducen / no conducen Formados por iones o moléculas

8. Clasifique a las siguientes sustancias como compuestos iónicos o covalentes según

las características que aparecen en la siguiente tabla:

CARACTERÍSTICAS

IÓNICO /COVALENTE

Líquido, insoluble en agua pero soluble en solventes apolares y no conduce la electricidad

Sólido, soluble en agua, sus soluciones conducen la electricidad, punto de fusión alto.

Líquido, inflamable, no conduce la electricidad, no es soluble en agua.

9.Complete la siguiente tabla:

SUSTANCIA

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

Iónico / covalente

Sus soluciones conducen la electricidad

Su PUNTO DE FUSIÓN ES

ALTO / BAJO BaCl2

CH4

(29)

29

10.Complete el cuadro

ELEMENTO

ESTRUCTURA DE LEWIS

Ión

ESTRUCTURA DE LEWIS

Configuración Electrónica del ión

Ca

.

_Ca

.

Ca +2

Al Al+3

N N -3

S S-2

11. Respecto a los iones presentes en el cuerpo, usando la tabla 5.3 y complete:

ION UBICACIÓN FUNCIÓN

PROBLEMAS que ocasiona su deficiencia *

Problemas que ocasiona su

exceso*

Na+

K +

Ca +2

Mg +2

Cl

-Fe +2

(30)

30

A continuación se presentan algunas estructuras de Lewis. En unos casos se indican

cómo se forman.

En los ejemplos siguientes, se muestran enlaces triples entre: Nitrógeno - Nitrógeno; Carbono-Carbono; Carbono-Nitrógeno. También se observan enlaces simples entre Carbono-Hidrogeno para completar octeto.

Los enlaces N-N y C-C,¿son polares o no polares?_________

Explique:

Los enlaces C-H,¿son polares o no polares? _____ Explique:

En el CO2 observamos dos enlaces covalentes dobles entre Carbono y Oxígeno. ¿Completan octetos el Carbono y oxígeno? _________ Estos enlaces covalentes dobles,¿son polares o no polares? _____ Explique

En el SO2 se observa cómo se forma un enlace covalente coordinado o dativo entre S y O, además de un covalente doble entre S y O. Note que se completan los octetos. El enlace covalente coordinado o dativo entre S y O, ¿es polar o no polar?________

(31)

31

12.Haga la estructura de Lewis del SO3, Señale e identifique por su nombre cada enlace. Diga

si los enlaces son polares-no polares y si se cumple el octeto para el S y el O. Encierre con una línea los octetos.

En los siguientes esquemas, se observa cómo se forman los enlaces iónicos y se

generan los iones respectivos:

Cationes (en éstos casos metales que pierden electrones) y

Aniones (en éstos casos no metales que ganan electrones).

Con los metales, al perder electrones no se observan los octetos, pero sí se alcanza el

octeto, estos quedan en el nivel anterior.

En las estructuras de Lewis, solo se muestran los electrones de valencia (los que están

en el último nivel).

(32)

32

13. Escriba la estructura de Lewis de:

KCl

CaO

14.Resuelva los ejercicios de la sección preguntas y problemas que estén relacionados

a los contenidos desarrollados ésta semana (Escoja los de número impar ya que estos

tienen respuesta al final del capítulo, revise sus respuestas).

(33)

GUÍA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 3

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Elaborado por: Lic. Pedro Guillermo Jayes Reyes.

En la estructura del bicarbonato de sodio, basándose en los contenidos de la semana anterior,responda:

1. ¿Cumplen octetos los átomos de Carbono y Oxígeno presentes en el NaHCO3?

Si /No_______. Explique:

2. El catión Na+ _{presente en el NaHCO}

3, Si cumple octeto pero No se observa.

Explique por qué:

Covalentes simples

NaHCO3: Enlaces presentes y sus nombres.

Ejemplo para resolver los ejercicios.

(34)

34

3. En la estructura de Lewis del ácido perclórico (HClO4).

Señale e identifique los enlaces presentes.

Por fines didácticos se muestran los electrones de valencia del cloro (Cl) con puntos y los del Oxígeno (O) con equis. Con una línea verde rodee el octeto del cloro y los de los oxígenos con una línea roja.

4. Señale e identifique los enlaces presentes en el ión Nitrato.

Información para responder las columnas 2 y 3 del cuadro.

Número de electrones de valencia que posee un compuesto:

Para calcular los electrones de valencia, se multiplica el número de electrones de valencia que posee cada átomo presente en el compuesto por el número de veces que aparece en la fórmula y se suman éstas cantidades.

Número de electrones de valencia que se hallan formando enlaces: En este caso solo se cuentan los electrones involucrados en los enlaces. Ej. Observe la estructura del H2SO4 dada en el ejercicio 3.

Numero de Electrones de valencia del H2SO4:

(2H x 1 e- =2) + (1S x 6 e- = 6) + (4O x 6 e- = 24):

Electrones de valencia del H2SO4= (2) +(6) +(24) = 32electrones.

Número de electrones de valencia formando enlaces: = 12e- formando enlaces En el ión nitrato (NO3)-1 al

oxígeno unido por enlace covalente simple le quedó un electrón de un enlace

(35)

35

5- Complete la siguiente tabla, usando la información anterior y los ejemplos ya presentados.

Compuesto

Número total de electrones

de Valencia

Número de electrones de valencia

formando enlaces

ELABORE LA ESTRUCTURA DE LEWIS o ELECTRÓN PUNTO SEÑALE E INDIQUE POR SU NOMBRE LOS ENLACES

INVOLUCRADOS

(use puntos de colores distintos para Indicarlos e-_{de c/ elemento presente.)}

Cl

2 2x7 = 14 2

HNO

3

H

3

PO

4

Na

2

HPO

4

K

2

SO

3

(36)

36

6. Elabore las estructuras de Lewis para los siguientes iones poliatómicos, identifique enlaces.

PO

4-3

(ión fosfato)

CO

3-2

(ión carbonato)

NH

4+

(ión amonio)

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:

Se produce generalmente cuando uno de losátomos del compuesto no cumple el

octeto; casos y ejemplos.

Octeto incompleto

Uno de los átomos posee menos de 8 electrones en sus enlaces. Ejemplo NO*

Octeto expandido

Uno de los átomos posee más de 8 electrones en sus enlaces. Ejemplo PCl5

¿Cuál de los átomos no cumplió octeto?

¿Cuál de los átomos no cumplió octeto?

¿Cuántos electrones tiene el átomo que no cumplió octeto en los enlaces

formados?

¿Cuántos electrones tiene el átomo que no cumplió octeto en los enlaces formados?

(37)

37

7. Elabore las siguientes estructuras de Lewis de los siguientes compuestos

BCl

3

Octeto incompleto

SF

6

Octeto expandido

¿Qué átomo no cumplió octeto? ¿Qué átomo no cumplió octeto?

¿Cuántos electrones posee el átomo que no cumplió octeto?

FUERZAS INTERMOLECULARES.

Son atracciones que se presentan en las moléculas (compuestos covalentes polares y no polares). Son menos intensas que los enlaces covalentes y iónicos.

Fuerzas intermoleculares; principales características de las moléculas que las presentan: Fuerza intermolecular

Características de las moléculas que las

presentan

Ejemplos Fuerzas de dispersión o de

London Covalentes no polares N2 PH3 SiH4

Atracciones Dipolo-Dipolo

Covalentes polares SO2 HCl

Puentes o enlaces de Hidrogeno.

Covalentes polares, siempre que presenten uno

ó más hidrógenos unidos a Flúor , Nitrógeno y Oxígeno

HF NH3 H2O

CH3-OH

Ordenadas de mayor a menor intensidad (fuerza):

Puentes de Hidrógeno > Atracciones Dipolo-Dipolo > Fuerzas de dispersión o

(38)

38

Importancia biológica de las fuerzas intermoleculares:

Participan en el establecimiento de enlaces que estabilizan y dan forma a moléculas componentes de los tejidos vivos; proteínas, carbohidratos, ácidos nucleicos. La doble hebra del ADN, se mantiene por puentes de hidrogeno. La estructura terciaria y cuaternaria de las proteínas se estabiliza en parte por las fuerzas intermoleculares antes descritas.

8. Complete el siguiente cuadro. Compuesto

o elemento diatómico

Diferencia de electronegatividad

ENLACE COVALENTE

Polar / no polar

PRINCIPAL FUERZA INTERMOLECULAR PRESENTE

SiH4

H2O

Br2

HCl

NH3

9. Cuál de los siguientes compuestos: I2, NH3 , HCl, SiH4 posee moléculas que:

a) Forman dipolos pero NO puentes de Hidrógeno: _______

b) Forman dipolos temporales ____________

(39)

39

Esquemas que muestran cómo se establecen puentes de Hidrogeno entre moléculas del mismo compuestos o entre compuestos diferentes.

10. En los siguientes cuadros, muestre con esquemas o dibujos lo solicitado. Atracciones dipolo-dipolo entre

moléculas de

HBr

Puentes de Hidrogeno entre moléculas de alcohol metílico

CH

3

OH

11. Haga ejercicios de la sección preguntas y problemas del libro de texto de temas relacionados con los contenidos vistos en clase. (Escoja los números impares y vea respuestas al final del capítulo).

(40)

SEMANA 4

REACCION Y ECUACIÓN QUIMICA

Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

Lea en el libro de texto el capítulo que corresponda y responda Defina los siguientes términos:

1. REACCION QUIMICA es

2. CAMBIO QUIMICO es

3. Ejemplos de CAMBIO QUIMICO, -

- -

4. Las MANIFESTACIONES o TIPOS DE EVIDENCIA VISIBLE DE UNA REACCION QUIMICA , de acuerdo al libro de texto, son,

1. 2. 3. 4.

5. ECUACION QUIMICA es

6. Indique de lo señalado en las siguientes ecuaciones químicas, la parte de la ecuación o el significado de los símbolos.

6.1

(41)

41 6.2

A.____________________________________ B.____________________________________ C.____________________________________ D.____________________________________

E.____________________________________ F.____________________________________ G.___________________________________ H.___________________________________

6.3

A._________________________________ B.____________________________________

7. ¿Qué manifestación esperaría observar en las siguientes reacciones?

ECUACIÓN MANIFESTACION

a)

b)

c)

d)

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

8. Complete el siguiente cuadro con el tipo de reacción química o su representación.

TIPOS DE REACCION REPRESENTACION

1.

A + B  AB

2.

DESCOMPOSICION

3.

A + BC  AC + B

4.

DESPLAZAMIENTO DOBLE

5.

CxHy + ZO2(g)  XCO2 + Y/2 H2O (g) + energía

(42)

42

9. Clasifique las siguientes reacciones químicas, según lo anterior:

REACCIÓN QUÍMICA TIPO DE REACCIÓN

a) MgO (s) + CO (g)  MgCO3 (g)

b) 2 Fe (s) + 3 S (s)  Fe2S3(s)

c) Cl2(g) + 2 KBr (ac)  2 KCl (s) + Br2 (l)

d) AgNO3(ac) + NaCl (ac)  AgCl (s) + NaNO3(ac)

e) CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

f) NaOH (ac) + HCl (ac)  NaCl (ac) + 2 H2O (l)

g) CaCO3(s) CaO (s) + CO2 (g) + ∆

h) 2 Al (s) + 3 Br2(g)  2 AlBr3(s)

i) Zn (s) + CuCl2(ac)  Cu (s) + ZnCl2(ac)

j) BaCl2(ac) + K2CO3(ac)  BaCO3(s) + 2 KCl (ac)

10. Clasifique las siguientes reacciones químicas, en EXOTERMICAS Y ENDOTERMICAS:

REACCION QUIMICA

ENDOTERMICA O

EXOTERMICA

a) 4 Fe (s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s) H= -1.7x10-3 kJ

b) N2(g) + O2(g)  2 NO (g) H= + 21.6 kcal

c) Energía + 2 HgO (s)  2 Hg (l) + O2(g)

d) 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O (l) + ∆

e) CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2 H2O (g) H= -802.4 kJ/mol

f) NH4NO3 (s) + 26 kJ NH4NO3 (l)

11. Clasifique las siguientes reacciones químicas, en REVERSIBLES E IRREVERSIBLES:

REACCION QUIMICA REVERSIBLE O IRREVERSIBLE

a) N2O4(g)  2 NO2(g)

b) 2 Al (s) + 3 ZnO (s)  Al2O3(s) + 3 Zn (s)

c) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2 (g)

(43)

43

BALANCEO POR TANTEO

Puede usar el siguiente orden para balancear los elementos por tanteo:

1) Metales 2) No metales 3) Hidrógeno y 4) Oxígeno.

12. Balancee las siguientes ecuaciones, a) H2 + Br2  HBr b) S8 + O2  SO2 c) Mg + N2  Mg3N2 d) Zn + AgCl  ZnCl2 + Ag e) CO + O2 CO2

f) NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O g) K2SO4 + BaCl2  BaSO4 + KCl

h) Na3PO4 + Pb(NO3)2  NaNO3 + Pb3(PO4)2 i) FeCl3 + NH4NO3  Fe(NO3)3 + NH4Cl j) SO2 + H2O  H2S + O2

13. Balancee y clasifique las siguientes ecuaciones químicas:

Balanceo Tipo de reacción

a)

C

3

H

8(g)

+ O

2 (g)

CO

2 (g)

+ H

2

O

(g)

+

∆

b)

HCl

(ac)

+ Fe(OH)

3 (ac)



FeCl

3 (ac)

+ H

2

O

(l) c)

FeCl

2 (ac)

+ Cl

2(l)



FeCl

3 (ac)

d)

Ba(NO

3

)

2(ac)

+ Na

2

SO

4 (ac)



NaNO

3(ac)

+ BaSO

4(s)

e)

Al

(s)

+ Br

2 (g)



AlBr

3 (s)

(44)

44

NUMERO DE OXIDACION 14. ¿Qué es número de oxidación?

Algunas reglas para la Asignación de números de oxidación:

 ELEMENTO: Un átomo en el estado elemental tiene un número de oxidación cero (0). Ejemplo: Cobre, Cu tiene un número de oxidación igual a

 ION MONOATÓMICO: El número de oxidación es igual a su carga iónica. Ejemplo: Ion aluminio, Al+3_{tiene un número de oxidación igual a}

15. Indique el número de oxidación de elementos e iones monoatómicos:

ELEMENTOS Número de

oxidación

IONES MONOATOMICOS

Número de oxidación

a)

Pb

h)

Pb

+2

b)

Cl

i)

Cl

-c)

Ba

j)

Cu

+1

d)

Cu

k)

O

-2

e)

Al

l)

Mg

+3

f)

Ca

m)

Ba

+2

g)

S

n)

S

-2

 COMPUESTO: La suma de los números de oxidación de los átomos es igual a cero (0). Ejemplo: Dióxido de carbono, CO2

a) b) c) d)

Los Números de oxidación son: C: +4 y O: -2

 ION POLIATÓMICO: La suma de los números de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplo: Fosfato, PO4 -3

a) b) c) d)

(45)

45

16. Indique el número de oxidación de compuestos e iones poliatómicos:

COMPUESTOS Número de

oxidación

IONES POLIATOMICOS

Número de oxidación

a)

KCl

K

Cl k)

NO

3

-N O

b)

NH

3

N

H l)

SO

4-2

S O

c)

MgO

Mg

O m)

OH

-O H

d)

H

2

O

2

H

O n)

NH

4+

N H

e)

Al(NO

3

)

3

Al N

O o)

CO

3-2

C O

f)

Ba

3

(PO

4

)

2

Ba P

O p)

CrO

4-2

Cr O

g)

CuSO

4

Cu S

O q)

MnO

4

-Mn O

h)

CaCO

3

Ca C

O r)

Cr

2

O

7-2

Cr O

i)

K

2

Cr

2

O

7

K Cr

O s)

HCO

3

-H C O

j)

NaHCO

3

Na H C

O t)

HPO

4-2

H P O

(46)

46

18. Lea La química en la salud, “El esmog y la salud” de su libro de texto y responda: a) Escriba todas las reacciones que sean de combinación de esta lectura.

b) Escriba la reacción que sea de descomposición de esta lectura.

c) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de NO2?

d) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de O3?

e) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de SO2?

19. Lea La química en la salud, “Compresas frías y compresas calientes” de su libro de texto y responda:

a) ¿Qué usos tiene el aplicar una compresa fría?

b) Escriba el proceso endotérmico en una compresa fría con NH4NO3

c) ¿Qué usos tiene aplicar una compresa caliente?

d) Escriba el proceso exotérmico en una compresa caliente con CaCl2

(47)

SEMANA 5

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION (Redox)

Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

Defina los siguientes términos: 1. OXIDACION es

2. REDUCCION es

3. SUSTANCIA OXIDADA es,

4. SUSTANCIA REDUCIDA es, 5. AGENTE OXIDANTE

6. AGENTE REDUCTOR

7. Identifique cuáles de las siguientes reacciones son redox y complete el cuadro Reacciones

REDOX SI / NO

Si es REDOX,

escriba los elementos que

cambiaron su número de oxidación a)

b) c) d) e)

8. Escriba las letras AO debajo del agente oxidante y AR debajo del agente reductor en las siguientes ecuaciones:

(48)

48

EJEMPLO PARA BALANCEAR CON EL NUMERO DE OXIDACION (REDOX) Ecuación:

Paso 1:

Paso 2:

Disminuye el número de oxidación, se REDUCE, GANA 3 electrones Aumenta el número de oxidación, se OXIDA, PIERDE 2 electrones

Paso 3: a) Cruce los valores numéricos b) Multiplique por los electrones

N: S:

2 3

(3e-) (2e-)

= 6 e- ganados = 6 e- perdidos

En este paso se balancea los elementos que se oxidan y reducen.

 Se balancea con 2N que ganan 3 e- cada uno y 3 S que pierden 2 electrones cada uno.

Y se encuentra el Total de electrones transferidos.

“El número total de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo”.

Paso 4: Coloque los coeficientes para los elementos N y S

Paso 5: Complete el balanceo del resto de elementos con “Balanceo por tanteo”

Ahora puede responder:

ELEMENTO QUE SE AGENTE _{QUE BALANCEAN}COEFICIENTES

LA ECUACION R → P

Total de electrones transferidos

OXIDA REDUCE OXIDANTE REDUCTOR

HNO

3

H

2

S

2,3

→

2,3,4

6 e-

ECUACIÓN BALANCEADA:

(49)

49

9. Balancee las siguientes reacciones redox y complete el cuadro. a)

b)

c)

d)

e)

R → P

ECUACIÓN BALANCEADA

R → P

(50)

50

10. Balancee las siguientes ecuaciones redox y complete lo que se le solicite.

NOTA: Sí el coeficiente que encuentra al inicio se modifica, el total de electrones transferidos cambia.

a)

a. Elemento que se oxida: b. Agente oxidante:

c. Total de electrones transferidos:

b)

a. Elemento que se reduce: b. Agente reductor:

c)

a. Agente oxidante: b. Agente reductor:

d)

a. Agente reductor:

b. Total de electrones transferidos: c. Coeficientes que balancean:

e)

a. Agente reductor:

b. Total de electrones transferidos: c. Coeficientes que balancean:

f)

a. Elemento que se oxida: b. Agente reductor:

g)

a. Agente oxidante:

(51)

51 REACCIONES

ORGANICAS REDOX

EJEMPLO DE UNA REACCION BIOLOGICA

REDOX

11. Indique si se oxida o se reduce el reactivo subrayado, observe su producto.

REACCION

SE OXIDA /

SE REDUCE

GANA O PIERDE HIDROGENOS

U OXIGENOS

a) b)

c)

d) e)

(52)

52

12. Lea La química en la salud “El smog y la salud” de su libro de texto y responda:

a) Escriba las reacciones que muestran la formación de las siguientes sustancias: a. Dióxido de Nitrógeno (NO2):

b. Ozono (O3):

c. Dióxido de azufre (SO2):

d. Ácido sulfúrico (H2SO4):

b) Indique los daños a la salud humana que causa: a. Dióxido de Nitrógeno (NO2):

b. Ozono (O3):

c. Dióxido de azufre (SO2):

c) Indique los daños a la fauna y flora del Ácido sulfúrico (H2SO4) en ríos y lagos:

13. Lea La química en el ambiente “Celdas de combustible: Energía limpia para el futuro” de su libro de texto y responda:

a. Escriba la reacción global de la celda de combustible de Hidrógeno-Oxígeno:

b. De la reacción anterior, qué elemento se: A. oxida: ________ B. reduce: ________ c. ¿Por qué las Celdas de combustible se consideran como “Energía Limpia”?

14. EN UNA HOJA ADICIONAL realice un Mapa conceptual de los temas de esta semana

RESPUESTAS

ELEMENTO QUE SE AGENTE COEFICIENTES

QUE BALANCEAN LA ECUACIÓN

TOTAL DE ELECTRONES TRANSFERIDOS OXIDA REDUCE OXIDANTE REDUCTOR

9. a) Fe C CO2 Fe 2,3 → 1,3 6e-

b) S O H2O2 PbS 1,4→1,4 8e-

c) P N HNO3 P 5,3,2→3,5 15e-

d) S N HNO3 ZnS 3,6,2 → 3,2,3,4 6e-

e) S Mn KMnO4 Na2SO2 4,3→2,4,3 12e-

10. a) a. Al b. HNO3 c. 6e-

b) a. O b. KI c. 2e- c) a. H2SO4 b. Cu c. 2e-

d) a. Sb2O3 b. 4e- c. 1,2,2→1,4

e) a. Au b. 3e- c. 1,1,3→1,2,1 f) a. Bi b. Bi2O3 c. 4e-

g) a. K2Cr2O7 b. 6e- c. 1,6,8→1,3,2,7

11. a)

CH3CH2CHO se oxidó Ganó oxígeno

b) NAD+

se reduce Ganó hidrógenos

c)

se reduce Ganó hidrógenos

d)

FAD se reduce Ganó hidrógenos

e)

se oxidó Perdió hidrógenos

f)

(53)

GUIA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 6

ESTEQUIOMETRIA

Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

1. Coloque el inciso de la columna izquierda que corresponde a la definición de la columna derecha

A. Masa Molar Grupo de átomos, moléculas o unidades fórmula

que contiene 6.02 x 1023_{de estos objetos.}

B. Estequiometria Número de objetos en un mol, igual a 6.02 X1023_.

C. Milimol

parte de la química que se encarga de estudiar la relación entre las cantidades de sustancias consumidas y producidas en las reacciones químicas.

D.

Ley de las Proporciones definidas

La masa en gramos de 1 mol de un elemento numéricamente igual a su masa atómica.

E.

Ley de la

conservación de la materia

La milésima parte de un mol

F. Número de Avogadro

Establece que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción de masa.

G. Mol

la masa total de todos los reactivos