guia-01-2015

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM

UNIDAD DIDÁCTICA DE QUIMICA, PRIMER AÑO

GUIAS DE ESTUDIO 2015 SEMANA 1

ESTRUCTUR ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Elaborada por: Lic. Fernando Antonio Andrade Barrios

Para responder la siguiente guía utilice el capítulo 3 “Atomos y

elementos” del libro de texto Timberlake, Karen C. Química.

I. Átomo

1. Defina el átomo:

2. Describa los enunciados de la Teoría atómica de Dalton

A. _______________________________________________________________

__________________________________________________________________

B. _______________________________________________________________

__________________________________________________________________

C. _______________________________________________________________

__________________________________________________________________

D. _______________________________________________________________

__________________________________________________________________

3. Elabore un diagrama del átomo indicando las partes que componen el átomo y las partículas subatómicas indicando sus nombres.

4. Llene el siguiente cuadro en el cuál se resumen las propiedades de las tres partículas subatómicas y el lugar que ocupan:

Partícula

subatómica Símbolo Carga eléctrica Masa en uma

Localización en el átomo

(0) núcleo

e

5. ¿Que carga presenta la nube electrónica?

6. ¿Que carga presenta el núcleo?

7. ¿A cuantos gramos corresponde 1 uma?

8.¿Por que se desprecia el valor de la masa del electrón en las masas relativas de los átomos?

9. ¿En que región del átomo se encuentra prácticamente toda la masa?

10. Defina los siguientes téminos:

NUMERO ATOMICO

NUMERO MASICO O NUMERO DE

MASA

ISOTOPO

MASA ATOMICA O PESO ATOMICO

Tome en cuenta lo siguiente:

NÚMERO DE MASA = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES

11. Llene el siguiente cuadro, colocando los datos que hacen falta: .

Nombre del Elemento

Simbolo Número

atómico (Z)

Número de protones

Número de electrones

Na Cloro

82

27 Cl

Niquel

79

8 I

Nitrógeno

6 Plata

Al

22 II. Isótopos

Son átomos que tienen el mismo número de protones, pero no tienen el mismo número de neutrones. Los isótopos de un elemento dado tienen las mismas propiedades químicas.

A continuación se muestra como escribir la notación isotópica:

Número de masa



A

X

Ejemplo:

65

Cu

 Símbolo del elemento Número atómico



Z

29

También se puede utilizar el símbolo del elemento seguido de un guión y luego el número de masa. Ejemplo:

Cu-65

12.Complete el siguiente cuadro:

Átomo Número de

Masa

Número atómico (# de protones)

Número de neutrones

Notación Isotópica

Mg 13

H 2

C 12

Mn 55

Ga 67

I 78

III. Iones

Algunos átomos pueden ganar o perder electrones formandose una partícula con carga llamada ION. Cuando ganan electrones adquieren una carga negativa y a la partícula se le llama ANION y cuando pierden electrones adquieren una carga positiva y se le llama CATION.

Algunos iones que se encuentran en los fluidos corporales tienen importantes funciones fisiológicas y metabólicas son:

ION UBICACIÓN FUENTE

Na + Principal catión extracelular Sal

K+ Principal catión intracelular Platano, jugo de naranja, leche, ciruela pasa, papa.

Ca+2 Catión extracelular, 90% se encuentra en los huesos

Leche, yogurt, queso, verdura y espinaca Mg+2 Catión extracelular,70% forma

parte de la estructura ósea

Nueces, granos enteros

Cl- Principal anión extracelular Sal

13. Complete el siguiente cuadro:

Ion Catión /Anión Nombre Electrones ganados o perdidos

K+ Catión Ión Potasio 1 electrón perdido

O-2 Al+3 Mg+2 Na+ I- F- Br- O-2 S-2

Anión Nombre CrO4-2

Cr2O7-2

NO3-

SO3-2

SO4-2

PO4-3

CO3-

IV. Arreglo electrónico en los átomos e iones

Los electrones de un átomo están ubicados en niveles de energía fuera del núcleo. Por lo tanto no se encuentran al azar en el espacio cercano al núcleo, sino que se encuentran en patrones definidos.

a. Diagramas de Bohr para átomos e iones:

Bohr representó los electrones de un átomo con movimiento alrededor del núcleo siguiendo trayectorias (órbitas), semejante al de los planetas en sus órbitas alrededor del sol. En estos diagramas se coloca el número de protones que posee un átomo en un círculo (simulando el núcleo) y en líneas curveadas concéntricas, que representan cada nivel de energía que posee el átomo, se colocan los electrones de cada nivel. Se dan algunos ejemplos a continuación:

16. Construya diagramas de Bohr para los iones y elementos que se indican y coloque a cada uno sus electrones de valencia y el diagrama de Bohr

Elemento e- de valencia Diagrama de Bohr

K

K+

Mg

Mg+2

O

O-2

I

I

-b. Estructuras Electrónicas ó Configuraciones Electrónicas

Es la representación simbólica de los electrones de un átomo, distribuyéndose en niveles, subniveles y orbitales de energía.

A los niveles de energía se les asigna valores llamados números cuánticos principales (n), que son números enteros positivos (n=1, n=2…).

2n

17. Calcule el número máximo de electrones en los niveles de energía utilizando la fórmula

Nivel de energía # máximo de electrones

1 2

2 3 4 5

Cada nivel de energía consiste en uno o más subniveles, los cuáles se identifican así:

s, p, d y f

El número de subniveles dentro de un nivel de energía es igual al número cuántico principal, o sea que para el primer nivel de energía (n=1), solo habrá un subnivel que es 1s.

18. Complete el siguiente cuadro, siguiendo el ejemplo:

Nivel de energía Subniveles de energía

1 1s

2

3

4

5

19. Indique cuál es el número máximo de electrones por subnivel: subnivel electrones

s p d f

Nivel de energía

1s

_

ORDEN DE LLENADO DE LOS NIVELES DE ENERGIA

El orden de llenado es por orden de energía creciente, se llenan primero los niveles y subniveles de más baja energía. Utilizaremos la “Regla de la diagonal” que es una de las posibles formas de hacerlo.

“REGLA DE LA DIAGONAL”



1s _{ }

2s 2p  

3s 3p 3d _{ }

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d _

6s 6p 6d

7s

El llenado queda en el siguiente órden:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f...

b.1 Configuración Electrónica Semidesarrollada

Miremos un ejemplo: Escribir la configuración electrónica del AZUFRE.

El azufre tiene 16 electrones que se deben distribuir (su número atómico es 16).

(16)

S: 1s

2s

2p

3s

3p

b.2.Configuración Electrónica Abreviada: Se coloca en corchetes el símbolo del gas noble del período anterior al elemento del que se va a sacar la configuración electrónica y luego se colocan los electrones que faltan.

Ejemplo:

Ne 3s2 3p4

20. Elabore las configuraciones electrónicas utilizando la “Regla de la Diagonal”.

No. ATOMO

ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA ABREVIADA

1 Na

2 K

3 K+

4 Cl

5 Cl

-6 Ca

7 Ca+2

8 Br

9 Br

-V. Tabla Periódica

21. Defina qué es una Tabla periódica (vea el glosario cap. 3 de su libro de texto):

22.¿Cómo ordenan los elementos en la tabla periódica?

23. La fila horizontal en la tabla periódica se llama:______________ y ¿cuántos tiene la tabla?_____________

24.La fila vertical en la tabla periódica

denomina:___________________________ y ¿cuántas se encuentran en la tabla?_____________

25. ¿Cuáles son los elementos de transición?

26. ¿Cuáles son los elementos de transición interna?

28. ¿Qué elementos pertenecen a la serie de los Actínidos?

29. Escriba los nombres que reciben los siguientes grupos de la tabla periódica:

IA _____________________________ IIA___________________________

VIIA___________________________ VIII.A____________________________

30. a. Coloree la siguiente tabla periódica como se le indica:

Grupo Color

Metales Celeste

Metaloides Rosado

No Metales Verde

b. Coloque los símbolos de los elementos diatómicos y enciérrelos en un círculo.

C. Escriba el símbolo de los metaloides en el lugar correspondiente en la tabla periódica.

D. Escriba el símbolo de los NO metales en el lugar correspondiente en la tabla periódica.

31. Complete la siguiente tabla:

Nombre del

elemento Símbolo No. Período Grupo

3 VIA

P Plata

Au

5 VIIA

32. Complete el siguiente cuadro con los datos que faltan.

Elemento Grupo No. Período

No. de niveles de energía

# de e -de valencia

Metal/No metal/ no metal/ / Metaloimetaloide

Mg Al Si P Br

33. ¿Qué es Electronegatividad?

34. ¿Cuál es el símbolo del átomo que posee mayor electronegatividad?

35.¿Cuál es el elemento menos electronegativo?

36. Ordene los siguientes átomos de mayor a menor electronegatividad: Br, K, Na, F, Ca

1 2 3 4 5

DOCUMENTO DE APOYO

CONOCIMIENTOS BASICOS SOBRE NOMENCLATURA

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 su libro de texto: Capítulo 3, “Átomos y elementos” del libro de texto Timberlake, Karen C. Química. Una Introducción a la Química General, Orgánica y Biológica. Décima edición. España: Pearson Educación, S.A. 2011

Antes de entrar al tema, se darán algunos conceptos básicos útiles para la comprensión de éste documento.

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

Son formas simbólicas que representan la combinación de los diferentes elementos en un compuesto. Se utilizan los símbolos de los elementos que lo forman y subíndices al pie del símbolo, que indican cuantos átomos hay de un mismo elemento en el compuesto. Por ejemplo: C6H12O6 = glucosa, H2SO4: ácido sulfúrico

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.

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.

* 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. Por ejemplo:

Fe: Hierro Ag: plata H2: Hidrógeno O2: Oxígeno I2: Yodo

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 los Elementos con el Oxigeno

 ÓXIDOS, si se une un metal con oxigeno.

Por ejemplo: _{SISTEMA CLÁSICO} SISTEMA

ESTEQUIOMÉTRICO SISTEMA STOCK

Hg2O Oxido mercuroso Monóxido de dimercurio Oxido de mercurio (I)

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

Na2O Oxido de sodio --- ---

K2O

Oxido de

potasio --- ---

CaO Oxido de calcio --- ---

 ANHÍDRIDOS, si se une un No metal con oxigeno. Si se usa el sistema clásico de nomenclatura, en otros sistemas de nomenclatura se les llama óxidos.

Por ejemplo: _{SISTEMA CLÁSICO} SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

CO2

Anhídrido carbónico

Dióxido de carbono

Oxido de carbono (IV) SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de azufre

Oxido de azufre (VI)

 PERÓXIDOS En el agua ordinaria, H2O, el numero de oxidación del

oxigeno es -2. En el agua oxigenada ó peróxido de hidrógeno, H2O2, el

número de oxidación del oxigeno 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.

Por ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

H2O2

Peróxido de hidrógeno

Na2O2 Peróxido de sodio

BaO2 Peróxido de bario

b. Compuestos binarios con Hidrogeno y un no metal:

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”.

Por ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

HCl Acido

clorhídrico

HBr Acido

bromhídrico

H2S

Acido sulfhídrico

Algunos hidruros de los no metales reciben nombres especiales Por ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

NH3 Amoníaco

PH3 Fosfina

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

c. Compuestos Binarios sin Oxigeno 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.

Por ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro

(III)

AuCl3 Cloruro de oro ó

cloruro aúrico*

Tricloruro de oro Cloruro de oro (III)

AlCl3

Cloruro de aluminio

Tricloruro de

aluminio ---

NaCl Cloruro de sodio --- ---

ZnCl2 Cloruro de zinc --- ---

BaCl2 Cloruro de Bario --- ---

KI Yoduro de

potasio --- ---

BaS Sulfuro de Bario --- ---

* _{Cloruro áurico (La nomenclatura común usa áurico, debido a que oro en latín es “aurum”}

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 nómbrarlos se pone la palabra hidróxido y a continuación, el nombre del metal.

Por 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 --- ---

KOH Hidróxido de

potasio --- ---

NH4OH Hidróxido de

amonio --- ---

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio --- ---

Al(OH)3

Hidróxido de

aluminio --- ---

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.

HNO3 Acido nítrico

H2SO4 Acido sulfúrico

H2CO3

Acido carbónico

H3BO3 Ácido bórico

HClO4

Acido perclórico

c) OXISALES:

Poseen la fórmula general: MYO (M: metal, Y: no metal, O: oxígeno). Se forman cuando los Hidrógenos de los oxácidos se sustituyen por metales. Para darles nombres se sustituye la terminación “ico” por “ato” al nombre del ácido que las originó ó bien, se sustituye la terminación “oso” por “ito” y a continuación se da el nombre del metal. Las de uso más común en las practicas de laboratorio terminan en “ato”.

Por 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 --- Sulfato de cobre (II)

KNO3 Nitrato de potasio --- ---

AgNO3 Nitrato de plata --- ---

Na2SO4 Sulfato de sodio --- ---

Na2SO2 Sulfito de sodio --- ---

Na2CO3 Carbonato de sodio --- ---

KClO3 Clorato de potasio --- ---

KMnO4

Permanganato de

potasio --- ---

K2CrO4 Cromato de potasio --- ---

K2Cr2O7 Dicromato de potasio --- ---

*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 (CASO: OXISALES ÁCIDAS)

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

Por 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

VI. Bibliografía

1. Manual de Guías de Estudio 2014. Química. Facultad de Ciencias Médicas.

USAC.

2. Timberlake-Timberlake. Química, 2a. Ed. México, Pearson, Prentice Hall. 2008.

3. Holum, John R. Fundamentos de Química Genral, Orgánica y