GESTIÓN ACADÉMICA PLAN DE ASIGNATURA GUÍA DIDÁCTICA

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1 PÁGINA: 1 de 10 Nombres y Apellidos del Estudiante: Docente: Área: Ciencias Naturales Grado:10 Periodo: 2 Guía: 3 Duración: 12 horas Asignatura: Química ESTÁNDAR: Registro mis resultados en forma organizada y sin alteración alguna. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Aplica los sistemas de nomenclatura a compuestos inorgánicos. EJE(S) TEMÁTICO(S): Nomenclatura química. AQUEL QUE NO HA FRACASADO ES PORQUE NUNCA HA INTENTADO ALGO NUEVO. ORIENTACIONES Lea con interés, los conceptos plasmados en la guía, elabore un glosario de conceptos, desarrolle cada actividad por tema y periodo de clase estimado. En esta guía se desarrollaran 3 actividades. Sigan las instrucciones planteadas en cada actividad, en la cual aplicara las competencias básicas, todas las actividades deberán desarrollarse en el cuaderno, cada actividad durará un tiempo aproximado de dos horas de clase. Además de la asesoría del profesor tenga en cuenta los ejercicios modelos planteados en cada tema. Los grupos de trabajo de clase serán solo de dos estudiantes. Tema desarrollado será tema evaluado. Recuerde que el proceso cognitivo equivale al 50%, el procedimental 30% y actitudinal 20%. EXPLORACIÓN

2 PÁGINA: 2 de 10 CONCEPTUALIZACIÓN NOMENCLATURA QUÍMICA El desarrollo de la química como ciencia hizo necesario dar a cada sustancia conocida un nombre que pudiera representarse de forma abreviada, pero que al mismo tiempo incluyera una información acerca de la composición molecular de las sustancias y de su naturaleza elemental. Los símbolos químicos Los alquimistas habían empleado ya símbolos para representar los elementos y compuesto hasta entonces conocidos. Muchos de estos símbolos o fórmulas representaban cuerpos celestes, pues, los primeros químicos pensaban que las sustancias materiales estaban íntimamente relacionadas con el cosmos. Dalton fue el primero en utilizar un sistema de signos, desprovisto de misticismo, para los diferentes y elementos y con base en estos, para algunos compuestos. Los símbolos modernos para representar los elementos químicos se deben a Berzelius, quien propuso utilizar, en vez de signos arbitrarios, la primera letra del latino del elemento. Cuando varios elementos tuvieran la misma inicial, se representaban añadiendo la segunda letra del nombre. Así, por ejemplo, el carbono, el cobre y el calcio se representan C, Cu y Ca, respectivamente. Las formulas químicas se clasifican en: fórmula empírica, fórmula estructural, fórmula electrónica y formula molecular. Fórmula empírica. Llamada también fórmula mínima o condensada, indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presente en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos. Esta fórmula se puede determinar a partir del porcentaje en peso correspondiente a cada elemento. Por ejemplo, CO 2 corresponde a la fórmula empírica o mínima de la glucosa, pero su formula molecular es: C 6 H 12 O 6. Fórmula estructural. Indica la proporción de átomos y la posición o estructura de la molécula. Por ejemplo, la fórmula para la molécula de agua es: H -- O H Fórmula electrónica. (Lewis) indica los electrones de cada átomo y la unión o enlace que se presenta. Por ejemplo, la fórmula electrónica del cloruro de sodio es Fórmula molecular. Muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. Es múltiplo de la fórmula empírica por lo tanto, se puede determinar conociendo el peso molecular de del compuesto y el peso de la fórmula mínima. Por ejemplo, si el peso molecular de la glucosa C 6 H 12 O 6 es 180 g y el peso de la fórmula mínima CH 2 O es de 30 g, entonces, Peso de la fórmula molecular 180 g n= = = 6 peso de la fórmula mínima 30 g Como la fórmula mínima es CH 2 O, al multiplicarla por 6 da como resultado C 6 H 12 O 6 que es la fórmula molecular.

3 PÁGINA: 3 de 10 Valencia y número de oxidación Valencia También conocida como numero de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. Existen dos tipos de valencia: Valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico. Así, por ejemplo cada átomo de calcio pierde dos electrones al formar enlaces iónicos y por eso la valencia iónica del calcio es dos. Así mismo, cada átomo de oxígeno gana dos electrones al combinarse iónicamente con otro átomo, por la tanto, su valencia iónica es dos. Valencia covalente: es el número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente. Por ejemplo, cada átomo de carbono comparte cuatro electrones al formar enlaces covalentes con otros átomos, por eso su valencia covalente es cuatro. Algunos elementos poseen más de un número de valencia, lo cual quiere decir que pueden formar más de un compuesto. Número de oxidación Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ion. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones. Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos pueden tenerlos positivos o negativos. Similar a lo que ocurre con la valencia, un mismo átomo puede tener uno o más números de oxidación para formar compuestos. Normas para calcular el número de oxidación en compuestos En la formulación de algún compuesto conviene tener en cuenta las siguientes normas: El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es cero, no importa cuán complicada sea su molécula. Un compuesto siempre está formado por unos elementos que actúan con número de oxidación positivo y otros con número de oxidación negativo. Al escribir la fórmula del compuesto se coloca primero el o los elementos que actúen con número de oxidación negativo. En todo compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos, debe ser igual acero. Por ejemplo, en la fórmula del oxido de aluminio Al 2 O 3, el aluminio tiene numero de oxidación 3+y el oxigeno 2-, de manera que: 2(3+) + 3(2-) = 0 Cuando todos los subíndices de una formula son múltiplos de un mismo número, se pueden dividir entre este número, obteniendo así la formula simplificada del compuesto. Por ejemplo, H 2 N 2 O 6 se debe escribir HNO 3. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO 2-3, llamamos X al número de oxidación del carbono. Como el oxigeno actúa con un numero de oxidación 2-, se debe cumplir que (X-) + 3(2- ) = 2-, donde X debe ser igual a 4; así, el carbono actúa con 4 +. Función química y número funcional Se llama función química a un conjunto e compuestos o sustancias con características y comportamientos comunes. Las funciones químicas se describen a través de la identificación de los grupos funcionales que las identifican. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales. Nomenclatura tradicional La nomenclatura tradicional se da teniendo en cuenta el siguiente esquema: prefijo Hipo Per Elemento sufijo Oso Oso Ico Ico

4 PÁGINA: 4 de 10 Funciones y grupos funcionales Los compuestos inorgánicos están clasificados de acuerdo a su función química y así mismo son nombrados y reconocidos: Función oxido: los óxidos son compuestos inorgánicos que se forman al combinar cualquier elemento de la tabla periódica con oxígeno; los óxidos se clasifican según el elemento que se combine con oxígeno: Óxido ácido: resulta de la unión de un no metálico con oxígeno, además, esos óxidos al reaccionar con agua forman los ácidos (razón por lo cual reciben ese nombre). CL 2 + O 2 Cl 2 O 3 Mono = 1 hepta = 7 Di = 2 octa = 8 Tri = 3 nona = 9 Tetra = 4 deca = 10 Penta = 5 Hexa = 6 Ejemplos: CO monóxido de carbono CO 2 dióxido de carbono SO 2 dióxido de azufre SO 3 trióxido de azufre N 2 O monóxido de nitrógeno NO monóxido de nitrógeno N 2 O 3 trióxido de dinitrógeno NO 2 dióxido de nitrógeno N 2 O 4 tetróxido de dinitrógeno Br 2 O monóxido de dibromo Óxido básico: se obtiene al hacer reaccionar un elemento metálico con oxígeno; cuando se unen con agua forman los hidróxidos o bases. K + O 2 Ejemplo : Hg 2 O óxido de mercurio (I) HgO óxido de mercurio (II) FeO óxido de hierro (II) Fe 2 O 3 óxido de hierro (III) PbO óxido de plomo (II) PbO 2 óxido de plomo (IV) K 2 O Tradicional: cuando un elemento pose un único estado de oxidación se nombra el óxido con el nombre, elemento o la terminación ico. K 2 O (K ) óxido de potasio o potásico Si se forma un óxido con un elemento que tenga dos únicos estados de oxidación, se nombre óxido con del elemento con las terminaciones OSO para el compuesto que tenga el elemento o estado de oxidación más bajo y la terminación ICO para el compuesto con estado de oxidación mayor. Fe +2 + O 2 FeO Fe +2 + O 2 Fe 2 O 3 Oxido ferroso oxido férrico Si el elemento que forma el óxido tiene más de dos estados de oxidación, los óxidos se nombran teniendo en cuenta la tabla número 2. Así, si el cloro forma óxidos se nombrarían de la siguiente forma: Cl 2 (+1) + O 2 Cl 2 O óxido hipocloroso Cl 2 (+5) + O 2 Cl 2 O 5 óxido clórico

5 PÁGINA: 5 de 10 Cl 2 (+3) + O 2 Cl 2 O 3 óxido hipocloroso Cl 2 (+7) + O 2 Cl 2 O 7 óxido clórico Stock Consiste en mencionar el óxido del elemento indicando entre paréntesis el estado de oxidación en números romanos. Cl 2 O 3 óxido de cloro (III) FeO óxido de hierro (II) Sistemática En este tipo de nomenclatura se tienen presentes los prefijos de acuerdo al número de átomos presentes en la molécula; sólo se usa para los óxidos ácidos. SO trióxido de azufre CO monóxido de carbono Función hidróxido o base Se forma al hacer reaccionar un óxido básico con agua. Está compuesto por un ion metálico (ion, sodio potasio y aluminio) y el grupo funcional OH- característico de este tipo de compuestos. Na 2 O + H 2 O NaOH Se utiliza para su nomenclatura el mismo sistema de los óxidos, reemplazando la NaOH hidróxido de sodio o sódico. Ca (OH) hidróxido de calcio o cálcico Fe (OH) hidróxido ferroso Fe (OH) hidróxido férrico Ejemplo KOH hidróxido de potasio Ba(OH) 2 hidróxido de bario Al(OH) 3 hidróxido de aluminio CuOH hidróxido de cobre (I) Cu(OH) 2 hidróxido de cobre (II) AuOH hidróxido de oro (I) Au(OH) 3 hidróxido de oro (III) ó hidróxido áurico Función ácido Los ácidos se caracterizan por poseer un ion W (ion de hidrógeno). Hidrácidos: estos ácidos resultan de la unión de un no metal con el hidrógeno directamente. Los elementos que son capaces de formar este tipo de compuestos pertenecen a los VIA y VIIA en donde trabajan con la menor valencia negativa. Se nombran con la palabra ácido, seguida del elemento con la terminación hídrico. Ejemplos: HF ácido fluorhídrico HCL ácido clorhídrico HBr ácido bromhídrico HI ácido yodhídrico H 2 S ácido sulfhídrico H 2 Se ácido selenhídrico H 2 Te ácido telurhídrico Oxácidos: resultan de la combinación un óxido ácido don agua, caracterizándose por contener en su molécula hidrógeno, un no metal y oxígeno. En estos ácidos el elemento no metálico trabaja con sus estados de oxidación positivos. Para nombrar estos compuestos, se utiliza el mismo sistema que para los óxidos, reemplazando la palabra óxido por ácido. Ejemplo: H 3 BO 3 ácido bórico H 2 CO 3 ácido cormónico H 4 SiO 4 ácido silícico HNO 2 ácido nitroso

6 PÁGINA: 6 de 10 HNO 3 ácido nítrico H 3 PO 3 ácido fosforoso H 3 PO 4 ácido fosfórico H 3 AsO 3 ácido arsenioso H 3 AsO 4 ácido arsénico H 2 SO 3 ácido sulfuroso H 2 SO 4 ácido sulfúrico HClO ácido hipocloroso HClO 2 ácido clórico HClO 4 ácido perclórico HMnO 4 ácido permangánico SO 3 + H 2 O H 2 SO ácido sulfurico NO + H 2 O HNO ácido nitroso Función sal Las sales se producen por la reacción entre un ácido y una base (reacción de neutralización) Liberando agua. Existen dos tipos de sales de acuerdo con el ácido que intervengan. Sales haloideas: se forman por la neutralización entre un ácido hidrácido y un hidróxido llevan el nombre del no metal terminado en uro y seguido por el elemento metálico. Si el metal con el que está combinado el elemento no metálico tiene más de un estado de oxidación se nombra de la misma forma, pero el metal terminará en oso o ico según lo amerite. KOH + HCl KCl + H 2 O --- cloruro de potasio Oxisales: se forman en la reacción de un hidróxido con ácido oxácido. Para dar el nombre a estos compuestos, primero se nombra la parte del no metal y luego la del metal. Estos compuestos se consideran derivados de los ácidos y así mismo se nombran: si la parte ácida termina e oso, el ion de la sal termina en ito, y si la parte ácida termina en ico, el ion no metálico de la sal terminara en ato. Función hidruro Son compuestos de metal e hidrógeno que se caracterizan por contar con un hidrógeno que forman compuestos con estados de oxidación -1. Se nombran con la palabra hidruro con el metal. Para diferenciarlos de los ácidos en la formula, primero se escribe el metal y luego el hidrógeno. NaH hidruro de sodio CaH hidruro de calcio Función peróxido Son compuestos que poseen el enlace oxígeno (oxígeno con el cual este elemento trabaja con estado de oxidación -1) se forma únicamente con los elementos de los grupos I y IIa. Se nombran con la palabra peróxido y el nombre del elemento. Na 2 O peróxido de sodio, H 2 O peróxido de hidrogeno ACTIVIDADES DE APROPIACIÓN ACTIVIDAD 1 1. En la siguiente tabla aparecen algunnos aniones y cationes importantes. Con base en la información anterior escribe en los espacios en blanco la fórmula o el nombre de la sal, según el caso: Ejemplo 1: sulfuro de aluminio: Al 3+ S 2-, por tanto, resulta Al 2 S 3. Ejemplo 2: Na 3 PO 4, fosfato de sodio. Cationes Cu 1+ (cuproso) Cu 2+ (cúprico) Na 1+ (sodio) K 1+ (potasio) Mg 2+ (magnesio) Fe 2+ (ferroso) Fe 3+ (férico) Al 3+ (aluminio) Aniones Cl 1- (cloruro) NO (nitrito) NO (nitrato) S 2- (sulfuro) SO (sulfito) SO (sulfato) PO (fosfito) PO (fofato)

7 PÁGINA: 7 de 10 Fosfito cúprico: Sulfuro de magnesio: K 2 CO 3 : CuNO 2 : Sulfito de aluminio: Toduro cúprico: Fosfito de sodio: Fe 2 (CO 3 ) 3 : Fe 2 (CO 4 ) 3 : ACTIVIDAD 2 1. A partir de cada uno de los siguientes elementos Cu 1+, Cu 2+, S 4+, S 6+, Cl 7+, C 4+, y teniendo en cuenta el número de oxidación asignado en cada caso escribe: a) Las ecuaciones de formación de los respectivos óxidos. Indica si son ácidos o básicos. b) A cada óxido agrega agua para formar el ácido o base correspondiente. c) En cada caso escriba los nombres de los compuestos. 2. Establece algunas semejanza y diferencia entre: a) Valencia y número de oxidación b) Hidrácido y oxácido c) Ecuación química y reacción química. d) Hidruro y peróxido. e) Subíndice y coeficiente. f) Función química y grupo funcional. g) Nomenclatura estock y funcional. h) Anión, catión y radical. 3. Maraca con una X la letra que corresponda a la respueesta correcta. La sales provienen de la racción de: a) Óxido y ácido. b) Base y ácido. c) Hidruro y ácido. d) Hidróxido y peróxido. El percolato de sodio proviene del ácido: a) Percloroso. b) Hipocloroso. c) Perclórico. d) Clórico. Una de las siguientes sustancias es un hidrácido: a) Ácido fosfarico. b) Ácidio hipoyodoso c) Ácido carbónico. d) Ácido sulfhídrico. Los estados de oxidación de los elementos del compuesto K 2 Cr 2 O 7 son respectivamente: a) 1+, 6+, 2- b) 2-, 6-, 1+ c) 1-, 6-, 2+ d) 1+, 6+, 2+ La fórmula del anión bicarbonato es: a) CO b) HCO c) HCO d) HCO 1-4. Escribe al frente de cada sal: neutra, ácida o básica, según corresponda. NaHCO 3 : K 2 SO 4 : Sulfuro ácido de sodio:

8 PÁGINA: 8 de 10 CaNaPO 3 : Sulfato ácido de potasio: Analiza y resuelve. 1. Indica si los siguientes nombres son correctos de acuerdo con la nomenclatura sugerida por la IUPAC. En caso de que no lo sean, escríbelo como corresponde: a) Sulafato (VI) de litio (I) b) Fosfito de clacio c) Ácido yodhídrico d) Ácido de cloro (VII) 2. Escribe la fórmula de diez sales; para ello elige los aniones y los cationes de la siguiente lista. Luego nombra las sales formadas de acuerdo con la nomenclatura tradicional y la propuesta por la IUPAC: Cationes: Na + Ca 2+ K 1+ Cu 2+ CO 3+ Aniones: Cl 1- N - 3 SO 4 2- ClO - S 2- CO Diseña un experimento que permita comprobar las propiedades ácidas o básicas de sustancias de uso deméstico como: jabón, champú, liquido limpia vidrios, frutas citricas, blanqueador, etc. 4. Consulta los componentes de los abonos utilizados en la agricultura. para que tipo de cultivos se aplican? 5. El óxido de carbo (IV), o dióxido de carbono, es el óxido que se encuentra en mayor proporción en la atmósfera. Además, como resultados de las actividades humanas hay pequeñas cantidades de óxido de carbono (II), oxido de nitrogeno (II), óxido de nitrogeno (IV), óxido de azufre (IV) y óxido de azufre (VI). Escribe las fórmulas de todos los compuestos y las estructuras de lewis para los óxidos de azufre. ACTIVIDAD 3 1. De acuerdo con su posición en la tabla periódica (consúltela), encierre en círculo el átomo de mayor tamaño en cada uno de los siguientes conjuntos: a) Ge, Te, Se, Sn b) C, F, Br,Ga c) Na, Si, K, Br d) Mg, P, Sr, Sb 2. Utilice la tabla periódica para determinar cuál átomo tiene la mayor energía de ionización en cada uno de los siguientes conjuntos. Enciérrelo en un círculo. a) Ca, Cu,P, Cl b) Cs, O, Fe, Se c) Ag, Ba, S, F d) Al, Br, Au, K 3. Dé los nombres de los siguientes óxidos. Utilice ambos sistemas, el stock y el oso-ico, cuando haya lugar. CO 2 Fe 2 O 3 SiO 2 HgO Na 2 O NO 2 CuO SO 3 Al 2 O 3 ClO 2 PbO Br 2 O 4. Escriba las fórmulas de: a) Dióxido de azufre. b) Óxido de magnesio. c) Heptóxido de dicloro. d) Óxido de cobre (I). e) Óxido de cobre. f) Óxido ferroso. g) Óxido de zinc. h) Óxido nítrico. i) Óxido de plomo (IV) j) Óxido de plata. k) Óxido mercurioso.

9 PÁGINA: 9 de Dé los nombres de los siguientes hidróxidos. Utilice ámbos sistemas, el stock y el oso-ico, cuando haya lugar. AuOH NH 4 OH Ba(OH) 2 Al(OH) 3 Cu(OH) 2 Fe(OH) 3 NaOH HgOH Ca(OH) 2 Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 KOH 6. Escriba las fórmulas de: a) Hidróxido de magnesio b) Hidróxido ferroso c) Hidróxido mercúrico d) Hidróxido de litio e) Hidróxido de cromo (III) f) Hidróxido de cobre (I) 7. Dé los nombres de los siguientes ácidos. En el caso de los hidrácidos, indique el nombre como compuesto puro y como ácido. H 3 PO 4 HNO 3 HCl HClO HIO 3 HMnO 4 H 2 S H 2 CO 3 HI HBrO 3 HF H 2 SO 4 8. Escriba las fórmulas de: a) Ácido acético b) Ácido brohídrico c) Ácido arsenioso d) Ácido yodhídrico e) Ácidio nitroso f) Ácido fosforoso g) Ácido hipocloroso h) Ácido crómico i) Ácido mangánico j) Ácido sulfíúrico 9. Dé los nombres de las siguientes sales. Utilice ámbos sistemas, el stock y el oso-ico, cuando haya lugar. FeCl 3 ZnSO 4 KMnO 4 NaHCO 3 AgNO 3 NaBr Cr 2 S 3 SnCl 2 KCN Na 3 AsO 4 Al(NO 3 ) 3 PbI 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 Ba(ClO 3 ) 2 K 2 HPO Escriba las fórmulas de: a) Clorato de potasio b) Carbonato de calcio c) Sulfiro cuproso d) Hidrógenofosfito de magnesio e) Yoduro de plata f) Sulfato de bario g) Cromato de hierro (II) h) Arseniato de hierro i) Acetato de plomo (II) j) Bromuro de zinc k) Fosfato de aluminio l) Silicato de sodio 11. é los nombres de las siguientes sales. Utilice ámbos sistemas, el stock y el oso-ico, cuando haya lugar. HgSO 4 SiO 2 NaNO 3 CaF 2 HNO 2 BaSO 3 N 2 O Ag 2 CrO 4 Zn(OH) 2 Cu 2 S H 2 MnO 4 LiOH CO 2 KHCO 3 H 2 SO 3 HI CCl 4 MgO HgCl Al 2 S 3 CaSO 4 I 2 O 7 SOCIALIZACIÓN La socialización se realizara con la asesoría del profesor en forma grupal, resolviendo las inquietudes de los estudiantes. En mesa redonda y experiencia virtual serán ampliados los tema correspondientes nomenclatura Química, los cuales también serán evaluados en forma escrita. Se recogerá el cuaderno al finalizar cada actividad. Tema desarrollado será tema evaluado.

10 PÁGINA: 10 de 10 COMPROMISO 1. Anote en cada casilla de la tabla siguiente la fórmula del compuesto que se forma por la unión de los iones correspondientes. Se idica el primer compuesto a manera de ejemplo. K + Fe 3+ Ca 2+ NH 4 + Ag + Fe 2+ Cu + Ba 2+ Zn2 + Al 3+ Br - S 2- SO 4 2- PO 3 3- ClO 3 - CR 2 O 7 2- NO 3-2. Consulte en lugar apropiado de esta texto los valores requeridos, y con ellos trace los gráficos solicitados, para los primeros 20 elementos de la tabla periódica: a) Potencial o energía de ionización vs Z ( número atómico). b) Electronegatividad vs Z. c) Número de oxidación mas común vs Z. Haga un analisis de las variaciones obtenida ELABORÓ REVISÓ APROBÓ NOMBRES Adriana Gutiérrez CARGO Docentes de Área Jefe de Área Coordinador Académico DD MM AAAA