APLICA LO APRENDIDO. 1. Relaciona la columna de la izquierda con la derecha:

Transcripción

1 APLICA LO APRENDIDO 1. Relaciona la columna de la izquierda con la derecha: a) Agrupo los elementos en triadas ( ) Lavoisier b) Clasificó los elementos en metales ( ) Dumas y no metales. c) Enunció la ley de las octavas. ( ) Meyer d) Clasificó los elementos según el Z ( ) Newlands. e) Trató de ordenar los elementos ( ) Döbereiner. en familias. 2. Relaciona cada clave con la definición dada: Columna A Columna B 1. Enlace químico ( ) Condición que obliga a los átomos de los elementos a alcanzar su estabilidad. 2. Energía de enlace ( ) Nombre con el que se designa a la energía que se desprende durante el proceso de formación de un enlace. 3. Regla del octeto ( ) Manera de representar los electrones que posee un átomo en su último nivel de energía. 4. Electrones de valencia ( ) Fuerza que mantiene unidos en forma estable, a los átomos, los iones, o las moléculas que forman las sustancias químicas. 5. Estructura de Lewis ( ) Nombre con el que se designa a los electrones del último nivel de energía de un átomo. 6. Fórmula empírica ( ) Representación simbólica de los compuestos químicos que indica la clase de elementos que los conforman. 7. Reducción ( ) Nombre que se le asigna a la fórmula más sencilla del compuesto. Indica la clase de átomos que lo forman y la proporción en que estos se unen. 8. Fórmula molecular ( ) Fórmula del compuesto que expresa la clase y el número de átomos que lo conforman. 9. Valencia ( ) Fórmula que permite apreciar el tipo de enlace que se realiza entre un par de átomos o elementos. 10. Fórmula estructural ( ) Sustancia que resultan de la unión de dos o más elementos diferentes. 11. Molécula ( ) Número que indica la cantidad de electrones que un átomo gana, pierde o comparte cuando hace parte de una molécula. 12. Oxidación ( ) Proceso por el cual un átomo pierde o cede electrones. 13. Fórmula química ( ) Proceso por el cual un átomo gana electrones.

2 Enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). 3. Represente los enlaces iónicos entre los siguientes elementos, indicando transferencias y sus números de oxidación: a. Ca y O b. Li y Br c. K y O d. Al y Cl

3 4. Para los siguientes compuestos, consulta la tabla de electronegatividades y determine en cuáles de ellos se presenta enlace iónico: a. MgCl 2 b. SO 3 c. Al 2 S 3 d. CO 2 Enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales.... En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Los enlaces covalentes se clasifican:

4 ESTRUCTURA DE LEWIS O FORMULA ELECTRONICA La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

5 5. Representa mediante la fórmula de Lewis los enlaces de los siguientes compuestos: BF 3 Cl 2 H 2 SO 4 HCN HNO 3 6. Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar un enlace covalente: a. Hidrogeno y Cloro b. Carbono y Cloro c. Cloro y Magnesio d. Nitrógeno e Hidrogeno ESTADO DE OXIDACIÓN Las fórmulas químicas se escriben y su nombre se establece, fundamentalmente con base en los estados de oxidación, por lo tanto es muy importante que este concepto se maneje muy bien, ya que también será empleado en el balanceo de ecuaciones por oxido reducción. El estado de oxidación se basa en tres aspectos: Los electrones del último nivel La electronegatividad relativa de los átomos en el compuesto. Los compuestos son eléctricamente neutros. Nota: La valencia no tiene signo, el estado de oxidación sí. Los estados 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. 2. NORMAS PARA CALCULAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN DE EN COMPUESTOS En la formulación de un compuesto conviene tener en cuenta las siguientes normas: a- El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es cero. Ejemplo: H 0, O 0, N 0, C 0, Cu 0, Fe 0, etc. Igualmente sucede para las moléculas mononucleares (formadas por una sola clase de átomos) Ejemplo: H 0 2, N 0 2, O 0 2, P 0 4, S 0 8 etc. b- Un compuesto heteronuclear siempre está formado por unos elementos que actúan con número de oxidación positivo (+) y otros con estado de oxidación negativo (-). c- Al escribir la fórmula del compuesto se coloca primero el o los elementos que actúan con estado de oxidación positivo y por último los que actúan con estado de oxidación negativo.

6 d- En todo compuesto, la suma algebraica de los estados de oxidación de sus elementos multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos, debe ser igual a cero. Por ejemplo, en la fórmula del óxido de aluminio: Al 2 O 3, el aluminio tiene número de oxidación +3 y el oxígeno -2, de manera que 2(+3) + 3(-2) = 0. e- Cuando todos los subíndices de una fórmula son múltiplos de un mismo número, estos se pueden dividir por el número común, obteniéndose así la fórmula simplificada del compuesto. Por ejemplo, H 2 N se debe escribir HNO 3. f- La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ión debe ser igual a la carga del ión. Por ejemplo: en el ión carbonato, (CO 3 ) -2, Llamamos X al estado de oxidación del carbono, como el oxígeno actúa con número de oxidación -2, se debe cumplir que (X+) + 3(-2) = -2, donde X es igual a 4; así, el carbono actúa con estado de oxidación 4+. g- Todos los elementos del grupo IA su número de oxidación es +1. h- Todos los elementos del grupo IIA su número de oxidación es +2. i- Todos los elementos del grupo IIIA su número de oxidación es +3. j-los elementos del grupo VA trabajan con +1,+3,+5. k- Los elementos del grupo VIA trabajan con +2,+4,+6. l- Los elementos del grupo VIIA trabajan con +1,+3,+5,+7. m- El número de oxidación de oxígeno siempre es -2 excepto en los peróxidos ( H 2 O 2, Na 2 O 2 ) que trabaja con menos -1. n- El número de oxidación del hidrogeno siempre es +1 excepto en los hidruros (Na +1 H -1, Li +1 H -1 ) que trabaja con menos ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS COMUNES DE ALGUNOS ELEMENTOS No metales Estados de oxidación metales Estados de oxidación F Cl, Br, I S, Se, Te N, P,As, Sb C, Si H O -1-1, +1,+3,+5,+7-2, +2, +4, +6-3, +3, +5-2,+2, +4, -4 +1, -1(en hidruros) -2, -1(en peróxidos) Li, Na, K, Ag, (NH 4 ) + Ca, Sr, Ba, Ra, Mg, Zn, Cd Al, B Cu, Hg Fe, Ni, Co Sn, Pb, Pt Au Cr, Mn , +2 +2, +3 +2, +4 +1, FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL Se denomina FUNCIÓN QUÍMICA a un grupo de compuestos con propiedades químicas semejantes. Se denomina GRUPO FUNCIONAL a un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química sus propiedades principales. Ejemplo: La función química óxido, se caracteriza porque en su estructura posee el grupo funcional oxígeno; la función química hidróxido, se caracteriza porque en su estructura está presente el grupo funcional OH - (hidroxilo). En química inorgánica las funciones químicas más importantes son cuatro: Óxidos: Son elementos químicos unidos al oxígeno. Bases o Hidróxidos: Elementos metales unidos al grupo OH - (hidroxilo). Ácidos: iones no metálicos unidos a un H + (hidrogenión) Sales: todas poseen un catión metálico y un anión no metálico.