ENLACES QUIMICOS

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica. Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.

SAL BINARIA

METAL POSITIVO + NO METAL NEGATIVO (-)
EJEMPLOS
1.-Sulfuro Cobáltico: 3H2S + 2Co(OH)3---> Co2 S3 + 6 H20.
2- Fluoruro Estánnico: 4HF + Sn(OH)4---> F4 Sn + 4 H20.
3- Cloruro de Bario. 2HCl + Ba(OH)2---> Cl2 Ba + 2 H20.
4- Nitruro de Litio. NH3 + 3Li(OH)---> Li3 N + 3 H20.
5- Bromuro Férrico: 3HBr + Fe(OH)3---> Br3 Fe + 3 H20.
6- Carbonuro mangánico: 3H2C + 2Mn(OH)3---> Mn2 C3 + 6 H20.
7- Fosfuro de Potasio: H3P + K(OH)3---> K3 P + 3 H20.
8- Yoduro Áurico: 3HI + Au(OH)3---> I3 Au + 3 H20.
9- Sulfuro Niquélico: 3H2S + 2Ni(OH)3---> Ni2 S3 + 6 H20.
10- Bromuro de Sodio. HBr + Na(OH)---> Br Na + H20.

HIDROXIDOS

 Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos.

El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal está presente en muchas bases. No debe confundirse conhidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido con la base de un ion de radical hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)₂ es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)₂ es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).

Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión metálico y los iones hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es de tipo iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es covalente. Por ejemplo:

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^-

Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido con el agua. Los hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.

En la clasificación mineralógica de Strunz se les suele englobar dentro del grupo de los óxidos, aunque hay bibliografías que los tratan como un grupo aparte.

Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn(OH)₂ es un hidróxido anfótero ya que:

• con ácidos: Zn(OH)₂ + 2H⁺ → Zn⁺² + 2H₂O
• con bases: Zn(OH)₂ + 2OH⁻ → [Zn(OH)₄]−2

EJEMPLOS

1. Mg(OH)2 hidroxido de magnesio 
2. Fe(OH)3 hidroxido de fierro III
3. Cr(OH)2 hidroxido cromoso
4. BeOH hidroxido de berilio
5. Os(OH)6 hidroxido osmico
6. Ni(OH)2 hidroxido niqueloso
7. KOH hidroxido de potasio 
8. CuOH hidroxido cuproso.

PEROXIDOS

NO SE SIMPLIFICAN. PRIMERO SACAMOS LA FORMULA DEL OXIDO Y LO MULTIPLICAMOS POR 2

1.  peróxido de hidrógeno (H2O2)
2. peróxido de acetona (C9H18O6)
3. Peróxido de sodio (Na2O2)
4. peróxido de calcio (CaO2)
5. Peróxido de bario (BaO2)
6. Peroxido de estroncio (SrO2)
7. Peroxido de magnesio (MgO2)
8. Peróxido de Cadmio (CdO2)
9. Peroxido de Zinc (ZnO2)
10. Peróxido de Cesio (Cs2O2)
11. Peróxido de Plata (Ag2O2)
12. Peróxido de Cobre (I) = Peroxido Cuproso (Cu2O2)
13. Peróxido de Cobre (II) = Peróxido Cúprico (CuO2)
14. Peróxido de Níquel (II) = NiO2
15. peróxido de potasio (K2O2)
16. peroxido de manganeso (MnO2)
17. Peroxido de aluminio (Al2O6)
18. peroxido de mercurio (HgO2)
19. peroxido de cobalto (Co2O6)
20. peroxido de plomo (PbO4)
21. peroxido de rubidio (Rb2O2)
22. Peróxido de platino (PtO4)
23. Peróxido de oro (Au2O6)
24. Peroxido de estaño (SnO4)

OXIDOS

COMBINACION DE UN METAL CON VALENCIA (-) + O (-2) 

1. óxido cuproso = Cu₂ O
2. óxido cúprico = Cu O
3. óxido ferroso = Fe O
4. óxido férrico = Fe₂O₃

OXISALES

SE FORMA CON UN METAL + HIDROGENO POSITIVO + NO METAL + OXIDO NEGATIVO -2
EJEMPLOS:

1. Sulfato de Sodio Na2SO4
2. Clorito de Aluminio Al(ClO2)3
3. Fosfato de Bario Ba3(PO4)2
4. Sulfito de Estaño II SnSO3
5. Hipoclorito de Amonio NH4ClO-
6. Nitrato de Zinc Zn(NO3)2
7. Peryodato de Calcio (IO)2Ca
8. Clorito de Magnesio Mg(ClO2)2
9. Yodito de Oro III Au(IO2)3
10. Antimoniato Estannoso Sn3(SbO4)2
11. Nitrito Ferroso (NO3)2Fe
12. Hipoyodito de Sodio IONa
13. Fosfato de Calcio (PO4)2Ca3
14. Carbonato de Amonio CO3 (NH4)2
15. Nitrato de Plomo II (NO3)2Pb
16. Perclorato de Cromo III (ClO4)3Cr
17. Silicato de Calcio SiO3Ca
18. Clorato de Potasio ClO3K
19. Clorito de Manganeso III (ClO2)3Mn
20. Nitrito de Cobre II (NO2)2Cu
21. Antimoniato de Bario (SbO4)2Ba2

OXIACIDOS

SE FORMA CON UN HIDROGENO POSITIVO + NO METAL + OXIDO CON CARGA NEGATIVA -2
EJEMPLOS Y EJERCICIOS
1- Ácido Peryódico: I2O7 + H20---> HIO4
2- Ácido Ortofosfórico: P2O5 + 3 H2O---> H3PO4
3- Ácido Carbóico: CO2 + H2O---> H2CO3
4- Ácido Sulfúrico: SO3 + H20---> H2SO4
5- Ácido Clórico: Cl2O5 + H2O---> HClO3
6- Àcido Crómico: CrO3 + H20---> H2CrO4
7- Ácido Pirofosfórico: P2O5 + 2 H2O---> H4P2O7
8- Àcido Arsénico: As2O5 + H2O---> HAsO3
9- Àcido Iódico: I2O5 + H20---> HIO3
10- Ácido Sulfuroso: SO2 + H2O---> H2SO3
11- Ácido Carbonoso: CO + H20---> H2CO2
12- Ácido Antimónico: Sb2O5 + H2O---> HSbO3
13- Ácido Hiposulfuroso: SO + H2O---> H2SO2
14- Ácido Brómico: Br2O5 + H2O---> HBrO3
15- Ácido Ortobórico: B2O3 + 3 H2O---> H3BO3

CONFIGURACION KERNEL

En química inorgánica el Kernel es una forma de simplificación de la configuración electrónica de un elemento sustituyendo los electrones anteriores a la capa de valencia por la configuración del gas noble al que corresponden entre corchetes y seguido de los electrones restantes.

Así por ejemplo la configuración del Litio (Z=3) sería: 1s² 2s¹. El Helio (Z=2) es 1s², por lo que el kernel del Li sería el siguiente: [He] 2s¹

Otros ejemplos:

Mg (Z=12): 1s² 2s² 2p⁶ 3s². Su kernel sería: [Ne] 3s²

Y (Z=39): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹. Su kernel sería: [Kr]5s² 4d¹

ENLACE COVALENTE

anhidridos

• se forma principalmente por oxidos acidos
• se forma por la combinacion de un no metal (+) + O-

FAMILIAS

• VII A --->+7+,5,+3,+1
• VI A ----> +6,+,4,+2
• V A -----> +5,+3,+1
• IV A -----> +4,+ 2
• III A ------> +3 (y se dice con terminación ico

EJEMPLOS

1- A. Perclórico= Cl2O7
2- A. Clórico= Cl2O5
3- A. Cloroso= Cl2O3
4- A. Hipocloroso= Cl2O
5- A. Fosfórico= P2O5
6- A. Fosforoso=P2O3
7- A. Nítrico=N2O5
8- A. Nitroso=N2O3
9- A. Carbónico=CO2
10- A. Carbonoso=CO
11-A. Sulfúrico= SO3
12- A. Sulfuroso= SO2
13- A. Hiposulfuroso=SO
14- A. Arsénico=As2O5
15- A. Selénico= SeO3.

ENLACES IONICOS Y ENLACES COVALENTES

•  ¿COMO SABER POR MEDIO DE LAS ELECTRONEGATIVIDADES SI UN ENLACE ES IONICO O COVALENTE?
• Un enlace ionico es aquel en el que la diferencia de electronegatividades de los elementos es mayor a 2.5 o mas simple es la union de un metal con un no metal
• Un enlace covalente es aquel en el que la diferencia de electronegatividades es menor a 2.5, hay covalente polar y covalente no polar o mas simple es la union de 2 no metales.

- POR LO TANTO

1. ACIDO CLORHIDRICO (COVALENTE) (HCI)
2. AGUA (H2O) COVALENTE
3. METANO (CH4) COVALENTE
4. HIDROXIDO DE POTASIO (KOH) IONICO

• Los enlaces covalentes se realizan entre 2 atomos no metales y comparten electrones; los enlaces ionicos se realizan entre un no metal y un metal gana y pierde electrones.
• El cloruro de sodio (sal comun) es un ejemplo de enlace ionico : en el se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un è que es capturado por el segundo:      NaCl--------------> Na+Cl

2DO PARCIAL

SEGUNDO PARCIAL

QUIMICA.

ING. ROBERTO MACÍAS

-          Número de masa: es la suma de protones y neutrones en el núcleo del átomo

-          Isótopo: Son átomos de un mismo elemento pero con diferente número de masa.

-          Isóbaro: son átomos de diferente elemento que tienen la misma masa atómica.

-          Ión: es un átomo cargado positiva o negativamente debido a que perdió o ganó electrones, se les conoce como catión y anión

-          Catión: Es un átomo que perdió un electrón, por lo tanto, su carga es positiva

-          Anión: Es un átomo que ganó un electrón, por lo tanto, su carga es negativa

TEORIA CUÁNTICA

Relaciona y utiliza las bases de la química moderna en su aplicación para el conocimiento de la estructura atómica: Orbitales Atómicos, Configuración Electrónica, Orbitales, Etc.

NUMEROS CUÁNTICOS:

NUMERO CUANTICO N
- el número cuántico principal o de niveles de energía, toma valores del 1 hasta el 8, y para definir el número de electrones que hay en cada nivel se usa la formula: 2 n2
- k (1) = 2 é, L (2)=8 é, M (3)=18 é, N (4)= 32 é, O (5)=32 é, P (6)= 18é, Q (7)= 8 é, R (8)= 2 é
NUMERO CUANTICO L

-          Los valores que puede tomar son: 0,1,2,3

-          0=s2; 1=p6; 2=d10; 3=f14

NUMERO CUANTICO M

-          Es el número cuántico magnético. Toma los valores de -3,-2,-1,0,1,2,3

-          Dice para donde esta orientado

NUMERO CUÁNTICO S

-          Del giro del electrón. Toma los valores de -1/2 y +1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

En un orbital existen como máximo dos electrones, debido a que no pueden existir, en un átomo, dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD SENCILLEZ

Los electrones deben de ocupar los niveles energéticos más bajos primero

PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l), Ni puede existir apareamiento electrónico en orbítales iguales, mientras no exista un electrón por lo menos en cada orientación.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

Es imposible conocer de manera cierta y al mismo tiempo la posición y velocidad del electrón

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA

La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de orbitales anti simetrizado

Historia de la tabla periódica

Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos

Döbereiner

Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

Chancourtois y Newlands

En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.

Meyer

En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

Mendeleïev

En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. 

CONFIGURACIÓN KERNEL
La Configuración kernel es un método que sirve de apoyo para conocer o realizar una representación de la configuración electrónica de un gas noble, en otras palabras es la configuración electrónica abreviada.
El kernel es una simplificación aceptada y útil para la escritura de configuraciones electrónicas. En la practica se usa el elemento del gas noble mas cercano que precede al elemento que se esta considerando.

..

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléye, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev, fue diseñada porAlfred Werner.

respuestas

Respuestas de Química:

1. Mendeléiev, con las contribuciones de Döbereiner y Newlands.
2. Las tríadas
3. Son un grupo de 3 elementos con una variación gradual en propiedades entre ellos, el promedio del peso atómico de los elementos de los extremos es aproximadamente el peso del de enmedio.
4. El ordenamiento de los elementos en octavas, formando familias y periodos.
5. Es la cantidad de protones y electrones que existe en un átomo de un elemento puro.
6. Es la suma de protones y neutrones en el núcleo del átomo.
7. Un átomo de un mismo elemento pero con diferente número de masa (más neutrones).
8. Un átomo de diferente elemento que tienen la misma masa atómica.
9. Un átomo de un elemento con diferente número de electrones que de protones.
10. Es un átomo con un electrón de menos (carga positiva).
11. Es una teoría que emplea números y valores para explicar el acomodo de los electrones en un átomo.
12. Un átomo con un electrón de más (carga negativa).

la tabla periodica

QUÍMICA
1.- Quén inventó la tabla periódica?
2.- Qué le aumentó dobereiner?
3.- Qué son las triadas?
4.- Qué modificó Newlands?
5.- Qué es un número atómico?
6.- Qué es la masa o peso atómico?
7.- Qué es Isótopo?
8.- Qué es Isóbaro?
9.- Qué es un Ion?
10.- Qué es el Catión?
11.- Qué es la teoría Cuántica?
12.- Qué es un anión?

Química

Química

Definición de Química: es una ciencia que estudia la materia y sus cambios en el universo.

                           Temario
La Química,
           Unidad I: Materia y Energía
           Unidad II: Estructura Atómica
           Unidad III: Teoría Cuántica
           Unidad IV: Periodicidad Química
           Unidad V: Enlaces
           Unidad VI: Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

Relación Química con el Medio Ambiente

La Química, por estudiar los cambios que sufre la materia en cada momento, tiende a abordar muchas disciplinas de la vida.

En cuanto a la Ecología y la conservación del Medio Ambiente, por ejemplo, nos debe decir qué factores podemos tener para que exista un equilibrio ecológico y nuestro medio no sea dañado por la contaminación, el desecho de residuos y la acción de organismos perjudiciales; por mencionar algunos.

La química explica las interacciones entre las sustancias que forman todos los cuerpos y así los procesos que vemos en la naturaleza – fotosíntesis, por ejemplo – que son de mucha importancia para tener ecosistemas equilibrados.