II
1.-Primer partícula subatómica descubierta
R= El electrón
2.-particulas con carga negativa, atraídas por los polos positivos
R= Electrones
3.-emision espontanea de radiación y partículas subatómicas por un núcleo atómico inestable
R= Radioactividad
4.-contituye la mayor parte de la masa atómica y se encuentra en la parte central del átomo
R= Núcleo
5.- posee un núcleo central en el que se encuentra su masa y su carga positiva
R= El átomo
6.- no posee carga eléctrica y tiene una masa ligeramente mayor que la masa de un protón
R= Neutrón
7.- otras partículas subatómicas del átomo
R= Fotones, leptones, mesones, bariones y quarks
8.- representa el número de protones y electrones. Es la longitud de onda de los diferentes elementos
R= Numero atómico (z)
9.- es el número de protones y neutrones presentes en un átomo
R= Masa atómica (A)
10.- son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo numero de protones, pero diferente numero de neutrones, por lo que su numero atómico es el mismo, pero la masa atómica es diferente
R=Isotopos
11.- es imposible determinar con exactitud la velocidad y la posición de un electrón al mismo tiempo
R= Principio de incertidumbre
12.- representa el número cuántico principal, introducido en 1913 por niels bohr
R= Letra N
13.- representa el número cuántico secundario o acimutal, introducido en 1916 por arnold sommerfield
R= Letra L
14.- representa el tercer numero cuántico llamado de orientación magnética, introducida en 1926 por Erwin shorquinter
R= Letra M
15.- representa el cuarto número cuántico, introducido en 1930 por Dirac y Jordan en 1930
R=Letra S
16.- camino que sigue el electrón alrededor del núcleo, por cada ______ hay dos electrones
R= Orbital
17.- descubrieron la radiactividad
R= Esposos Curie
18.- inventó la dinamita
R= Alfred Nobel
19.- cuantos elementos existen en la naturaleza
R=89
20.- consiste en distribuir los electrones de un átomo en cada uno de los niveles que tenga dicho átomo siguiendo el principio de AUF BAU o de condición estable
R= Configuración electrónica
21.- se le llama a la configuración perfecta, cuando está contenida en la estructura de otro átomo. Se utilizan los gases nobles debido a que todos sus orbitales están a su máxima capacidad
R= Configuración electrónica utilizando la configuración kernel
22.- consiste en distribuir los electrones de un átomo en cada uno de los orbitales que tiene cada subnivel indicando el sentido de giro del electrón. Cada orbital de cada subnivel se representa con una raya horizontal colocada sobre la letra del subnivel
R= configuración grafica de los elementosà
Principiosà
Principio de AUF BAU: nos indica el orden en que debe seguirse para ir distribuyendo los electrones de un átomo
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: nos indica que los primeros electrones de un subnivel se colocaran en orbitales separados, pero con el mismo sentido de giro
Principio de exclusión de Pauling: nos indica que dos electrones dentro de un mismo átomo, no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales
Principio de incertidumbre: no se puede saber con exactitud la posición y velocidad del electrón al mismo tiempo
Principio de dualidad: nos dice que el electrón tiene doble comportamiento; partícula en su emisión; onda en su propagación
(II unidad)
23.-fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas
R= enlace químico
24.- se encuentra en el último nivel de energía del átomo
R= electrón de valencia
25.- tipos de enlaces químicos
a).-Iónico: electrovalente o salino
b).-Covalente: molecular
C.-metálico
25.- representa por la interacción entre un metal y un no metal
R= enlaces iónicos
26.-cuando un metal dona electrones
Se convierte en un ion con carga positiva llamado catión
27.- un no metal que acepte electrones
Forma un ion con carga negativa
28.-señala con pequeños puntos o marcas los cuales coincidan en numero al grupo que pertenecen
R= estructuras de Lewis
29.-Alrededor de un átomo deben quedar colocados 8 electrones o 2, identificados por pequeñas , marcas
R= regla del octeto
30.- unión que se presenta entre dos o más átomos cuando entre ellos comparten uno o mas pares de electrones
R= enlace covalente
Clasificación de los enlaces covalentes:
a).-por la cantidad de electrones aportados en el enlace
b).-por la cantidad de enlaces formados
c).-por la diferencia de electronegatividad
31.- cuando cada átomo que forma el enlace aporta uno de los electrones que lo conforman
Covalente sencillo
Tabla periódica
La tabla periódica actual está dividida e 7 periodos horizontales y 18 grupos o familias. Los grupos se numeran del 1 al 18 aunque se usan las numeraciones del IA al VIIIA para los que suelen llamarse elementos representativos, y del IB al VIIIB para los elementos llamados de transición
Existen reglones para acomodar las llamadas series de los lantánidos y actínidos.
Familia 1à metales alcalinos
Familia 2à metales alcalinotérreos
Familia 13à un metaloide y metales blandos o ligeros
Familia 14à no metales, metaloides y metales blandos
Familia 15à
Familia 16à calcógenos
Familia 17à halógenos
Familia 18à gases nobles o inertes
Formulas y procedimientos
Modelo atómico de bohr
1913, basándose en los análisis espectrales;
Numero del orbital
Nombre del elemento 1-2-3 – 4 – 5 – 6 – 7
Capacidad de electronesà 2-8-18-32-32- 18–8
Ejemplos con el sodio -Na-
Configuración electrónica
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Configuración electrónica con kernel
11Na(10Ne 1s2 2s2 2p6) 3s1
Configuración electrónica grafica
11Na A B AB AB AB AB B
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
Enlaces químicos
Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para dar origen a las diferentes estructuras moleculares de los compuestos químicos.
Valencia: es la capacidad de combinación que tiene un átomo de un elemento y está en función del número de electrones desapareados que tenga en su configuración electrónica
Numero de oxidación: es la carga eléctrica que aparece cuando un elemento ha perdido o ganada electrones.
Ejemplos: +8-8=0
+1 +1=0 +2+6 +3+5-8=0
NaCl +1 +1+5-2=0
H2SO4 H3 P O4
Propiedades de las sustancias dependiendo del tipo de enlace que las forman
-Sustancias iónicas
La mayoría son sólidos
Elevado punto de fusión
Se disuelven en solventes polares (agua)
En estado fundido o disuelto conduce electricidad
-sustancias covalentes
La mayoría son gases, también líquidos y sólidos con bajo punto de fusión
Son insolubles en solventes polares
Los líquidos o sólidos fundidos no conducen electricidad
-enlace iónico
Unión entre dos especies iónicas de carga opuesta
Llamado también electrovalente o salino
-enlace covalente
Dos átomos se unen cuando entre ellos comparten uno o más pares de electrones
Se dividen en:
-enlace covalente simple
Es aquel que se forma cuando dos átomos se unen por medio de un par de electrones:
MoléculaàCl2 à
-enlace covalente doble o coordinado
Se forma cuando dos átomos se unen por medio de dos pares de electrones
CO2à
-enlace covalente triple
Se forma cuando dos átomos se unen por medio de tres pares de electrones
C2H2à
Es difícil saber cuántos enlaces covalentes se van a presentar y de qué manera se pueden acomodar. Sin embargo, existen algunas reglas sencillas que nos indican el número de enlaces
a es el numero de electrones que debe tener un elemento en la última capa de valencia (8), a acepción del H, que debe tener 2
b es el número total de electrones que cada átomo tiene en su capa de valencia
n es el numero de pares electrones compartidos
n= a-b
2
Ejemplo:
O2
a=2×8=16
b=6+6=12 16-12 = 2
n=2 2
———————————————–
Cl2
a= 8×2=16
b= 7+7=14 16-14 = 1
n= 1 2
CCl4
a= 8×4= 32 8×1=8 = 40
b= 7+7+7+7= 28+4 = 32 40-32= 4
n= 4 2
Nomenclatura de la química orgánica
1.-óxidos
Notación
Metal+ oxigeno = MmO-2
Nomenclatura
Oxido+ de+ metal
2.-Hidróxidos
Notación
Metal+ hidróxido (OH)-1 si el metal tiene valencia mayor que 1 al cruce de valencias radical OH se encierra entre paréntesis
Nomenclatura
Hidróxido+ de+ metal (terminación oso para menor valencia, ico para la mayor valencia)
3.-Sales Binarias (compuestos que al reaccionar un acido con un hidróxido desprendiéndose agua)
Metal+No metal= MX ejemplo: HCl+ NaOHà NaCl+H2O
Pueden ser haluros y oxisales
-Haluros:
Notación
Metal+ no metal
Nomenclatura
No metal+ uro +de+ metal
4.-Hidruros metálicosà metal+ Hidrogeno
Cuando el metal presenta más de una valencia:
A las palabras hidruro se le antepone el prefijo griego que indique el número de hidrógenos, seguida del nombre del metal: FeH2 Dihidruro de hierro
5.-Hidruros no metálicosà No metal+ Hidrogeno
Se dividen en 2 tipos:
-Hidrácidos
-hidrácidos
Notación
Hidrogeno+ No metal
Nomenclatura
Acido+ raíz del no metal+ hídrico (HCl acido clorhídrico)
-Hidruros
No metal+ Hidrogeno
Nomenclatura
Hidruro+ de+ no metal
6.-Anhídridos
No metal+ oxigeno
Nomenclatura
No metal+ oxigeno
a) a la p. oxido se le agrega el prefijo griego, seguida del no metal, anteponiéndole a éste el prefijo que nos indicará la valencia del no metal:
Cl2O3
b) a la palabra anhídrido se le agrega el nombre del no-metal, seguida del número romano de la valencia del no-metal:
Cl2O3 anhídrido de claro III
c) a la palabra anhídrido seguida del no metal con el prefijo o terminación que le corresponda, de acuerdo con la siguiente tabla:
Cl2O3 anhídrido cloroso III IV V VI VI
per-ico - - - - 7
ico 3 4 5 6 5
oso 1 2 3 4 3
hipo-oso - - 1 2 1
7.-Oxácidos
1 hidrogeno+ no metal + 1 oxigeno
Nomenclatura
a)a la palabra acido se le agrega el nombre del no-metal con el prefijo y la terminación que le corresponda según la tabla de arriba
b)a la palabra acido se le agrega el prefijo meta1 piro4 u orto3 seguidas del nombre del no-metal con la terminación, según la tabla escrita antes
HPO Acido metafosforoso
H4P2O5 Acido pirofosforoso
Oxisales
Metal+ no metal + 1 oxigeno
Me faltan
Radicales
| Formula |
Valencia |
Nombre |
| NO3 |
-1 |
nitrato |
| NO2 |
-1 |
nitrito |
| CO3 |
-2 |
carbonato |
| CO2 |
-2 |
carbonito |
| SO4 |
-2 |
sulfato |
| SO3 |
-2 |
sulfito |
| PO4 |
-2 |
fosfato |
| PO3 |
-3 |
fosfito |
| MnO4 |
-1 |
permanganato |
| SiO3 |
-2 |
silicato |
| AlO3 |
-3 |
aluminato |
| CrO4 |
-2 |
cromato |
| Cr2O7 |
-2 |
Dicromato |
| Cl2 |
-1 |
Ipoclorito |
| ClO2 |
-1 |
Clorito |
| ClO3 |
-1 |
Clorato |
| ClO4 |
-1 |
Perclorato |
| BrO |
-1 |
Ipobromito |
| BrO2 |
-1 |
Bromito |
| BrO3 |
-1 |
Bromato |
| BrO4 |
-1 |
Perbromato |
| IO |
-1 |
Ipoiodito |
| IO2 |
-1 |
Iodito |
| IO3 |
-1 |
Iodato |
| IO4 |
-1 |
Iperiodato |
| OH |
-1 |
Hidróxido |
| CN |
-1 |
Cianuro |
| NH4 |
-1 |
Amonio |
Balanceo de ecuaciones
Balancear una ecuación es equilibrar o calcular los coeficientes que nos ppermiten igualar las cantidades de cada átomo en los reactantes con los productos. Existen varios métodos de balanceo:
Tanteo, Algebraico e Ion electrón
Método de tanteo:
Es el método más sencillo para balancear y se utiliza en ecuaciones que tienen hasta cinco y seis compuestos.
Pasos:
1.- Se anotan los compuestos de la reacción.
2.- Se anota una raya a cada compuesto.
3.- Se calcula y anota un numero a uno de los compuestos, generalmente se utiliza el 2, si no resulta con el se pueden utilizar el 4 o el 6.
4.- Se escoge un elemento un elemento en el que el compuesto donde se anotó el numero y se multiplica por el subíndice para saber cuantos átomos hay de dicho elemento.
5.- Se repite este procedimiento con todos los elementos de la ecuación y cuando algún. elemento no resulta se borran todos los coeficientes y se vuelve a empezar con otros números.
Ejemplo:
Zn+HClàZnCl2+H2
2 Zn+4 HClà2 ZnCl2+2 H2
Comprobación:
2 Zn=2 Zn
4 Cl= 4Cl
4 H= 4 H
—————————————
Método algebraico
Consiste el plantear una ecuación química por cada elemento químico de la reacción y se hace de la siguiente forma:
1.- Se escribe la ecuación química.
2.-se le asigna una letra a cada compuesto de la ecuación.
3.-utilizando las letras asignadas se plantean una ecuación química indicando cuantos átomos hay de un elemento en cada compuesto.
4.-se separan los compuestos de los reactantes con los productos con el signo de igual (=).
5.-se plantea una ecuación por cada elemento, considerando su cantidad de átomos y la letra donde se encuentra.
6.-a la letra que más se repite se le asigna un número.
7.-se sustituye el valor de la letra en una ecuación donde se pueda conocer otra letra diferente
8.-se van sustituyendo las letras obtenidas en las ecuaciones hasta que no quede una sin despejar.
Nota: en algunos casos queda una ecuación con dos letras, se busca formar dos ecuaciones con las dos letras y se resuelve por ecuaciones simultáneas o sustitución.
9.-los resultados de cada letra serán los coeficientes de los compuestos de la ecuación.
Ejemplo:
3H2SO4+2Bi(OH)3à1Bi2(SO4)3+6H2O
A B C D
H 2A+3B=2D
S 1A=3C
O 4A+3B=12C+1D
Bi 1B=2C
1A=3(1) 1B=26 2A+3B=2D
1A=3 1(2)=2C 2(3)+3(2)= 2D
A=3/1= 3 2=2C 6+6=2D
2/2= 1 12/12= 2 2=D: D=6
A=3
B=2
C=1
D=6
Comprobación:
12H=12H
3S=3S
18O=18O
2Bi=2Bi
Método Redox
En una reacción química los elementos de los compuestos pueden sufrir cambios en sus valencias y estos cambios nos permiten equilibrar o balancear una ecuación.
Oxidación: se dice que un elemento se oxida su aumenta sus números de valencias y si comparamos su cambio en una recta numérica veremos que avanza de izquierda a derecha.
Reducción: un elemento se reduce cuando disminuye sus números de valencias positivas y si comparamos su cambio en una recta numérica veremos que se desplaza de derecha a izquierda.
Para balancear una ecuación química por el método Redox se hace lo siguiente:
1.-se anota la ecuación.
2.-se anota 1 raya a cada lado.
3.-se determina la valencia de cada elemento, aplicando lo siguiente:
a).-cuando un elemento está solo su valencia es 0
b).-el oxigeno trabaja con valencia con -2
c).-el hidrogeno trabaja con valencia +1
d).-los metales son positivos (+)
e).-no metales pueden ser positivos o negativos
f).-la suma de valencias positivas y negativas son iguales a 0
4.-se compara la valencia de cada elemento que tiene en los reactantes con la valencia que tiene en sus productos
5.-se escoge los 2 elementos cuya valencia cambió y se compara con una recta numérica
6.-los resultados obtenidos se cruzan y se colocan como coeficientes
7.-se balancea por tanteo el resto de la ecuación
Ejemplo:
Fe+O2àFe2O3
_Fe+_O2à_F e2O3
Fe 3×1 O2 2×2 Fe oxida en 3
Fe4 O3 O reduce en 2
Oxida
-765432101234567+
Reduce
