Haz click aqui: Taller. N°3. Recuerden leer las instrucciones y responder correctamente las preguntas. Los conceptos que no entiendas pueden buscarlos en libros o en páginas de internet con fuentes confiables.
Taller N°4: Enlaces
de
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Para acceder al taller y resolverlo correctamente les recomiendo hacer una lectura de repaso y posterior a ello, proceder a desarrollarlo. click aqui: Taller N°4.
Como se había estudiado en clase, los átomos forman enlaces para hallar su estabilidad y equilibro natural, ya sea: cediendo, recibiendo, compartiendo o desprendiendo electrones a su alrededor formando un nube de electrones. A continuación, se explican los distintos tipos de enlaces que se existen:
Como se había estudiado en clase, los átomos forman enlaces para hallar su estabilidad y equilibro natural, ya sea: cediendo, recibiendo, compartiendo o desprendiendo electrones a su alrededor formando un nube de electrones. A continuación, se explican los distintos tipos de enlaces que se existen:
1) Enlace Iónico: En las sustancias que presentan enlaces iónicos hay transferencias de electrones, es decir, se forman átomos con carga positiva o negativa, llamados iones. os iones con carga positiva se llaman
cationes y los de carga negativa se denominan aniones. Esta clase de enlace se lleva a cabo entre elementos metálicos y no metálicos, es decir,entre átomos con alta electronegatividad y átomos de baja electronegatividad, por ejemplo:
2) Enlace covalente: En las sustancias que presentan enlace covalente se comparten pares de electrones entre los átomos que se están uniendo para cumplir la ley del octeto. Este tipo de enlace se forma entre elementos de electronegatividad similar y existen varias clases: covalente polar, covalente no polar, los cuales pueden ser sencillos, dobles o triples.
2.1) Enlace covalente sencillo. Ocurre cuando dos átomos comparten dos electrones, cada átomo aporta un electrón. Estos enlaces se representan por un guión, por ejemplo, la molécula de bromo, comparte un par de electrones:
2.2) El enlace covalente doble. Existen elementos
que requieren dos electrones para completar el
octeto, por esta razón, los dos átomos que forman
el enlace comparten cuatro electrones, como en la
molécula de oxígeno.
2.3) El enlace covalente triple. Se presenta cuando dos átomos comparten seis electrones, cada uno aporta tres, como en la molécula de nitrógeno.
2.4) El enlace no polar. Se presenta al unirse dos elementos de electronegatividad igual o muy similar
(cuya diferencia oscila entre 0,0 y 0,8). Se forma generalmente entre
elementos de la misma clase, como el O2, H2, F2, entre otros.
2.5) El enlace polar. Se presenta entre átomos que tienen diferentes valores de electronegatividad y su diferencia está entre 0, 8 y 1,7 aproximadamente. En las sustancias polares, los átomos atraen de manera desigual al par de electrones compartidos, formando centros de carga eléctrica o polos, como en el caso del agua.
3) Enlace metálico. Este tipo de enlace se forma entre los átomos de elementos metálicos. Es un enlace fuerte en el que los átomos se transforman en iones positivos, dejando libres a los electrones deslocalizados. Por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos se ordenan en el espacio formando una red metálica y los electrones de valencia desprendidos forman una nube que puede desplazarse a través de toda la red. De esta manera, el conjunto de iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones de carga negativa que los envuelve.
Ya para finalizar se puede estudiar además, que el carácter para definir si un enlace es iónico o covalente; se determina de acuerdo a la siguiente tabla:
Así por ejemplo: O2 se determina así:
la molécula sugiere que son dos átomos de oxígeno, por lo que la electronegatividad de los átomos de oxígeno es equivalente a 3,5. Por lo tanto se tiene:
diferencia de electronegatividad= 3,5 -3,5 =0, luego el enlace es covalente no polar y el porcentaje de carácter iónico es de igual manera 0. Donde cada átomo aporta o comparte dos e-, es decir, se forma un enlace covalente doble.
2.5) El enlace polar. Se presenta entre átomos que tienen diferentes valores de electronegatividad y su diferencia está entre 0, 8 y 1,7 aproximadamente. En las sustancias polares, los átomos atraen de manera desigual al par de electrones compartidos, formando centros de carga eléctrica o polos, como en el caso del agua.
3) Enlace metálico. Este tipo de enlace se forma entre los átomos de elementos metálicos. Es un enlace fuerte en el que los átomos se transforman en iones positivos, dejando libres a los electrones deslocalizados. Por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos se ordenan en el espacio formando una red metálica y los electrones de valencia desprendidos forman una nube que puede desplazarse a través de toda la red. De esta manera, el conjunto de iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones de carga negativa que los envuelve.
Ya para finalizar se puede estudiar además, que el carácter para definir si un enlace es iónico o covalente; se determina de acuerdo a la siguiente tabla:
Así por ejemplo: O2 se determina así:
la molécula sugiere que son dos átomos de oxígeno, por lo que la electronegatividad de los átomos de oxígeno es equivalente a 3,5. Por lo tanto se tiene:
diferencia de electronegatividad= 3,5 -3,5 =0, luego el enlace es covalente no polar y el porcentaje de carácter iónico es de igual manera 0. Donde cada átomo aporta o comparte dos e-, es decir, se forma un enlace covalente doble.
Temas por periodo- Química 2014
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A continuacion se relacionan los temas vistos y estudiados en todos los periodos.
Periodo 1
Historia de la química.
Conversion de unidades (Longitud-Masa-Temperatura)
Escalas de temperaturas.
Aplicación y resolución problemas de conversion de unidades.
Periodo 2
Propiedades físicas y químicas de la materia.
La densidad: una propiedad intensiva de la materia.
Ejecrcicios de apliación relacionado con las densidades.
Periodo 3
El átomo y sus partes.
Modelos atómicos.
Isótopos e Isóbaros.
u.m.a (unidad de masa atómica)
La materia: Sustancias puras y mezclas
Tipos de mezclas.
Procedimientos de separación de mezclas.
Métodos de separacción de mezclas.
Periodo 4
Recordemos: el átomo y sus partes.
Configuración elecctrónica.
Regla del octeto: estabilidad atómica.
Electronegatividad.
Valencia.
Enlace iónico.
Iones: cationes y aniones.
Enlaces covalentes: tipos.
Enlace metálico.
Formación de óxidos.
Formación de hidróxidos.
Formación de ácidos.
Tipos de ácidos.
Balance de materia: Método de tanteo en ecuaciones químicas.
Solubilidad.
Ejercicios de aplicación de solubilidad.
Estos fueron los temas vistos en cada unidad durante el año 2014. Aprovechen el bolg para que recurran a él cada que lo necesiten. Aún hay cositas por mejorar, que espero se corrijan para los cursos venideros. Felicitaciones a quienes aprobaron el curso y ojalá continúen así. Para quienes no lograron el objetivo, espero que aprovechen las vacaciones para que refuercen y entren el año siguiente con una nueva y mejor actitud.
Yair Alvarino
Profesor.
Obtención y disolución de sustancias. Tarea para estudiantes de grado 10°A
de
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Ejercicios aplicativos.
Ejercicio número 1
Para la obtención de hidróxido de bario, en un laboratorio se disuelven inicialmente 6,54 g de oxido de bario en agua, luego de calentar a 100°C al vacío. Si la solubilidad del óxido de bario es de 3,8 g/100 ml a 20°C, entonces:
a) ¿Cuanta cantidad de agua se necesita para disolver todo el óxido?
b) Plantee la ecuación que se describe en la reacción.
d) Balancee la ecuación y diga cuantos gramos de hidróxido de bario se disuelven en 3,45 L, si la solubilidad del compuesto es de aproximadamente 70 g/100 ml a 20°C.
Ejercicio número 2
Para la obtención del yoduro de hidrógeno, es necesario combinar hidrógeno gaseoso con yodo que también suele estar en forma gaseosa cuando está puro. Si la solubilidad del yoduro de hidrógeno es de 57 g/100 ml a 20°C, entonces:
a) Plantee la ecuación de formación del gas.
b) Balancee la ecuación.
c) ¿Cuánto volumen de agua se necesitará para solubilizar 0,025 moles del gas obtenido?
Ejercicio número 3
Para la obtención de ácido sulfuroso, en un laboratorio se disuelven inicialmente 23,456 g de dióxido de azufre en agua. Si la solubilidad del trióxido de azufre es de apróximadamente 8,5 g/100 ml a 25°C, entonces:
a) ¿Cuanta cantidad de agua se necesita para disolver todo el óxido?
b) ¿Cual es la ecuación que describe el enunciado?
c) Balancee la ecuación y diga si se tiene ácido sulfuroso 45 mL, con un 76% P/V (Peso volumen=g/L) ¿cuantos gramos de ácido sulfuroso hay en la muestra?
Ejercicio 4
Suponga que un cuerpo de agua (laguna) está cerca a una fábrica muy contaminante que libera altas concentraciones de dióxido de carbono. Un grupo de investigadores ambientales, encuentran que el agua presenta unas concentraciones relativamente altas de dióxido de carbono disuelto equivalentes a 5,67 mg/L, y que además como consecuencia de esta intrusión del gas en la laguna, el agua se está acidificando, como consecuencia de la reacción de gas con el agua.
a) ¿Cuántos g de dióxido de carbono hay en 100 ml de una muestra de agua?
b) ¿Cuál es la ecuación que se describe en el enunciado para la acificación?
c) Balancee la ecuación, además diga cuantos mg de ácido carbónico hay en una muestra de agua 80 mL muestra, si el porcentaje P/V (peso/volumen=g/L) es de 43,5%
Ejercicio 5
El óxido de calcio presenta una solubilidad de 1,19 g/100 mL a 25°C. Este se adiciona en agua para formar hidróxido de calcio. Luego, este se adiciona sobre una superficie de suelo para mejorar las condiciones del terreno para cultivo, con el fin de acondicionar el pH y poder usarlo más adelante.
a) ¿Cuánto óxido de calcio se necesita para solubilizar en 12,5 L de agua?
b) ¿Cuál es la ecuación de formación de hidróxido que describe la ecuación?
c) Balancee la ecuación, luego diga cuanto hidróxido de calcio se requiere si que quieren preparar una disolución al 35% P/V (peso/volumen=g/L) si se cuentan con 25,7 L de agua.
¡Éxitos!
Yair Alvarino
Profesor
Hidróxidos
de
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Hidróxidos o Bases
Un hidróxido óxidos una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios, es decir, constituidos por 3 elementos: un metal, un oxígeno e hidrógeno.
En los hidróxidos, el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando el grupo hidroxilo (OH), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno y de hidrógeno. Los hidróxidos bien conocidos son la sosa caústica, (hidróxido de sodio) y, el más común, de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio). El esquema de la formación de un hidróxido por reacción, se da de la siguiente manera:
Óxido básico + agua --------> hidróxido
Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a la cal viva es provocar una reacción química como la que aparece arriba:
Cal apagada + agua ----------> cal apagada
Algunos ejemplos de hidróxidos:
1. Formación de hidróxido de sodio
2. Formación de hidróxido de cinc
Notemos que, siempre el hidróxido es la unión del grupo hidroxilo OH con un metal, y la proporción de OH cambia según la valencia del metal. En el primer caso es un OH, por que la valencia de OH es -1 y la del sodio es +1, luego las valencias se suman y se obtiene el equilibrio de cargas: +1 -1=0.
En el segundo caso, la valencia del Zn es +2, luego es necesario que hayan 2 molécula de OH, dado que 2 x -1= -2,que al sumarlos con +2 del Zn, se tendrá el equilibrio de cargas=0.
La nomenclatura, es decir, la forma de nombrar a lo hidróxidos es muy simple. Estos son llamados hidróxido de .... seguido del metal.
Bibliografía
BIOSCA, Anna. MARTINEZ, Alba. El mentor de física y química. Editorial Oceano - España. 2009.
Óxidos
de
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Los óxidos son compuestos binarios, es decir, dos elementos, enlazados por unión química y donde uno de los elementos que forma el compuesto es oxígeno (O) y el otro el otro elemento puede ser un metal o un no metal.
Los óxidos pueden ser de dos tipos: óxidos metálicos, también conocidos como óxidos básicos, y son compuesto cuya estructura molecular se halla formada por oxígeno y por un metal.
Recuerde que el sodio (Na) es un metal que tiene una valencia de +1, por lo que cada átomo de sodio está en condiciones de donar un electrón ubicado en el nivel más externo, de este modo al ceder el e-, el átomo logra encontrar su estabilidad. El oxígeno por su parte está en condiciones de formar 2 enlaces, dado que la valencia del oxígeno (O) es -2, por lo que está en capacidad de recibir 2 e-. Por tal motivo, se necesitan 2 átomos de sodio para que cada uno ceda su e- y de este modo el O logre su estabilidad al igual que cada átomo de sodio obtenga su cometido.
Así pues, la estructura química del compuesto es Na2O, es decir, dos átomos de sodio y átomo de oxígeno. Dado que este óxido lleva un metal en su estructura, entonces se dice que es un óxido metálico o básico.
La forma de nombrar los óxidos se hace de la siguiente manera: óxido de... y el metal. Por lo tanto, el ejemplo anterior es denominado óxido de sodio. En este caso, el enlace que se establece entre ambos elementos es de tipo iónico.
Por su parte, los óxidos ácidos o anhídridos, son óxidos que están formados por oxígeno y un elemento no metal.
El carbono es un elemento del grupo IV A, y por tanto, tiene 4 e- para compartir y formar 4 enlaces de tipo covalente, es decir, ni dona ni recibe e-, pero si está en capacidad de compartirlos, en este sentido, cada átomo de oxígeno comparte también 2 e- y logran establecer el octeto, es decir, logran completar su estabilidad.
De este modo, la estructura química del compuesto es CO2, es decir, dos átomos de oxígeno y un átomo de carbono. Como el carbono es un elemento no metal, entonces se dice que el óxido formado es un óxido ácido. Además como fueron necesarios 2 átomos de oxígeno para la formación del compuesto, entonces se dice que es una molécula de dióxido de carbono.
Videos Números cuánticos y configuración electrónica
de
27
Buenas noches chicos.
Aquí les adjunto un par de videos que les permitirá ahondar en los temas configuración electrónica y la ubicación de los electrones al rededor de un átomo.
Números cuánticos
Configuración electrónica
Feliz fin de semana.
Profesor
Yair Alvarino
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