Guía QUIMICA - UPAV 2019

1ERTRIMESTRE BACHILLERATO



GUÍA DE ESTUDIOS QUÍMICA I Introducción Cuando observas el entorno, puedes darte cuenta de que la Química está pre- sente en la vida cotidiana, por ejemplo, en los medicamentos, los alimentos, los procesos del organismo, la combustión, la contaminación, entre otros. Permite desarrollar los materiales y las tecnologías necesarias para satisfacer los reque- rimientos diarios. Por lo que es trascendente estudiar las bases fundamentales de la Química, tales como sus antecedentes, la materia y su interacción con la energía, así como, la formulación y nomenclatura de los compuestos. Aunado a ello, la importancia de concientizar sobre el cuidado y preservación del medio que nos rodea. Objetivo El aprendiente adquirirá conocimientos básicos de Química a partir del estudio de su historia y su correlación con otras ciencias, a fin de identificar los com- puestos químicos que se encuentran en su entorno. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 1

UNIDAD I Conceptos básicos de Química Organizador previo Objetivos particulares 3 Al finalizar esta unidad, serás capaz de: • Comprender el concepto de Química, su desarrollo histórico y relación con otras ciencias. • Identificar al método científico como solución de problemas relacionados con la Quí- mica. • Explicar el concepto, las propiedades y los cambios de la materia. • Identificar los diferentes tipos de energía y sus manifestaciones. • Distinguir las aportaciones científicas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual. • Identificar las características de las partículas subatómicas. • Elaborar configuraciones electrónicas para la determinación de las características de un elemento. • Identificar las ventajas y desventajas del empleo de isotopos radioactivos en la vida diaria. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

Introducción La palabra Química deriva del vocablo griego Khémia, que significa “el arte del trabajo de los metales”, pero este concepto es más amplio, debido a que ayuda a comprender el entorno, y se debe a que todo está conformado por materia, la cual, ya sea en forma de compuestos, elementos o mezclas, se une por su estructura atómica para tener como resultado diversi- dad en el ambiente. Actividad introductoria 1.1 La Química como ciencia La ciencia está basada en un sistema ordenado de conocimientos, pruebas y eviden- cias,verificables, que tienen como objetivo el explicar de forma fidedigna los fenómenos naturales y sociales a partir de una metodología adecuada. Se clasifica en formales (lógi- ca-matemáticas) yfactuales (sociales y naturales), en esta última se encuentra la química. La Química es la ciencia natural que estudia la composición, estructura, propiedades y transformaciones internas de la materia, su interrelación con la energía, así como las le- yes que rigen tales interacciones. 1.1.1 Antecedentes de la Química Desde la antigüedad el hombre ha tratado de dar explicación a los fenómenos en su entorno y replicarlos para su beneficio, tal es el caso del fuego utilizado para ilumi- nar, cocinar los alimentos o construir; en su momento las máquinas de vapor. En la actualidad se sigue desarrollando la Química, por ejemplo, se crea la criomicroscopia electrónica, que es una técnica que utiliza el etano líquido para congelar las moléculas en movimiento, lo que hace posible su análisis casi a tamaño atómico. Actividad 1. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 1.1.2 Ramas de la Química La Química, para su estudio se ha dividido en varias ramas, muchas de las cuales se interrelacionan. Estas ramas son las siguientes: General: investiga los principios teóricos, leyes, reglas y teorías que explican la com- posición y el comportamiento de la materia y la energía. Descriptiva: estudia la composición, propiedades, aplicación y la obtención de las diferentes sustancias.Y se divide en: a) Química orgánica: aborda el estudio del carbono y los compuestos que con- tienen carbono al combinarse con otros elementos como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y con la familia de halógenos. b) Química inorgánica: estudia a los diversos elementos y compuestos que entre ellos se forman, a excepción del carbono y sus compuestos. 4 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Analítica: analiza la composición de todas las sustancias, y se divide en: 5 a) Cualitativa: identifica a los componentes que constituyen a una porción de ma- terial. b) Cuantitativa: determina la cantidad exacta de cada componente de una muestra. Aplicada: la interacción de la Química con otras ciencias ha dado como resultado otras intermedias que analizan temas en específico, por ejemplo: a) Fisicoquímica: estudia la relación de fenómenos físicos y químicos presentes en la materia y procesos industriales, en ella se analiza a la termodinámica, la cinética química, entre otros. b) Bioquímica: encargada de analizar las reacciones químicas en los sistemas vivos, como por ejemplo la fotosíntesis o la respiración celular. c) Química ambiental: en los últimos años ha tomado mucha importancia esta dis- ciplina; analiza la química en nuestro alrededor, suelo, aire, agua y materia viviente; así como, los cambios que se producen de las actividades humanas. Actividad 1. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 1.1.3 Método científico Una de las principales herramientas que la ciencia utiliza para obtener el conocimien- to, es el método científico, el cual, consiste en una serie de pasos ordenados y sistema- tizados que permiten obtener conocimiento explicando los fenómenos que ocurren en el ser humano y en su entorno. Se realiza de la siguiente forma: a) Observación: consiste en ver con atención el fenómeno u objeto de estudio. b) Planteamiento del problema: se elaboran interrogantes que tienen relación con el objeto de estudio; por ejemplo: ¿Por qué? ¿Cuándo? ¿Cómo? ¿Cuáles? c) Hipótesis: con base en la información que se puede tener, se plantea una hipótesis, que es una posible respuesta a la pregunta de investigación; se considera verdadera, mientras no existan otras verdades que la contradigan, además, debe comprobarse experimentalmente. d) Experimentación: la investigación científica exige la reproducción de un fenóme- no observado en condiciones controladas semejantes a las que se efectúa el fenó- meno inicialmente, pero con la posibilidad de modificarlas, con ello se comprueba la influencia de las diferentes variables que intervienen en dicho fenómeno. e) Resultados: se analizan los resultados obtenidos, es necesario interpretarlos para determinar si ayudan a explicar el fenómeno u objeto de estudio. Con base en éstos, se formulan teorías y leyes o se plantean nuevas preguntas de investigación. f) Conclusiones: si la hipótesis ha sido plenamente demostrada mediante la experi- mentación,se desarrolla un modelo, una teoría o una ley, dependiendo el alcance de la investigación; en caso de la que la hipótesis no resulte verdadera debe de desecharse y es necesario proponer una nueva hipótesis y repetir el proceso. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

Actividad 1. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 1.2 La materia, sus propiedades y cambios El aire, el agua, los alimentos o los seres vivos,son materia y ésta se define como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. La materia tiene propiedades ge- nerales y particulares; propiedades intensivas y extensivas;propiedades físicas y químicas, a continuación se explica cada una de estas propiedades: Químicas: las presenta la materia al transformarse de una sustancia a otras diferentes alterando su estructura, por ejemplo: la combustión, la oxidación, la digestión, entre otros. Físicas: son el conjunto de características que se pueden observar o medir en los materiales sin modificar su composición, por ejemplo, la masa, volumen, temperatura, densidad, entre otros. Extensivas: dependen de la cantidad demateria, por ejemplo: masa, peso, impenetrabi- lidad, divisibilidad, inercia, entre otros. Intensivas: no dependen de la cantidad de masa que se estudie, por ejemplo: malea- bilidad, viscosidad, punto de ebullición, punto de fusión, índice de refracción, solubilidad, entre otros. Generales: son aquellas que tienen todos los cuerpos, por ejemplo: peso, masa, longi- tud, porosidad, divisibilidad, entre otros. Particulares: aquellas que sólo algunos cuerpos las tienen, por ejemplo: dureza, visco- sidad, capilaridad, color, entre otros. Específicas: son únicas para cada sustancia y las identifica, por ejemplo: densidad, tem- peratura de ebullición, temperatura de fusión, calor específico, pesos específicos, entre otros. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA En la naturaleza están presentes tres estados de agregación, los cuales son: 1) Sólido: sus moléculas se encuentran acomodadas relativamente en forma orde- nada y periódica, poseen gran fuerza de atracción entre ellas (fuerza de cohesión), mayor energía potencial que cinética sus moléculas y se caracterizan por: forma y volumen definidos, dureza, tenacidad, maleabilidad, tenacidad, ductibilidad, entre otros. 2) Líquido: sus moléculas se encuentran relativamente separadas, su fuerza de cohe- sión es intermedia entre los otros estados de la materia,tienen por características: forma indefinida, volumen definido, viscosidad, fuerza de adhesión, capilaridad, ten- sión superficial, entre otros. 3) Gas: sus moléculas están muy separadas debido a que la fuerza de atracción (co- hesión) entre ellas es casi nula y cada una de ellas se mueve a gran velocidad, por lo que su energía cinética es mayor que la potencial, tienen por características: 6 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

sin forma definida, volumen indefinido, expansibilidad, compresibilidad, entre otros. Bajo condiciones especiales se han obtenido otros estados, llamados artificiales como lo es el condensado de Bose-Einstein y el plasma. El Plasma es el más impor- tante por su abundancia en el universo, aunque en la tierra no lo es tanto; es un gas ionizado a millones de grados Celsius, no puede ser contenido en ningún recipiente y es conductor de la electricidad, su manifestación en la tierra son los relámpagos. Actividad 2. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo CAMBIOS QUE SUFRE LA MATERIA La Química estudia los cambios que sufre la materia, estos cambios o transformaciones pueden presentarse en el aspecto físico, químico o nuclear. Nuclear: también reciben el nombre de reacciones nucleares, ocurren cuando se modi- fica el número de partículas presentes en el núcleo (protones y neutrones) del átomo, la energía que se necesita es mucho mayor que la utilizada en un cambio químico. Los cambios nucleares pueden ser por fisión o fusión. Químico: son cambios internos en la naturaleza de la materia, se experimentan trans- formaciones que dan como resultado nuevas sustancias con propiedades distintas, se requiere mayor cantidad de energía que en un cambio físico, también se les llama reac- ciones químicas, por ejemplo: fotosíntesis, oxidación, combustión, digestión, entre otras. Físico: la materia solo cambia en su forma, posición, tamaño o en su estado de agrega- ción, no se cambia en su naturaleza interna. De estado: se presentan por la variación de la presión y el calor sobre los cuerpos. Es- tos cambios de estado se clasifican en dos tipos: los progresivos, que ocurren cuando la materia pasa de un estado más ordenado a otro menos ordenado (fusión, vaporización, sublimación); y los regresivos, que ocurren cuando la materia pasa de un estado menos ordenado a otro de mayor ordenamiento (solidificación, condensación, deposición). Actividad 2. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 7

1.2.1 Clasificación de la materia 1.2.2 Ley de la conservación de la materia Es fundamental para la Química, fue elaborada en forma independiente por Mijaíl Lomo- nósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785, por lo que también se le conoce como Ley de Lomonósov-Lavoisier, que enuncia: “En un sistema aislado, durante toda reacción química, la masa total en el sistema permane- ce constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa de los productos obtenidos”. Recomendación Para reforzar el conocimiento sobre la ley de la conservación de la materia, visita la siguiente liga: https://rua.ua.es/dspace/bitstream/10045/8444/1/Mass%20conservation%20.pdf Actividad 2. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo 8 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

1.3 Energía Se define como la capacidad que tiene un cuerpo de realizar un trabajo. En la naturaleza se tienen diferentes manifestaciones de la energía que se engloban dentro de dos grandes grupos: cinética y potencial. a) Potencial Es aquella que posee un cuerpo debido a su posición dentro de un campo de fuerzas, es la energía que se asocia a los cuerpos en reposo. Se expresa matemáti- camente por la relación: Ep = mgh Dónde: Ep = energía potencial (=) Joule (J) m = masa (=) Kg g = gravedad (=) 9.81m/s2 h = altura (=) m Ejemplo: Calcular la energía potencial de un objeto, cuya masa es de 2 kg y se encuentra a una altura de 5 m con respecto al nivel del suelo. Datos: m= 2kg h= 5m g= 9.81m/s2 Fórmula: Ep= mgh Sustitución: Ep= (2 kg) (5 m) ( 9.81m/s2) Resultado: Ep= 98.1 J b) Cinética Es la energía asociada a los cuerpos en movimiento; energía que alcanza una par- tícula en razón de la velocidad a la que se desplaza. Su expresión matemática es: Ec = ½ mv2 Dónde: Ec = energía cinética (=) Joule (J) m = masa (=) Kg v = velocidad (=) m/s Ejemplo: Determinar la energía cinética de un proyectil de 1kg, que se desplaza a una velocidad de 10m/s. Datos: m= 1kg v= 10m/s Ec = ? Fórmula: Ec = ½ mv2 Sustitución: Ec = ½ (1Kg)(10m/s)2 Resultado: Ec= 50 J Actividad 3. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 3 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 9

1.3.1 Manifestaciones de la energía La energía interviene en los cambios que sufre la materia y tiene diferentes formas de manifestarse, pero siempre conserva la misma cantidad de energía inicial sin importar a cuál cambie. A continuación, se mencionan algunas: Química: es una energía almacenada en las sustancias, y que se libera por medio de las reacciones químicas, por ejemplo, al consumir alimentos, se obtiene energía de ellos, debido a las reacciones que ocurren durante la digestión. Calorífica: o térmica, se debe al movimiento de las partículas de una sustancia, por lo que representa la suma total de la energía cinética de las sustancias. Radiante: o solar, es producto de las ondas electromagnéticas que viajan incluso en el vacío, como las propagadas por el Sol. Energía eléctrica: se debe al movimiento de electrones a través de un material conductor, como lo son los metales. Sonora: o acústica, consiste en la vibración de las moléculas del medio debido al desplazamiento de las ondas sonoras. Actividad 3. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 3 en tu cuaderno de trabajo 1.3.2 Ley de la conservación de la energía Entre 1832 y 1854 varios científicos propusieron la idea de esta ley, entre ellos Mayer y Joule, en forma independiente realizaron sus experimentos y esta ley enuncia en una idea general: “La energía del universo se mantiene constante de tal manera que no puede ser creada, ni destruida, solo se transforma de una forma o clase a otra”. 1.3.3 Beneficios y riesgos del uso y obtención de las energías Los beneficios del uso de las energías son muchos ya que facilitan las actividades dia- rias, por ejemplo: calefacción, transporte, entretenimiento, entre otros. Pero el costo de estos beneficios se incrementa con el paso del tiempo, siendo que, los índices de contaminación en el planeta aumentan considerablemente por el uso de estas ener- gías convencionales, otros efectos son, por ejemplo, la deforestación y la degradación de los ecosistemas. 10 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

ENERGÍAS LIMPIAS También llamadas no contaminantes, son energías en pleno desarrollo, por la preocupación actual del cuidado del medio ambiente y la reducción de las energías no renovables. Son aquellas que generan un mínimo de residuos contaminantes; no confundirlas con las energías renovables, que no reducen la producción de residuos contaminantes. Ejemplos de energías limpias son: solar, eólica, hidráulica, biomasa, biogas, geotérmica y mareomotriz o undimotriz. Actividad 3. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 3 en tu cuaderno de trabajo 1.4 Modelos atómicos Los griegos fueron los primeros que se preocuparon por conocer la constitución interna de las cosas (materia), el problema es que estos pensadores no utilizaron el método científico, su pensamiento fue puramente teórico.Aproximadamente en el siglo V a. de C. Leucipo y su maestro Demócrito, pensaban que solo había un tipo de materia, la cual al dividirse en partes más pequeñas llegaría a un punto donde no podría seguir dividiéndose, Demócrito bautizó a estas pequeñas partículas como átomos, palabra que significa indivisible. Fue hasta el siglo XIX que se retomó el principio del átomo e infinidad de científicos comenzaron a trabajar en la compresión de la estructura interna de la materia y propusieron diversos modelos atómicos. 1.4.1 Teorías atómicas A continuación, se presenta una breve explicación de diferentes teorías atómicas que han surgido a través del tiempo. a) Teoría atómica de Dalton En 1803, el inglés John Dalton, formula la primera teoría atómica y con ella pudo explicar las propiedades físicas de los gases, ya en 1805 publicó la obra Nuevo siste- ma de la filosofía química, en la cual rescataba las ideas propuestas por Demócrito y Leucipo. La razón que motivó a Dalton a proponer su teoría atómica fue una explicación a las leyes químicas que se habían deducido empíricamente como la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas. La teoría atómica de Dalton comprende los siguientes postulados: Figura 2. • Los elementos están constituidos por partículas indivisibles, diminutas El modelo atómico e indestructibles llamadas átomos. de Dalton concibe el átomo como • Los átomos de los mismos elementos son idénticos en masa, propor- una esfera sólida. ciones y tienen las mismas propiedades físicas y químicas. • Los átomos de un elemento dado son diferentes a los de cualquier otro elemento. • Los compuestos químicos se forman al combinarse dos o más átomos de diferentes elementos en proporciones fijas y sencillas. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 11

b) Teoría atómica de Thomson En 1897, el físico inglés Joseph JohnThomson demostró que los átomos de cualquier elemento pueden emitir diminutas partículas negativas, ya que eran repelidas por la parte negativa de un campo eléctrico, esto lo descubre con un dispositivo llamado rayos catódicos. A estas partícu- Figura 3. las diminutas y negativas les llamó electrones; por lo que su modelo Modelo atómico de atómico consta de una esfera cargada uniforme y positivamente dentro Thomson. Describe de la cual flotan al azar los electrones. al átomo como un budín de pasas. c) Teoría atómica de Rutherford En 1899, Ernest Rutherford, observó qué cuando un haz de partículas alfa emitidas por el elemento radioactivo Polonio golpeaban contra una lámina de oro, algunas de las partículas incidentes rebotaban hasta el punto de invertir completamente la dirección de su trayectoria. Esto Figura 4. era increíble como si al disparar una bala contra una hoja de papel, esta Modelo atómico de rebotara. Con el fin de explicar este hecho Rutherford propuso en Rutherford. 1911 la existencia del núcleo atómico como una zona central densa, Semejaba a un en la cual se concentraba cerca del 99.95% de la masa atómica. sistema planetario. d) Teoría atómica de Bohr En 1913, el físico danés Niels Bohr, tomando como base el modelo de su maestro Rutherford, trató de incorporar en él, la teoría de cuantos de energía desarrolla- da por Max Planck y el efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein. Bohr planteaba la existencia de niveles energéticos donde se encontraba el electrón, los cuales podían tener cierta cantidad de energía cuantizada. Bohr plantea los siguientes postulados para su modelo atómico: • El electrón solo podrá girar en ciertas orbitas circulares de energía y radios determinados, y al moverse en ellas el electrón no radiará energía. En ellas la energía del electrón será constante. Figura 5. • En estas orbitas se cumplirá que el momento angular L del electrón Modelo atómico será múltiplo entero de h. Éstas serán las únicas orbitas posibles. de Bohr. Presenta niveles de energía. • El electrón solo emitirá energía cuando estando en una de estasórbi- tas pase a otra de menor energía. e) Teoría atómica de Schrödinger En 1926, Schrödinger describe el comportamiento y la energía del electrón en un átomo por medio de una ecuación, este modelo matemático complejo describe a los electrones como ondas, y con él se puede determinar la probabilidad de loca- 12 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

lizar a un electrón en una región del átomo (densidad electrónica). Con esta pro- puesta se inició la etapa de la mecánica cuántica. El modelo atómico de Schrödinger postula que: • Los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas. • Los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espa- cio con una alta probabilidad de encontrar un electrón. Figura 6. • Se tienen que tomar en cuenta los números cuánticos. Modelo atómico de Schrödinger o de • En un átomo no puede haber electrones con los cuatro números la mecánica cuántica. cuánticos iguales. Es un modelo tridimensional. 1.4.2. Partículas subatómicas Son aquellas partículas más pequeñas que el átomo, los modelos atómicos consideran básicamente tres: • Protón. Descubierta por Rutherford: partícula de carga positiva (+) que se ubica en el núcleo del átomo. • Neutrón. Descubierta por Chadwick: partícula sin carga eléctrica (+/-) que se encuentra en el nucleó atómico. • Electrón. Descubierta por Thomson: es una partícula que tienen una unidad de carga negativa, gira alrededor del núcleo atómico. En el siguiente cuadro se exponen las propiedades de las partículas subatómicas. Partícula Símbolo Carga (C) Carga neta Masa (g) Masa relativa a la masa de un e- Electrón e- -1.602 x 10 -19 o relativa 9.1095 x 10 -28 Protón P + 1.602 x 10 -19 1.6725 x 10 -24 1 Neutrón n -1 1.6749 x 10 -24 Neutra +1 1.836 0 1.838 En la actualidad se han descubierto otras partículas subatómicas como: quarks, neu- trinos, bosones o fotones. Actividad 4. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 1.4.3 Propiedades de los átomos Muchas de las propiedades físicas de los átomos, como la densidad, la masa o capa- cidad radiactiva se relacionan con el núcleo. Mientras que las propiedades químicas dependen de la disposición de los electrones en la periferia del átomo, por ejemplo: UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 13

la capacidad de formar compuestos con átomos de otros elementos.Algunas propie- dades físicas de los elementos y compuestos como el punto de fusión, de ebullición, el color o la dureza, están determinados por la cubierta externa de los electrones en el átomo (número de oxidación). Para poder describir un elemento químico es necesario mencionar algunas propiedades, como su número atómico, el número de masa o su masa atómica. a) Número atómico (Z) Indica el número de protones presentes en el núcleo y se representa con la letra Z. Debido a que la carga de un átomo es nula, el número de protones debe ser igual al número de electrones, por lo tanto, Z también representa cuántos electrones posee un átomo. Actividad 4. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 4 en tu cuaderno de trabajo b) Número de masa (A) De un átomo corresponde a la suma de protones y neutrones que hay presentes en el núcleo atómico, el número de neutrones presentes se representa con la letra N. El número de masa se puede calcular con la fórmula: A=Z+N Ejemplo: el nitrógeno tiene 7 protones y 7 electrones, además cuenta con 7 neu- trones, por lo que su número de masa es 14. A = Z + N A = (7) + (7) A = 14 c) Masa atómica También se le conoce como peso atómico: Corresponde al promedio de la masa de los distintos isotopos según las abundancias relativas naturales de estos en di- cho elemento. La masa del átomo y sus partículas normalmente se miden en unidades de masa atómica (uma). Por ejemplo: el plomo consta de cuatro isotopos naturales, cuyas masas son 203.97302, 205.9744, 206.97587 y 207.97663 uma y sus abundancias relativas son 1.4%, 24.1%, 22.1% y 52.4% con esto se obtiene la masa atómica promedio, como se muestra a continuación. 14 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Isotopo Masa (uma) Abundancia Masa x Abundancia relativa (%) 1 relativa 2 3 203.97302 1.4 2.8556 4 205.9744 24.1 49.6398 206.97587 22.1 57.6757 Figura 8. 207.97663 52.4 108.9797 Plomo. Elaboración propia. Masa atómica promedio: 207.21688 Figura 9. Masa atómica. Elaboración propia. Actividad 4. Ejercicio 3 15 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 4 en tu cuaderno de trabajo NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos son parámetros o valores que satisfacen la ecuación energética del modelo atómico de la mecánica cuántica. Los números cuánticos describen el estado energético, el tamaño, la forma y la orientación espacial de los electrones en los orbitales que se encuentran rodeando al núcleo. En la actualidad, la teoría mecánico-cuántica es la más aceptada para explicar la estructu- ra del átomo a partir del comportamiento de los electrones. El núcleo solo está formado por neutrones y protones y se encuentra rodeado por niveles estacionarios de energía (número cuántico n), constituidos por subniveles (número cuántico l), que presentan un determinado número de orbitales (número cuántico m), en los que existe mayor pro- babilidad de encontrar a los electrones que giran constantemente sobre su propio eje (número cuántico s). Para describir la ubicación de electrones en el átomo, se utilizan cuatro números cuán- ticos, los cuales son: Número cuántico principal (n): (cuántico espacio-energético fundamental). Es una me- dida del tamaño del orbital y puede tener cualquier valor entero desde 1 hasta el infinito. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

Mientras más grande sea el valor de n, mayor será su órbita y los electrones estarán más alejados de la influencia del núcleo. El valor de n es el factor principal para determinar la energía del electrón. Cada valor de n está asociado con una letra, de la siguiente manera. n= 1; K n= 2; L n= 3; M n= 4; N n= 5; O n= 6; P n= 7; Q Figura 10. Número cuántico principal. Elaboración propia. Número cuántico secundario ( ): (cuántico del momen- to angular-azimutal). Determina la forma del orbital, es de- cir, la región donde el electrón se mueve. Los posibles valores de l dependen de n de modo que, para cada valor de n, l puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y (n-1). Por ejemplo, sin=4, el número de l puede tomar los valores 0, 1, 2 y 3. Se acostumbra a simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número cuántico l: los diferentes orbitales (s, p, d y f) se conocen informalmente como subniveles de energía. Figura 11. Número cuántico secundario. Elaboración propia. Valor de l Tipo de orbital 0 s (Sharp – líneas débiles pero a frecuencias muy precisas) 1 p (principal – líneas principales) 2 d (diffuse - líneas difusas) 3 f (fundamental – líneas comunes en diferentes espectros) Número cuántico magnético (m): deter- mina la orientación que pueden presentar los orbitales de un mismo subnivel en rela- ción con un campo magnético externo. Por cada valor de l, m puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre -l y +l. Así, si l=2, los valores posibles de m serán: -2, -1, 0, 1 y 2. Figura 12. Número cuántico magnético. Elaboración propia. 16 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Figura 12. Número cuántico magnético. Elaboración propia. Número cuántico de spin (s): determina la orientación del giro del electrón sobre su propio eje, generando un campo eléctrico que solo puede tener dos direcciones: en el sentido de las manecillas del reloj y en senti- do contrario a éstas. Los valores numéricos para este parámetro son + ½ y – ½ y se re- presentan por una flecha hacia arriba y otra hacia abajo. 1.4.4 Configuración electrónica Es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (subniveles y orbitales) de un determinado átomo. El magnetismo, la oxidación, la reactividad, son algunas de las propiedades de los elementos que dependen de la forma como se distribuyen sus electrones alrededor del núcleo atómico. Por ello, es importante conocer la configuración electrónica, para la cual, debes tener en cuenta los siguientes principios básicos (números cuánticos): 1) Los electrones de un átomo se pueden localizar en siete niveles de energía (n), numerados desde el 1, siendo éste el más cercano al núcleo atómico; hasta el 7, el más alejado. 2) En cada nivel energético los electrones se encuentran ubicados en diferentes sub- niveles (l) que pueden ser s, p, d y f. 3) A su vez, en cada subnivel existe un determinado número de orbitales (m). 4) Cada orbital puede tener como máximo dos electrones con spin (s) opuesto. Para construir las configuraciones electrónicas se aplican los siguientes principios fundamentales: a) De edificación progresiva o regla de Aufbau (construcción). Cada nuevo elec- trón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía, es decir, aquellos en donde la suma de (n + l) sea menor. La secuencia de llenado se lleva a cabo mediante la regla de las diagonales. Energía 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 XXXXXXXxxxxxx 17 UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

b) De exclusión de Pauli. Un orbital no puede contener más de dos electrones y los espines de dichos electrones deben tener valores opuestos. XXXXXXXxxxxxx c) De máxima multiplicidad o regla de Hund. Dentro de un subnivel, los prime- ros electrones ocupan orbitales separados y tienen espines paralelos, es decir, los electrones se colocan de uno en uno a los orbitales de la misma energía, cuando estos orbitales ya contienen un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el mismo orden y sentido contrario. Cuando un orbital contiene únicamente un electrón se dice que el electrón está desapareado. XXXXXXXxxxxxx Para escribir la configuración electrónica se utiliza la siguiente notación: XXXXXXXxxxxxx Ejemplo: 7 N = 1s2 2s2 2p3 10 Ne = 1s2 2s2 2p6 15 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Actividad 4. Ejercicio 4 Realiza el ejercicio 4 de la actividad 4 en tu cuaderno de trabajo 18 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

REPRESENTACIÓN GRÁFICA La representación gráfica o diagrama energético es utilizado para observar claramente la distribución electrónica de cada uno de los niveles, subniveles y orbitales del átomo. Los electrones se representan con flechas y se anotan sobre una línea que representa cada uno de los orbitales correspondientes; debajo de esta línea se anota el número de nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital. XXXXXXXxxxxxx Ejemplo: Actividad 4. Ejercicio 5 Realiza el ejercicio 5 de la actividad 4 en tu cuaderno de trabajo REGLA DE KERNEL O CONFIGURACIÓN ABREVIADA Para simplificar la escritura de las configuraciones electrónicas o los diagramas ener- géticos, éstas se pueden abreviar con la regla de Kernel, que consiste en escribir entre corchetes [ ] el símbolo del gas noble que antecede inmediatamente al elemento cuya configuración electrónica se desea escribir, esto indica que su configuración electrónica está incluida en la del elemento a describir, inmediatamente después del corchete se co- loca la configuración electrónica faltante hasta completar el total de electrones . Ejemplo: 15 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 15 P = [ 10 Ne ] 3s2 3p3 UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 19

1.5 Isótopos Los isótopos son átomos cuyo núcleo tiene el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Frederick Soddy encontró que varias sustancias con diferentes propiedades radiactivas y pesos atómicos, eran el mismo elemento, a estas sustancias las llamó Isótopos (del griego “mismo lugar”). La mayoría de los elementos tiene varios isótopos, por ejemplo: 123 HHH 1 1 1 Protio Deuterio Tritio Un protón Un protón Un protón Un electrón Un neutrón Dos neutrones Un electrón Un electrón La combinación de neutrones y protones que presentan los isótopos son muy inestables. Por lo que decaen emitiendo a menudo diferentes tipos de radiaciones (alfa, beta, gamma). Los isótopos se han utilizado en la medicina, la petroquímica, la producción de energía, la fabricación de chips, entre otros. Actividad 4. Ejercicio 6 Realiza el ejercicio 6 de la actividad 4 en tu cuaderno de trabajo Autoevaluación 20 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

UNIDAD II Tabla periódica y enlaces químicos Organizador previo Objetivos particulares Al finalizar esta unidad, serás capaz de: • Describir el proceso histórico de la construcción de la tabla periódica. • Ubicar a los elementos químicos en la tabla periódica a través de la interpretación de la configuración electrónica. • Identificar los diferentes tipos de enlaces que unen a las moléculas. • Explicar las propiedades macroscópicas de los líquidos y de los gases, a partir de las fuerzas intermoleculares que los constituyen. • Reconocer la importancia del enlace puente de hidrógeno en la conformación de la estructura de las biomoléculas. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 21

Introducción Los griegos pensaban que toda la materia estaba constituida por cuatro elementos fun- damentales: tierra, agua, aire y fuego. Posteriormente, se definió que un elemento, es todo aquello que está conformado por átomos de la misma clase, fueron descubiertos varios elementos químicos y al paso de los años se acumularon más, en la actualidad se han des- cubierto 118 elementos los cuales se agrupan en la tabla periódica moderna. La aplicación de nuevas tecnologías ayudó a determinar algunas de sus propiedades y características al combinarse y dar lugar a los compuestos debido a los enlaces químicos que pueden formar- se. Los enlaces químicos y las interacciones intermoleculares dan origen a las sustancias que conforman el entorno. Actividad introductoria 2.1 Tabla periódica La tabla periódica de los elementos que conocemos es una distribución esquematizada de ellos, comprendiendo sus semejanzas y diferencias a partir de la estructura electróni- ca de los átomos que conforma a cada elemento. 2.1.1 Antecedentes históricos de la tabla periódica Desde la antigüedad se identificaron varios elementos y se analizaron sus propieda- des, pero fue hasta el siglo XVIII, que Lavoisier recopiló una lista de 23 elementos conocidos hasta ese momento y estableció una nomenclatura parecida a la actual para identificarlos. En el mismo siglo Jeremías B. Richter, descubre que sus masas y las cantidades en las que se combinan guardan una relación constante, debido a esto, realiza el primer ensayo de un sistema periódico de los elementos.Ya para el siglo XIX se incrementaba la lista de elementos conocidos a 55, los científicos se preguntaban, ¿cuántos podrían ser? ¿Cuál sería su orden?, muchas interrogantes más surgían. Jöns Jacob Berzelius, introduce el sistema actual de símbolos químicos, donde cada ele- mento se representa por su letra o par de letras iniciales de su nombre (la letra J es la única letra que no aparece en la tabla periódica). Actividad 1. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo PRINCIPALES CIENTÍFICOS ORGANIZADORES DE LOS ELEMENTOS Johann Wolfgang Döbereiner. En 1817, presenta su primer informe donde explicaba la relación que existe entre la masa y las propiedades de los diferentes elementos. Organizó a los elementos en grupos de tres, llamadas “triadas”, donde la masa del elemento central era aproximadamente el promedio de las masas atómicas de los otros dos elementos. Se llegaron a conocer alrededor de 20 triadas. 22 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Li Na K S Se Te Cl Br I 7 23 39 32 79 128 35 80 126 Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois. En 1862, manifiesta la periodicidad de los elementos químicos, propuso una forma de clasificar a los elementos, la llamada hélice telúrica, al disponerlos en espiral sobre un cilindro en orden creciente de sus masas atómicas. John Alexander Reina Newlands. En 1864, junto con Chancourtois, organizó a los 56 elementos conocidos en ese momento, conforme a su masa en forma progresiva, obser- vó que sus características eran manera semejante en intervalos de cada siete y el octavo tenía características semejantes al primero, el noveno al segundo, Newlands llamó a esto ley de las octavas (referente a la escala musical). Octavas de Newlands 1 2 3 4 5 67 Li Be B C N OF Na Mg Al Si P S Cl K Ca DmitriIvanovich Mendeléiev. En 1869, publica una tabla con- teniendo a 63 elementos químicos organizados por su masa atómica en orden creciente. Propone que las propiedades de los elementos se repiten con cierta periodicidad y que están relacionadas con la masa atómica. En su tabla deja varias ca- sillas vacías para aquellos elementos que aún no habían sido descubiertos. Figura 1. Retrato de Dmitri Ivanovich Mendeleyev. Julius Lothar Meyer. En 1870, propuso su tabla periódica de los elementos muy parecida a la de Mendeléiev, tomando como base a su volumen, número atómico, punto de fusión y punto de ebullición de los elementos. Figura 2. Retrato de Julius Lothar Meyer. Actividad 1. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 31 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 23

Periodos 2.1.2 Tabla periódica moderna En 1913, Moseley sugirió que los elementos se ordenaran de acuerdo con su número atómico en forma creciente y empleando su configuración electrónica. La tabla perió- dica moderna presenta 118 elementos, según su número atómico (Z). Un elemento es la sustancia más simple que se conoce; en la tabla periódica desde el elemento 1 al 98 son elementos que se pueden encontrar en la naturaleza, el resto son obtenidos por desintegración radioactiva y otros procesos nucleares. A condiciones normales o temperatura ambiente se identifican cinco elementos en estado líquido, once en estado gaseoso y el resto serían sólidos. La casilla que ocupa cada elemento químico, contiene información relevante, por ejemplo: 2.1.3 Propiedades de los elementos químicos Los elementos se ubican por sus propiedades en: filas horizontales llamadas periodos; columnas denominadas grupos o familias y en bloques que se designan por su confi- guración electrónica. Periodos Son las filas horizontales las cuales son 7 y se identifican por numero arábigos, en cada periodo inicia un nivel energético, por ejemplo, los átomos de los elementos del ter- cer periodo tienen tres niveles energéticos, y va aumentado conforme se va bajando en la tabla periódica. En el sexto periodo se incluye a los lantánidos y en el séptimo periodo se incluyen a la serie de los actínidos. Actividad 1. Ejercicio 4 Realiza el ejercicio 5 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 24 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Grupos También se les llama familias y son las columnas de la tabla periódica, se pueden desig- nar con los números romanos del I al VIII (cuando se utilizan los números romanos se dividen en los subgrupos A y B) o con números arábigos del 1 al 18 y tierras raras; el subgrupoVIIIB está formado por triadas de elementos. Los elementos que pertenecen a cada grupo repiten sus propiedades físicas y químicas, y tienen en su último nivel de energía el mismo número de electrones. La designación de letras A y B desde 1987 se cambió por la numeración arábiga, pero aún se sigue utilizando. Actividad 1. Ejercicio 5 Realiza el ejercicio 5 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Bloques La tabla periódica actual cuenta con cuatro bloques denominados: s, p, d y f. Donde se agrupan los elementos dependiendo la terminación de su configuración electrónica. Por ejemplo: el litio, sodio, potasio y bario pertenecen al bloque “s” ya que su(s) elec- trón(es) más externo(s) está en el orbital s. Li (1s2 2s1), Na (1s2 2s2 2p6 3s1), K (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1) Ba (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 2d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2) Figura 6. Bloques. Elaboración propia. 25 UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

Actividad 1. Ejercicio 6 Realiza el ejercicio 6 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 2.1.4 Propiedades periódicas Existe una gran cantidad de número de propiedades de los elementos y de sus com- puestos que muestran un comportamiento periódico, sin embargo, antes de continuar con el tema, es importante la siguiente actividad. Actividad 1. Ejercicio 7 Realiza el ejercicio 7 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Las propiedades de los elementos se presentan en forma periódica, es decir, se repi- ten secuencialmente a lo largo de los periodos y grupos. Propiedades físicas como: aspecto metálico, conductividad térmica, conductividad eléctrica, volumen atómico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, entre otras; o propiedades químicas como las relaciones estequiométricas en los óxidos, hidruros, sales, entre otros; muestran estas variaciones periódicas, las cuales cumplen con la ley periódica de Moseley.Algunas de estas propiedades periódicas son: a) Electronegatividad Es la capacidad que tiene el átomo de un elemento para atraer y retener electrones hacia él, cuando trata de combinarse químicamente, es decir, formar compuestos. Luis Carl Pauling, desarrolla el concepto de electronegatividad en un enlace químico, el átomo de mayor electronegatividad atrae con mayor fuerza a los electrones del enlace. Esta propiedad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba; así el elemento más electronegativo es el Flúor (4.0) y el menos el Francio (0.7), estos valores se expresan en unidades arbitrarias llamadas Pauling. Figura 7. Electronegatividad. Elaboración propia. 26 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

b) Energía de ionización También se le llama potencial de ionización; es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso. La energía de ionización influye en la formación del enlace químico y en las propiedades reductoras de los elementos químicos. El electrón voltio (eV) es la unidad para la energía de ionización, 1ev es igual a 96.5kJ/mol. Entre los principales factores que alteran la energía de ionización son: a) La carga nuclear: a mayor carga nuclear, mayor energía de ionización. b) El efecto pantalla: mientras mayor es el efecto de pantalla, menor es la energía de ionización. c) El radio: mientras mayor es la distancia entre el núcleo y los electrones externos del átomo menor es la energía de ionización. d) El subnivel: un electrón en un subnivel que está lleno o a medio llenar, requiere energía adicional para ser removido. Aumenta Figura 8. Energía de ionización. Elaboración propia. Como todos los átomos después del hidrógeno tienen más de un electrón, se determina que en cada átomo hay una energía de ionización para cada electrón, para el primer electrón sería la primera energía de ionización, para el segundo electrón será la segunda energía de ionización y así sucesivamente. Por ejemplo: Elemento Configuración electrónica Energía de ionización Li 1s2 2s1 Primera Segunda Tercera K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 C 1s2 2s2 2p2 520 7297 11810 F 1s2 2s2 2p5 418.8 3069 4600 1086 2352 4619 1681 3375 6045 UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 27

Aumenta c) Afinidad electrónica Es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ion de carga 1- (es la medida de adquirir electrones). Los halógenos tienen la más alta afinidad electrónica, los cuales, forman iones negativos, mientras que los metales forman iones positivos.Tiene por unidades al electrón voltio (1ev = 96.5kJ/mol). La convención es asignar un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo cuando se libera. Esta propiedad es importante para predecir el carácter oxidante de un elemento químico. RADIO ATÓMICO Es la distancia promedio entre el núcleo atómico y la capa electrónica más externa, los radios más pequeños se encuentran en los halógenos y los mayores se localizan en los metales alcalinos. La unidad del radio atómico es el angstrom (1A =1x10-10m) o en pi- cometros (1pm = 1x10-12m). Cuando un elemento metálico pierde electrones, su radio disminuye, y cuando un elemento metálico gana electrones su radio se ve incrementado. Figura 9. Radio atómico. Elaboración propia. RADIO IÓNICO El radio iónico hace referencia a la distancia del núcleo del átomo, al electrón más alejado y estable del mismo, respecto al ion. Los átomos pueden perder o ganar electrones, lo que los convierte en iones. Un ion negativo aumenta de tamaño por la ganancia de elec- trones y un ion positivo reduce su tamaño debido a que pierde electrones. El radio iónico en la tabla periódica aumenta conforme desciende y disminuye de izquierda a derecha. 28 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Figura 10. Radio iónico. 29 Actividad 1. Ejercicio 8 Realiza el ejercicio 8 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 2.1.5 Utilidad e importancia de los metales y no metales Los metales son elementos químicos que se caracterizan por ser buenos conduc- tores de la electricidad y del calor; a temperatura ambiente son sólidos (a excepción del mercurio, el galio, cesio y francio) tienen alta densidad, y sus sales forman iones electropositivos en disolución. Ejemplos son los elementos del grupo 1 al 12 de la tabla periódica. Los elementos no metálicos, no son buenos conductores de la electricidad, ni del calor, estructuralmente son muy débiles, por lo que no se pueden moldear en láminas o estirar. Ejemplos de los no metales son: los elementos llamados halógenos y los ga- ses nobles (grupos 17 y 18 de la tabla periódica). Metaloides o semimetales, es una tercera categoría de elementos de la tabla perió- dica, sus propiedades son intermedias entre los metales y no metales, en condiciones normales de presión y temperatura son semiconductores de la electricidad y del calor, la conducción eléctrica de las sustancias semimetálicas aumenta con la temperatura por lo que se emplean en la fabricación de celdas solares, circuitos eléctricos, micro- procesadores, entre otros. Actividad 1. Ejercicio 9 Realiza el ejercicio 9 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

UTILIDAD E IMPORTANCIA DE LOS METALES Y NO METALES EN MÉXICO Desde la época prehispánica ya se conocían y se utilizaban varios metales, por ejemplo: el oro, la plata, el cobre, el estaño, el mercurio y el plomo; por los orfebres y artesanos. En la actualidad, México es un importante productor de minerales como hierro, zinc, cobre, plomo, manganeso, oro y plata, entre otros. Actividad 1. Ejercicio 10 Realiza el ejercicio 10 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 11 Realiza el ejercicio 11 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 12 Realiza el ejercicio 12 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 2.2 Enlaces químicos e interacciones intermoleculares Se le llama enlace químico al conjunto de fuerzas entre átomos y moléculas que mantie- nen unidos a éstos, cuando forman distintas agrupaciones estables, diatómicas o poliató- micas. La formación de un enlace es un proceso químico que va acompañado de cierta variación de energía potencial. En el proceso de formación de un enlace se desprende energía, de manera que se requiere del suministro de una cantidad de energía igual o superior a la desprendida en la formación del enlace para separar los átomos que formaron el enlace. En este sentido, la energía de enlace es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos, separándolos a una distancia infinita. Las fuerzas que originan un enlace químico se clasifican en fuerzas intramoleculares (interacciones fuertes), que son los enlaces químicos que dan origen a la molécula; y fuerzas intermoleculares (inte- racciones débiles), las cuales determinan y explican las propiedades físicas de las sustan- cias.A partir de lo anterior, se establecen las dos reglas siguientes: Regla del octeto Los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis propusieron de manera independien- te, que la formación de los enlaces químicos entre los átomos se debía a que éstos tienden a adquirir una configuración electrónica similar a la de los gases nobles.A esta conclusión se le llama regla del octeto. Esta regla del octeto enuncia que: la mayoría de los elementos distintos a los gases nobles reaccionan químicamente y pueden ganar, perder o compartir electrones hasta obtener ocho en la última capa valencia, adquiriendo así la configuración del gas noble más cercano, de acuerdo a su posición en la tabla periódica. 30 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Estructura de Lewis Gilbert Lewis, para facilitar la representación de los electrones del nivel de valen- cia, propuso una simbología, que consiste en escribir los símbolos de los elementos químicos rodeados de tantos puntos como electrones tenga el átomo en el nivel de valencia, los puntos se van colocando uno a uno alrededor del símbolo, un punto (cruz o círculo) por cada electrón, y a esto le llamó estructura de Lewis o diagramas. En la siguiente tabla se ejemplifica la estructura de Lewis de algunos elementos. Elemento Configuración Grupo o familia Electrones Estructura de Lewis 7N electrónica 13 – IIIA de valencia 9F 17 – VIIA 10 Ne 1s2 2s2 2p3 18 – VIIIA 3 11 Na 1s2 2s2 2p5 7 15 P 1s2 2s2 2p6 1 – IA 8 1s2 2s2 2p6 3s1 15 – VA 1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 5 Tabla 1. Estructura de Lewis. Nota. Se utilizan cinco elementos para realizar la estructura de Lewis. Elaboración propia. Figura 11. Estructura de Lewis. Elaboración propia. 31 Actividad 2. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

2.2.1 Tipos de enlace químico Los enlaces químicos se forman durante las reacciones químicas, donde los electrones de valencia se reorganizan generando fuerzas de atracción que mantendrán unidos a los átomos. Los compuestos químicos se clasifican en forma general en los siguientes tipos de enlace: a) Enlace Iónico Se presenta cuando se transfieren uno o más electrones de valencia de un átomo a otro átomo. El enlace iónico consiste en la unión de iones con carga de signo con- trario (anión: ion de carga negativa; catión: ion de carga positiva) mediante fuerzas de tipo electrostático. Este tipo de enlace se describe en los compuestos formados por un metal y un no metal, debido a que, la pérdida o ganancia de electrones es un proceso compartido, un elemento dona electrones y otro los acepta. Por lo general, los metales con baja electronegatividad tienden a unirse con no metales de alta electronegatividad, tra- tando de adquirir ocho electrones en su último nivel energético (regla del octeto). Por ejemplo, la representación de Lewis para el cloruro de sodio: Los compuestos con enlace iónico, presentan las siguientes propiedades: • Son sólidos a temperatura ambiente. • En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. • Tienen altos puntos de fusión. • Son duros pero frágiles. • Ofrecen mucha resistencia a la dilatación. • Son muy solubles en agua y otros disolventes polares. • Presentan gran diferencia de electronegatividad. b) Enlaces covalentes Son el resultado de compartir uno o más pares de electrones entre los átomos que se unen. Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos o más átomos es muy pequeña o cero, estos átomos tienden a compartir los electrones de valen- cia de sus capas externas, porque cada átomo ejerce la misma fuerza de atracción sobre los electrones. Los compuestos covalentes dan origen a moléculas. Una molécula es un conglome- rado eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos por pares compartidos de electrones que se comportan como una sola unidad. La representación de Lewis para un enlace covalente, puede ser, por ejemplo, la del ácido clorhídrico: 32 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

También se puede representar como: H - Cl (la línea representa el par de electrones compartidos que une a los dos átomos) Cuando se presenta una simple covalencia entre dos átomos es por compartición de dos electrones, pero si son dos pares de electrones los que se comparten, en- tonces será una doble covalencia y se puede tener hasta una triple covalencia, en cualquier caso, también se les conoce como covalencias múltiples. Se distinguen tres tipos de enlaces covalentes: polar, no polar y coordinado. • Covalente polar Se presenta cuando átomos que se enlazan tienen una diferencia de electronegati- vidad entre 0.5 y 1.7, se produce una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, originando así un polo parcialmente positivo (δ+) y otro parcialmente negativo (δ-). La zona que pertenece átomo de mayor electronegatividad será el polo negativo y la de menor electronegatividad será el polo positivo. Este tipo de molécula se le llama polar, ejemplo de este enlace polar puede ser la molécula del ácido clorhídrico (HCl) o la del agua (H2O). Figura 12. Enlace covalente polar. Figura 13. Polaridad de enlace de la molécula de agua. También se le llama covalente puro o homopolar, cuando las moléculas están for- madas por átomos iguales éstas no presentan diferencias en su electronegatividad, por lo cual se llaman moléculas no polares. Los pares de electrones comparti- dos en estas son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad y no hay polos porque la nube electrónica se distribuye uniformemente y los electrones de enlace se sitúan justamente entre los átomos enlazados. Moléculas como el H2, O2, N2, F2, Cl2, I2 y Br2 presentan este tipo de enlace. Figura 14. Molécula de hidrógeno. 33 UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

• Covalente coordinado A este enlace también se le conoce como dativo, ocurre entre átomos distintos, cuando un átomo (donador) no metálico comparte un par de electrones con otro átomo (receptor), el receptor los acomoda en un orbital vacío para que ambos átomos completen su octeto. Por ejemplo: el ácido sulfúrico (H2SO4) donde el azufre dona electrones al oxíge- no, en el ácido nítrico (HNO3) el nitrógeno al oxígeno y en el cloruro de amonio (NH4Cl) donde el nitrógeno dona electrones al hidrógeno. Los enlaces covalentes tienen propiedades muy variadas, se pueden presentar en los tres estados de agregación; sólidos como el azúcar, mantequilla y las ceras; líquidos como el alcohol etílico, la gasolina y el petróleo; y gases como: el oxígeno, el nitrógeno y el gas natural. En general, los compuestos covalentes se caracterizan por: • Tener bajos puntos de fusión y ebullición. • Ser relativamente blandos y malos. • Conductores del calor y electricidad, cuando se tratan de cuerpos sólidos. • Ser estables y de escasa reactividad. c) Enlace metálico Los metales tienen propiedades muy particulares: conducen la electricidad y el ca- lor, son maleables y dúctiles, y poseen generalmente puntos de ebullición y fusión altos, esto se explica por las características especiales que les confieren los enla- ces. Aunque entre los metales no hay un enlace químico verdadero, sí existe una interacción que mantiene unidos a los átomos de estos elementos y que permite explicar las propiedades de los metales y la formación de las aleaciones. Un enlace metálico se forma entre metales que tienden a perder sus electrones de valencia, los cuales forman una nube de electrones alrededor de núcleos equi- distantes, dicho modelo se conoce como el mar de electrones de valencia. En esta nube navegan los electrones libremente formando un enlace resistente que repele la luz por lo que podemos ver un brillo metálico.Así mismo, los electrones tienen una facilidad de movimiento dando como resultado que sean muy buenos conduc- tores de la electricidad. Otra teoría que se utiliza para analizar el enlace metálico es la teoría de bandas. A continuación, se mencionan algunas características que se derivan del enlace metálico: • Son buenos conductores de la electricidad y del calor. • Sus densidades son muy elevadas, debido a la agrupación de sus átomos, lo que da lugar a estructuras muy compactas en forma de redes tridimensionales. • Generalmente son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio y del galio. • Presentan gran resistencia, debido a la enorme fuerza de cohesión. • Son dúctiles y maleables. • Tienen altos puntos de ebullición y de fusión. 34 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

• Presentan efecto fotoeléctrico; es decir, emiten electrones cuando son sometidos 35 a una radiación de determinada energía. • Reaccionan con el oxígeno para formar óxidos básicos. • Presentan brillo característico. Actividad 2. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo 2.2.2 Fuerzas intermoleculares Se definen como las fuerzas de atracción que existen entre moléculas y que provocan que permanezcan asociadas entre sí. Las fuerzas intramoleculares unen a los átomos de una molécula, las intermoleculares mantienen unidas a las moléculas, las fuerzas intermoleculares son muy débiles en comparación con las fuerzas intramoleculares. Se necesita poca energía para hacer pasar una sustancia líquida al estado gaseoso venciendo las fuerzas intermoleculares, pero es necesario utilizar una gran cantidad para romper los enlaces químicos de una molécula. El término intermolecular, aunque se refiere exclusivamente a sustancias moleculares, también se refiere a cualquier tipo de partículas. Si las fuerzas intermoleculares no existieran, todas las sustancias serían gaseosas y no habría estado líquido ni sólido. Estos enlaces son débiles y de corto al- cance, y son responsables de algunas de las propiedades macroscópicas de la materia, como el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, etc. Entre las fuerzas intermoleculares se tienen las fuerzas de Van der Waals y el puente de hidrógeno. a) Fuerzas de Van der Waals Son interacciones moleculares muy débiles entre moléculas eléctricamente neu- tras; son más débiles que los enlaces covalentes, su importancia radica que son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en los procesos biológicos; se dividen en: • Atracción Dipolo-dipolo Se presenta entre moléculas polares iguales o diferentes. Se denomina dipolo a las moléculas que disponen de zonas cargadas negativamente y positivamente debido a la electronegatividad y concentración de los electrones en las moléculas. Se aco- modan de tal forma que producen uniones débiles entre ellas. Los puntos de fusión y de ebullición se ven modificados debido a esta atracción, estos tienden a ser más altos en las sustancias polares que en las no polares. • Dipolo-dipolo inducido También llamadas fuerzas de London, sucede cuando una molécula polar induce una distorsión en la nube electrónica de una molécula no polar al aproximarse entre sí, provocando un movimiento desordenado o disperso de los electrones en los átomos, creando un dipolo instantáneo que se conoce como dipolo inducido. Un factor externo, como la disminución de la temperatura ayuda a la formación del UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

dipolo inducido, debido a esta interacción se produce la solubilidad de los gases no polares en el agua, por ejemplo, el O2, N2 y el CO2. b) Puente de hidrógeno Es una interacción dipolo-dipolo de las más importantes que se da entre moléculas polares, ocurre cuando el átomo de hidrógeno de una molécula (polo positivo) y un átomo altamente electronegativo (polo negativo) y de volumen pequeño de otra molécula, como lo pueden ser el flúor, nitrógeno y oxígeno se enlazan de ma- nera covalente. Los puentes de hidrógeno en la molécula del agua pueden formar cuatro puentes de hidrógeno, lo que explica sus elevados puntos de fusión (0°) y de ebullición (100°), ya que se requiere una gran cantidad de energía para romper los puentes de hidrógeno y pasar de un estado de agregación a otro; otros ejemplos de puentes hidrógeno son los presentes en alcoholes (metanol y etanol), fluoruro de hidróge- no, ácido clorhídrico, amoniaco, proteínas, el ADN y el ARN. Actividad 2. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo Actividad 2. Ejercicio 4 Realiza el ejercicio 4 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo Autoevaluación 36 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

UNIDAD III Química inorgánica Organizador previo Objetivos particulares 37 Al finalizar esta unidad, serás capaz de: • Aplicar las fórmulas químicas para resolver los ejercicios de nomenclatura. • Química inorgánica. • Reconocer compuestos químicos inorgánicos en productos de uso cotidiano. • Balancear ecuaciones químicas por métodos diversos. • Identificar y representar los diferentes tipos de reacciones. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

Introducción Con el desarrollo de la Química se hizo necesario dar a cada sustancia un nombre que pudiera representarse de forma abreviada, a lo largo del tiempo, cada científico le dio su propio símbolo y nombre a los elementos y compuestos, por lo que era complicado y confuso identificarlos de un lugar a otro, surgiendo la necesidad crear un lenguaje común, sistemático y sujeto a reglas bien definidas. En 1921 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAQ) estableció las reglas para nombrar y escribir las fórmulas de los compuestos. Las reacciones químicas son los cambios o transformaciones que experimentan las sustancias al combinarse por lo que ocurren rompimientos de sus enlaces, que mantienen unidos a los átomos que las conforman, de tal manera que esos átomos se reorganizan mediante nuevos enlaces entre ellos, dando lugar a nuevas sustancias (productos), siempre cumpliendo la ley de la conservación de la materia “la materia no se crea, ni se destruye solo se transforma”. La estequiometría, es la rama de la química que se ocupa de medir las proporciones de cada reactivo y producto al efectuarse una reacción. Actividad introductoria 3.1 Nomenclatura química Es el conjunto de reglas que regulan cómo nombrar y formular a los compuestos quími- cos, es decir que para cada compuesto corresponde un nombre y viceversa. Las fórmulas se escriben colocando el catión del lado izquierdo y el anión del lado derecho. Existen tres tipos de nomenclatura para nombrar a los compuestos químicos inorgánicos: la tradicional o Ginebra, sistemática o estequiométrica y la IUPAQ. El número de oxidación o valencia, es un número entero que se asigna a un elemento químico y representa el número de electrones que gana o pierde el átomo cuando se une a otro; su valor será negativo cuando gana electrones y positivo cuando pierde. 3.1.1 Nomenclaturas para los compuestos químicos inorgánicos Los nombres y formulación de los compuestos se trataron de homogenizar desde 1970, por la IU-PAQ, siendo que los nombres sistemáticos son demasiado compli- cados para utilizarse, por eso se utilizan los nombres comunes por más cortos en algunos casos. 38 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Por ejemplo: Nombre sistemático Fórmula Óxido de hidrógeno H2O Nombre común H2SO4 Agua Ácido sulfúrico HCl Ácido clorhídrico Aceite vitriolo C12H22O11 Ácido muriático Sacarosa CaO Azúcar de caña Óxido de calcio CaCO3 Carbonato de calcio N2O Cal viva Óxido de dinitrógeno Mármol o calcita Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Hipoclorito de sodio NaClO Gas hilarante Nitrato de potasio KNO3 Leche de magnesia Lejía Salitre Tres son las nomenclaturas más utilizadas para nombrar a las formulaciones de los compuestos: • Nomenclatura IUPAQ. • Nomenclatura tradicional. • Nomenclatura estequiométrica. a) IUPAQ En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma al compuesto tiene más de una valencia, esta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis. Ejemplo: FeCl2 Cloruro de hierro (II) FeCl3 Cloruro de hierro (III) En el caso de los elementos con una sola valencia (monovalentes) solo se coloca el nombre del elemento, ejemplo: K2O óxido de potasio b) Tradicional También se le conoce como Ginebra. Para poder distinguir con que valencia traba- jan los elementos al formar un compuesto, se utilizan una serie de prefijos y sufijos (oso = valencia menor; ico = mayor; hipo = más pequea; per = más grande). Por ejemplo: Dos valencias: FeCl2 Cloruro ferroso menor valencia -oso FeCl3 Cloruro férrico mayor valencia -ico UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 39

Tres valencias: HClO Acido hipocloroso menor valencia hipo -oso HClO2 Acido cloroso valencia intermedia -oso HClO3 Acido clórico mayor valencia -ico Cuatro valencias: HBrO Acido hipobromoso primer valencia hipo -oso HBrO2 Acido bromoso segunda valencia -oso HBrO3 Acido brómico tercer valencia -ico HBrO4 Acido perbrómico cuarta valencia per -ico En el caso de los elementos con una sola valencia (monovalentes) solo se coloca el nombre del elemento, ejemplo: K2O Óxido de potasio c) Termométrica También se le conoce como sistemática, se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos (mono, di o bi, tri, tetra, entre otros) que indican la atomi- cidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula. Por ejemplo: FeCl2 bicloruro de hierro Fecl3 tricloruro de hierro K2O monóxido de dipotasio 3.1.2 Compuestos inorgánicos Se les conocen como funciones inorgánicas al grupo de compuestos que se carac- terizan por un átomo o grupo de átomos que siempre están presentes y tienen un conjunto de propiedades comunes. Las funciones químicas inorgánicas son: Función química Combinación Fórmula general Óxidos Metálicos o básicos Metal + oxígeno M2Om No metálicos o anhídridos No metal + oxígeno X2Ox M(OH)m Hidróxidos Metal + (OH)1 MHm Hidruros metálicos Metal + H -1 HxX HXO Ácidos Hidrácidos Hidrógeno + no metal Oxiácidos Hidrógeno + no metal + oxígeno Sales Binarias Metal + no metal MxXm Oxisales Metal + no metal + oxígeno MXO Tabla 1. Compuestos Inorgánicos. Elaboración propia. 40 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

A continuación, se explican cada una de las funciones químicas inorgánicas, menciona- das en la tabla anterior. a) Óxidos metálicos También llamados óxidos básicos, son compuestos inorgánicos binarios constituidos por dos elementos, que resultan de la combinación del oxígeno (anión) con un metal (catión). Su uso es muy amplio en nuestro entorno, por ejemplo, el óxido de zinc en el talco desodorante, el óxido de magnesio que se encuentra en los antiácidos, rines de automóvil o en la fabricación de refractarios de cocina. El oxígeno trabaja con la valencia -2 y el metal con su(s) valencia(s) correspondiente(s). Para escribir la fórmula de los óxidos primero se anota el símbolo del metal con un subíndice 2 (número de oxidación del oxígeno) y a continuación el símbolo del oxígeno, seguido de un núme- ro como subíndice que corresponde al número de oxidación del metal. Su fórmula general es: M2Om Nomenclatura para elementos de una sola valencia. Na2O óxido de sodio Ca2O óxido de calcio Ejemplos de nomenclatura para elementos demás de una valencia. Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica PbO Óxido de plomo (II) óxido plumboso Monóxido de plomo PbO2 Óxido de plomo (IV) óxido plúmbico Dióxido de plomo Cu2O CuO Óxido de cobre (I) óxido cuproso Monóxido de dicobre Óxido de cobre (II) óxido cúprico Monóxido de cobre Actividad 1. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo b) Óxidos no metálicos También llamados anhídridos, son el resultado de la combinación de un no metal (con valencia positiva) con el oxígeno (valencia de -2), también reciben el nombre de óxi- dos ácidos o anhídridos. Su fórmula general es: X2Ox UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 41

Ejemplos de nomenclatura utilizada para óxidos no metálicos: Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica CO óxido de carbono (II) Anhídrido carbonoso Monóxido de carbono óxido de carbono (IV) Anhídrido carbónico Dióxido de carbono CO2 Anhídrido hipocloroso Monóxido de dicloro Cl2O óxido de cloro (I) Cl2O3 óxido de cloro (III) Anhídrido cloroso Trióxido de dicloro Cl2O5 óxido de cloro (V) Anhídrido clórico Pentóxido de dicloro Cl2O7 óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico Heptóxido de dicloro Actividad 1. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo c) Hidróxidos Los hidróxidos o bases, resultan de la reacción de un óxido con el agua, en su fórmula están presentes un metal y el radical hidróxido (OH)-1. Su fórmula general es: M(OH)m Ejemplos de nomenclatura utilizada para hidróxidos. Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Trihidróxido Fe(OH)2 Hidróxido de fierro (II) Hidróxido ferroso de aluminio Sn(OH)4 Hidróxido de estaño (IV) Hidróxido estañico Bihidróxido de fierro Zr(OH)4 Hidróxido de circonio (IV) Hidróxido circonico Tetrahidróxido V(OH)5 Hidróxido de vanadio (V) Hidróxido pervanádico de estaño Tetrahidróxido de circonio Pentahidróxido de vanadio Actividad 1. Ejercicio 4 Realiza el ejercicio 4 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 42 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Actividad 1. Ejercicio 5 Realiza el ejercicio 5 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo d) Hidruros Son compuestos formados por un metal más hidrógeno; en este grupo funcional el hi- drógeno trabaja con valencia -1 y el metal con valencia positiva.También se les conoce como hidruros metálicos y su fórmula general es: M(OH)m Ejemplos de nomenclatura utilizada para hidruros. Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica NaOH Al(OH)3 Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Fe(OH)2 Sn(OH)4 Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Trihidróxido de aluminio Zr(OH)4 Hidróxido de fierro (II) Hidróxido ferroso Bihidróxido de fierro V(OH)5 Hidróxido de estaño (IV) Hidróxido estañico Tetrahidróxido de estaño Hidróxido de circonio (IV) Hidróxido circonico Tetrahidróxido de circonio Hidróxido de vanadio (V) Hidróxido pervanádico Pentahidróxido de vanadio Actividad 1. Ejercicio 6 Realiza el ejercicio 6 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 7 Realiza el ejercicio 7 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo e) Ácidos Los ácidos son sustancias que contienen hidrógeno y liberan iones hidrógeno cuando se disuelven en agua. Tienen sabor agrio y existen dos tipos de ácidos inorgánicos: hidrácidos y oxácidos. • Hidrácidos También llamados hidruros no metálicos, son compuestos binarios formados por la unión de hidrógeno (H+1) con los halógenos con un no metal, su fórmula general es: HxX UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 43

Los hidrácidos utilizan dos nomenclaturas con las siguientes condiciones: a) Tradicional: es la nomenclatura más utilizada, se coloca la palabra ácido seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico. b) La nomenclatura IUPAQ y la estequiométrica se escriben igual. Se nombran tomando la raíz del no metal con la terminación –uro y se coloca “de hidrógeno”. Ejemplos de nomenclatura utilizada para hidrácidos: Fórmula IUPAQ Tradicional HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido Sulfhídrico Actividad 1. Ejercicio 8 Realiza el ejercicio 8 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 9 Realiza el ejercicio 9 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Oxiácidos También llamados oxácidos, son compuestos ternarios que están constituidos por hidró- geno y un anión con al menos un oxígeno, es decir hidrógeno, oxígeno y un no metal. Se forman al combinar un óxido no metálico o anhídrido, más agua, su fórmula general es: HXOx La nomenclatura para los oxácidos tiene las siguientes consideraciones: a) Tradicional Se coloca al inicio la palabra ácido seguida del nombre del anión, y asignando los prefi- jos hipo, oso, ico y per, considerando su valencia. Esta nomenclatura es la más utilizada. b) IUPAQ Se indica la cantidad de oxígenos con el prefijo correspondiente –oxo seguido del no metal con la terminación –ato de hidrógeno. c) Estequiométrica Se coloca la palabra ácido–prefijo que indica la cantidad de oxígeno y el no metal con la terminación –ico y al final entre paréntesis y número romano el número de oxida- ción del no metal. 44 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Ejemplos de nomenclatura utilizada para oxiácidos: Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica Ácido oxofluórico HFO Ácido Hipofluoroso Óxofluorato Ácido dioxosulfúrico (II) de hidrógeno Ácido trioxosulfúrico (IV) H2SO2 Ácido hiposulfuroso Ácido tetraoxosulfúrico (VI) Dioxosulfato H2SO3 Ácido sulfuroso de hidrógeno Ácido oxoclórico (I) Ácido dioxoclórico (III) H2SO4 Ácido sulfúrico Dioxosulfato (II) Ácido trioxoclórico (V) de hidrógeno HClO Ácido hipocloroso Trioxosulfato HClO2 Ácido cloroso de hidrógeno HClO3 Ácido clórico Trioxosulfato (IV) de hidrógeno Tetraoxosulfato de hidrógeno Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno Oxoclorato de hidrógeno Oxoclorato (I) de hidrógeno Dioxoclorato de hidrógeno Dioxoclorato (III) de hidrógeno Trioxoclorato de hidrógeno Trioxoclorato (V) de hidrógeno Actividad 1. Ejercicio 10 45 Realiza el ejercicio 10 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 11 Realiza el ejercicio 11 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ

f) Sales Las sales se definen como las sustancias que resultan de la combinación entre los ácidos y las bases, se forman cuando un metal sustituye el o los hidrógenos presentes en un ácido, y se obtiene la combinación entre un metal y no metal, produciendo una sal. Dependiendo el origen de las sustancias originales, se pueden obtener diferentes sales, como los son: • Sales haloideas También reciben el nombre de sales binarias o neutras, son sales que provienen de los hidrácidos; su molécula se forma cuando se combinan un metal con un no metal, su fórmula general es: MXXm Ejemplos de nomenclatura utilizada para sales haloideas: Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica Fluoruro de calcio Fluoruro de calcio Difluoruro de calcio CaF2 Bromuro de potasio Bromuro de potasio Monobromuro de potasio KBr Sulfuro de platino (II) Sulfuro platinoso Monosulfuro de platino PtS Sulfuro de platino (IV) Sulfuro platínico Disulfuro de platino PtS2 Cloruro de fierro (III) Cloruro férrico Tricloruro de fierro FeCl3 Selenuro de aluminio Selenuro de aluminio Triselenuro de dialuminio Al2Se3 Actividad 1. Ejercicio 12 Realiza el ejercicio 12 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 13 Realiza el ejercicio 13 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo • Oxisales Son la combinación de los hidróxidos con los oxácidos, se constituyen por la unión de un metal, con un ion poliatómico formado por un no metal y oxígeno, su fórmula general es: MXOx 46 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

Ejemplos de nomenclatura utilizada para oxisales: Fórmula IUPAQ Tradicional Estequiométrica NaClO3 Clorato de sodio Clorato sódico CuSO4 Trioxoclorato (V) Sulfato de cobre (II) Sulfato de cúprico de sodio Zn2SiO4 Metalisilicato de cinc Meta silicato de cincico Tetraoxosulfato (VI) HgSO4 Sulfato de mercurio (II) Sulfato mercuroso de cobre BaCrO4 Cromato de bario Cromato barico Tetraoxosilicato (IV) Carbonato ferroso de dicinc FeCO3 Carbonato de fierro (II) Tetraoxosulfato de dimercurio Tetraoxocromato de bario Trioxocarbonato (IV) de fierro KMnO4 Permanganato Permanganato de Tetraoxomanganato (VII) de potasio potasio de potasio Mg3(PO4)2 Fosfato de magnesio Fosfato de magnésico bis[Tetraoxofosfato (V)] de trimagnesio Actividad 1. Ejercicio 14 Realiza el ejercicio 14 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo Actividad 1. Ejercicio 15 Realiza el ejercicio 15 de la actividad 1 en tu cuaderno de trabajo 3.2 Reacciones químicas Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias (reactivos) se transforman en otra u otras sustancias (productos) con propiedades físicas o químicas diferentes. Las reacciones químicas ocurren en muchos procesos, como la combustión, la fotosíntesis, las funciones de los seres vivos, la respiración, crecimiento, digestión, en- vejecimiento, entre otros. En todos estos ejemplos es necesaria la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos, los cuales involucran la absorción o desprendimiento de energía, es decir, es necesario que las propiedades de las sustancias cambien. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, donde se localizan las fórmulas de las sustancias que intervienen en ésta, además de otros símbolos que indican factores que se deben de conocer, como lo son: UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 47

Ejemplo: H2S04(ac) + Na(s) Na2SO3(S) + H2(g) Reacción: Irreversible Reactivos: H2SO4 (ac)+ Na(s) Productos: Na2SO3 (s)+H2(g) Estado de agregación: H2SO4(ac) = dilución acuosa Na(s) = sólido Na2SO3 (s) = sólido H2(g) = gas Precipitan: Na2SO3 (s) Se desprenden: H2(g) Calor: necesita calor para producirse (reacción endotérmica). Actividad 2. Ejercicio 1 Realiza el ejercicio 1 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo 3.2.1 Tipos de reacciones químicas Una reacción química se produce cuando diferentes sustancias se reúnen y sufren un cambio químico que las transforma en diferentes sustancias. Existen varios tipos de reacciones químicas, dependiendo de lo que ocurre con los reactivos y los productos, los diferentes tipos son: a) Síntesis También se le llama de adición o de combinación; ocurre cuando dos o más reac- tantes forman un solo producto, su fórmula general es: A + B AB Ejemplos: CaO(s) + CO2(g) CaO3(s) 2AI(s) + 3CI2(g) 2AICI3(s) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 48 DIRECCIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

b) Descomposición También se le conoce como reacción de análisis, es la inversa de la reacción de síntesis, debido a que una sola sustancia se transforma en dos o más productos, su ecuación general es: AB A + B 2NaCl(s) 2Na(s)+Cl2(g) CaCO3 CaO + CO2 Actividad 2. Ejercicio 2 Realiza el ejercicio 2 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo Actividad 2. Ejercicio 3 Realiza el ejercicio 3 de la actividad 2 en tu cuaderno de trabajo 3.2.2 Balanceo de ecuaciones químicas Cuando se realiza el balanceo de una ecuación química, se debe de tomar en cuen- ta la ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier,“la masa no se crea ni se destruye, solo se transforma”, la cual debe de cumplirse, puesto que la cantidad de átomos en los reactivos debe ser igual a la cantidad de átomos en los productos. El balanceo de una ecuación consiste en colocar coeficientes, generalmente números enteros delante de cada sustancia donde sea necesario, que igualen el número de átomos de cada elemento en los reactivos, a los átomos presentes en los produc- tos. Existen varios métodos para balancear ecuaciones químicas, por ejemplo: • Método por tanteo • Método óxido-reducción (redox) • Método algebraico a) Método de tanteo Este método se utiliza para balancear ecuaciones sencillas que involucran sustan- cias poco complejas, debido a que este método no requiere de cálculos matemáti- cos, se proponen los siguientes pasos: Paso 1. Los átomos de cada elemento se contabilizan en los reactivos y en los productos. Paso 2. Se equilibran los átomos asignando el coeficiente adecuado. Se comien- za por los metales, se continúa con los no metales, después con el hidrógeno y se finaliza con el oxígeno. Paso 3. Se balancea por separado cada uno de los elementos, colocando un coeficiente antes de la fórmula de la sustancia donde aparezca el elemento sin balancear. Paso 4. Una vez asignados todos los coeficientes, se verifica la igualdad; en caso contrario, se realizará el ajuste necesario. UNIVERSIDAD POPULAR AUTÓNOMA DE VERACRUZ 49