Barbosa, febrero 17 de 1999

INSTITUTO INTEGRADO DE COMERCIO – BARBOSA, SANTANDER

GUÍAS DE TRABAJO ACADÉMICO

Emergencia sanitaria COVID 19 - 3° PERIODO 2020

ASIGNATURA:

QUÍMICA

GRADO:

DÉCIMO

ESTUDIANTE:

TALLER #1

META DE COMPRENSIÓN # 1:

Identifica clases de fórmulas químicas aplicando valencia y número de oxidación para comprender la formación de compuestos inorgánicos

DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN:

Diferencia clases de fórmulas químicas y resuelve ejercicios

MOMENTO 1. EXPLORACIÓN: Duración 10 horas

ACTIVIDAD 1. Teniendo en cuenta la información adquirida el periodo anterior contestar las siguientes preguntas:

1. ¿Qué es la capa de valencia? Dibuje la representación del átomo del elemento cloro y señale la capa de valencia (nivel de valencia), coloree los electrones de valencia

2. Recordando que el diagrama de Lewis consiste en escribir el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones del último nivel de energía representados por medio de puntos, círculos, cruces, equis, etc. Ejemplo, para la molécula del agua, la fórmula Lewis es:

3. Represente la fórmula con el diagrama de Lewis para la molécula de dióxido de carbono: CO2.

MOMENTO 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA

ACTIVIDAD 2: Escriba en su cuaderno el siguiente contenido y resuelva las actividades y ejercicios

VALENCIA: Este término se utiliza para denotar la capacidad de combinación de un átomo. Esta capacidad de combinación está determinada por la capa de valencia del átomo o sea su capa más externa la cual contiene los electrones de valencia que son los implicados en la formación de enlaces al combinarse los átomos de los elementos y formar compuestos químicos.

Tipos de valencia:

valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo mediante enlace iónico. Ejemplo, el calcio pierde 2 electrones al formar enlaces iónicos, y por eso la valencia iónica del calcio es 2. Así mismo, cada átomo de oxígeno gana 2 electrones al combinarse iónicamente con otro átomo, por lo tanto, su valencia iónica es 2.

Valencia covalente: es el número de pares de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente. Para los siguientes ejemplos se utilizarán fórmulas de Lewis para identificar parejas de electrones compartidos y deducir el número de valencia de cada átomo:

Ejemplo 1: para el compuesto agua, cuya fórmula Lewis es:

podemos observar que el átomo de O comparte dos parejas de electrones al formar 2 enlaces covalentes sencillos con el H( uno con cada H) deduciendo que su valencia es 2 y la valencia del H es 1(cada H está compartiendo un par de electrones con el O )

Ejemplo 2: para el compuesto: metano cuya fórmula Lewis es:

podemos observar que el átomo de carbono comparte 4 pares de electrones al formar 4 enlaces covalentes sencillos con los 4 átomos de H, entonces su valencia covalente es 4, y para el H podemos observar que cada uno comparte una pareja de electrones, lo que significa que su valencia covalente es 1.

Algunos elementos poseen más de un número de valencia, lo cual quiere decir que pueden formar más de un compuesto.

LA VALENCIA ESTÁ REPRESENTADA POR UN NÚMERO ENTERO. HAY ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN VARIOS VALENCIAS. ESTE DATO SE ENCUENTRA EN LA TABLA PERIÓDICA ES UN NÚMERO ENTERO

EJERCICIOS: Resolver el siguiente ejercicio:

1. Observe la molécula del etileno y escriba el valor de la valencia para el átomo de H y para el átomo de C. De igual manera, para la molécula de CO2 valor de la valencia del C y del O

DIÓXIDO DE CARBONO

NÚMERO DE OXIDACIÓN:

Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ión.

Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones. Los elementos metálicos tienen números de oxidación

Positivos, mientras que los no-metálicos pueden tenerlos positivos o negativos. Un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar compuestos.

EL VALOR DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS PARA FORMAR COMPUESTOS ES EL QUE ESTÁ ESCRITO EN LA TABLA PERIÓDICA, TENER PRESENTE QUE ESTE NÚMERO TIENE SIGNO + O -.

EL VALOR DE LA VALENCIA Y EL NÚMERO DE OXIDACIÓN ES EL MISMO, CON LA DIFERENCIA QUE LA VALENCIA NO LLEVA SIGNO

ACTIVIDAD 3: Observe la tabla periódica y complete los siguientes enunciados:

Buscar y escribir el valor de los números de oxidación para los elementos de los grupos:

IA (desde el H hasta el Fr) es ______, del IIA (desde el Be hasta el Ra) es _____ , del IIIA (del B hasta el Tl) es ______ ,del IVA : C= _____ Si ____ Ge______ Sn____ Pb_____ del VA: N____ P____ As____ Sb____ Bi____ , del VIA: O___ S________ Se________, Te_____ Po____, VIIA: F_____ Cl_______ Br_____ I _____

IB: Cu____Ag____Au__ IIB: Zn____ Cd____ Hg___ VIB: Cr _____ Mo ___W___ VIIIB: formado por 3 subgrupos: Fe___ Ru___ Os ____ Co___ Rd__Ir_____ Ni___Pd___Pt_____

EL NÚMERO DE OXIDACIÓN SE ESCRIBE COMO SUPRAINDICE EN LA PARTE DERECHA DE CADA ELEMENTO, ejemplo Na+1Cl-1 y cuando ya se igualado la molécula a cero( según las normas para calcular números de oxidación que van a continuación) sencillamente se escribe la fórmula como quedó: NaCl, Otro ejemplo: Al+3O-2, SUBÍNDICE PARA EL Al =2 y para el O =3, quedando la suma algebraica igual a cero, se escribe la fórmula sin necesidad de colocarle de nuevo los números de oxidación: Al2O3

ACTIVIDAD 4. Elabore un cuadro sinóptico con las normas para calcular el número de oxidación en compuestos químicos

Normas para calcular el número de oxidación en compuestos

En la formulación de un compuesto se deben tener en cuenta las siguientes normas:

1. El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es cero. Ejemplo: los números de oxidación del N2, del K, del Al, y de cualquier otro elemento que se halle libre o sea, sin combinarse con otro u otros elementos es igual a 0.

2. El número de oxidación del Oxígeno es -2, excepto en los peróxidos( , que es -1

3. El número de oxidación del Hidrógeno es +1, excepto en los hidruros (hidruro: metal e hidrógeno, ejemplo NaH) que es -1

4. Los metales alcalinos (grupo IA ) su numero de oxidación es +1 y los metales alcalinotérreos(elementos del grupo IIA) es +2

5. En los compuesto binarios (compuestos formados de dos elementos) los halógenos ( F, Cl, Br, I ) tienen su estado de oxidación de -1.

6. Un compuesto siempre está formado por unos elementos que actúan con número de oxidación positivo y otros con número de oxidación negativo.

7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una compuesto es igual a cero.

EL NÚMERO DE OXIDACIÓN SE ESCRIBE COMO SUPRAINDICE EN LA PARTE DERECHA DE CADA ELEMENTO, ejemplo Na+1Cl-1 y cuando ya se igualado la molécula a cero sencillamente se escribe la fórmula como quedó: NaCl, otro ejemplo: Al+3O-2 , SUBÍNDICE PARA EL Al =2 y para el O =3, quedando la suma algebraica igual a cero, se escribe la fórmula sin necesidad de colocarle de nuevo los números de oxidación: Al2O3

Ejemplo 1: para la fórmula del ácido sulfúrico aplica así:

a) se escribe la fórmula: H2SO4 :

b) Se plantea la operación para la suma algebraica, escribiendo el número de átomos de cada elemento presente (recuerde que el subíndice indica número de átomos) y éste número se multiplica por el número de oxidación de dicho elemento y así se sigue con los demás elementos de la fórmula, la suma algebraica debe dar igual a cero:

Para el: H= +1 , el S= tiene 3 números de oxidación, cuyos valores son: +2,+4 y +6, entonces se procede con el O que tiene un valor de -2, y de último se selecciona cual valor de los 3 puede utilizar el S para este ejemplo:

H: 2( +1) = +2

O: 4(-2) = -8 y hasta acá se lleva +2 del H y -8 del O, entonces para igualar a cero observamos que el S debe valer +6

S: 1(+6) = +6

Operación completa y en orden de la fórmula:

H S O

2 (+1) + 1(+6) 4 (-2)

+2 + 6 -8 = 0

Ejemplo 2: para la fórmula del óxido de aluminio: Al2O3, el aluminio tiene número de oxidación +3 y el oxígeno - 2, de manera que:

Al O

2 (+3) + 3 (-2)

+ 6 - 6 = 0

Ejemplo 3: en la fórmula del agua H2O, el hidrógeno tiene número de oxidación

H O

2(+1) + 1 (-2) = 0.

+2 -2

· Para un ión simple (ión de una sola clase de átomos) el número de oxidación es igual a la carga del ión: Ejemplo para el catión Ca+2, el número de oxidación es +2. Otro ejemplo: para el anión Cl-1 el número de oxidación es -1

· Para un ión complejo (ión formado de varias clases de átomos, ejemplo: anión carbonato; CO3 -2 ) la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a la carga del ión, ejemplo, para el catión carbonato:

CO3 -2, los números de oxidación del C +2 y+4, como tiene 2 números de oxidación el carbono, entonces planteamos la operación algebraica así, representando con x el número de oxidación del carbono, que puede ser 2 o 4

C O

(+x) + 3 (-2) = -2 (que es la carga del ión)

X=+ 4 + (-6) = -2

ACTIVIDAD 5. Resuelva las siguientes actividades.

1. Calcular el número de oxidación para cada uno de los átomos en las siguientes moléculas : a) H2CO3 , b) Cl2O, c) KClO3 , d) H2 , e) H2O , f) Cr2O7 , g) Mg+2,

h) SO4-2 , i) Li+1 , j) PO4 -3 , k) NaOH, l) H3PO4 ll) ClO -1 , m) Be+2 , n) SO4 -2 , o) Cu+2 p) Sn +3 ,q) CN -1 , r) MnO4 -1 , s) Cr2O7 -2 , t) H3PO3 , u) H3AsO3 v) H3AsO4 .

2. Escriba el número de oxidación del S para cada uno de los siguientes compuestos

a) H2S b) Na2SO4 , c) CaSO3 , d) KHSO3 , e) MgS , f) H2S , g) CaSO3 , h) CaSO4

i) BaSO4 , j) FeS, k) BaSO3 , l) BaSO4 , ll) SO, m) SO3 , n) KHSO4 , o) Li2SO4

Conociendo el valor de los números de oxidación podemos elaborar una fórmula química, así: para la fórmula del óxido de sodio:

· Se escriben los símbolos del Na y del O

· Se buscan los números de oxidación de cada uno: Na +1 y O -2

· Se escriben los símbolos (en orden primero metal y luego no metal)

· Na O

se buscan los subíndices adecuados para igualar la molécula a cero, tener en cuenta que el número de oxidación se multiplica por el subíndice buscado para cada elemento, asi: Na+1 O-2 , observamos que el subíndice adecuado para el Na es 2 y para el O es 1 (porque así la molécula cumple con la regla nro. 7, que dice que la suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto es igual a cero)

La fórmula queda entonces Na2O

ACTIVIDAD 6. Elabore la fórmula de los siguientes óxidos:

a) óxido de calcio b) óxido de aluminio c) óxido de boro. d) óxido de magnesio. e) óxido ferroso( tomando como número de oxidación del Fe +2 . f) óxido férrico( tomando como número de oxidación del Fe +3 . g) óxido cobáltico (número de oxidación del Co+3, h) óxido cobaltoso (número de oxidación del Co+2). i) óxido mercurioso (número de oxidación del Hg +1. j) óxido mercúrico (número de oxidación del Hg +2.

ACTIVIDAD 7. Copie en su cuaderno la siguiente información sobre FORMULAS QUÍMICAS Y SUS CLASES y resolver las actividades

FÓRMULAS QUÍMICAS

Una fórmula química es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que forman parte de la molécula; estas indican la composición molecular de las sustancias. El número de átomos presentes de cada elemento está indicado por el subíndice que se encuentra al lado del símbolo químico del correspondiente elemento, por ejemplo, la fórmula del ácido sulfúrico H2SO4, indica que está constituido por dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.

Otro ejemplo: La fórmula del hidróxido de calcio, es Ca(OH)2 , indica que está constituido por un átomo de calcio, dos átomos de oxígeno y dos átomos de hidrógeno.

ACTIVIDAD 8. Escribir el número de átomos de cada elemento para:

a) Sulfato de sodio: Na2SO4 . b) Fosfato de magnesio: Mg3(PO4)2. c) ácido fosfórico: H3PO4 d) fosfato de magnesio : Mg3 (PO4 )2

CLASES DE FÓRMULAS QUÍMICAS:

Las fórmulas químicas se clasifican en: fórmula empírica, fórmula estructural, fórmula electrónica y fórmula molecular.

FÓRMULA EMPÍRICA: llamada también fórmula mínima o condensada, indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presente en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos. Esta fórmula se puede determinar a partir del porcentaje en peso correspondiente a cada elemento. Por ejemplo; CH2O corresponde a la fórmula empírica o mínima de la glucosa, pero su fórmula molecular es: C6H12O6.

Un procedimiento sencillo para determinar la fórmula empírica (o mínima) de un compuesto es conociendo la fórmula molecular y simplificando ésta siempre y cuando todos los subíndices permitan la simplificación, con uno que NO lo permita la fórmula mínima es la misma molecular.

Ejemplo: La fórmula molecular del Benceno es C6H6, procedemos a simplificar cada subíndice, podemos sacar sexta y obtenemos de fórmula mínima CH

Otro ejemplo: para sacar la fórmula mínima del H2O, podríamos decir que sacar mitad serviría para el hidrógeno pero no para el oxígeno, cuando esto sucede con un solo subíndice que no se pueda simplificar queda de fórmula mínima la misma molecular, luego la fórmula mínima del agua es la misma molecular: H2O

NOTA: EN LA SIGUIENTE META DE COMPRENSIÓN (Taller # 2) SE REALIZARAN PROCEDIMIENTOS MATEMÁTICOS PARA CALCULAR FÓRMULAS MÍNIMAS Y MOLECULARES.

FÓRMULA MOLECULAR: muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. Esta clase de fórmula es un múltiplo ( n) de la fórmula empírica, por lo tanto, se puede determinar conociendo el peso molecular del compuesto y el peso de la fórmula mínima

Por ejemplo, si el peso molecular de la glucosa cuya fórmula molecular es: C6H12O6 es 180 g y el peso de la fórmula mínima que es: CH2O es de 30 g, se procede a calcular el múltiplo, que resulta de dividir peso de la fórmula molecular entre el peso de la fórmula mínima, así:

n = peso de la fórmula molecular/ peso de la fórmula mínima

n= 180 g / 30 g = 6

Se multiplica por este múltiplo 6 la fórmula mínima, multiplicando 6 por cada uno de los subíndices de la fórmula mínima: 6 (CH2O) obtenemos como fórmula molecular de la glucosa: C6H12O6.

FÓRMULA ESTRUCTURAL: indica la proporción de átomos y la posición que ocupan los átomos en la molécula, ejemplo. La fórmula estructural del agua, es:

La fórmula estructural del ácido sulfúrico, es:

fig.1 Fórmula estructural fig 2 Fórmula electrónica

cada línea indica una pareja de electrones compartidos, o sea, un enlace covalente sencillo, dos líneas indican que se están compartiendo dos parejas de electrones y tres que se comparten tres parejas de electrones.

FORMULA ELECTRÓNICA: ( de Lewis) muestran todos los electrones de valencia de cada átomo presente estén o no comprometidos en enlaces, y la unión o enlace que se presenta. Por ejemplo, la fórmula electrónica del agua es la que nos muestra la fig.2,en la cual observamos que cada átomo de H comparte una pareja de electrones, y que el átomo de oxígeno comparte 2 parejas de electrones (una pareja con cada hidrógeno) y que le quedan 2 parejas de electrones libres(sin compartir)

Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN)

Actividad 9. COPIE EL SIGUIENTE TALLER Y DESARRÓLLELO EN SU CUADERNO

1. Complete el siguiente cuadro:

Fórmula

Molecular

estructural

Electrónica

H2

H--H

C2H4

H—C =C--H

2. Sabiendo que, en la mayoría de los compuestos, el número de oxidación del oxígeno es -2 ¿cuál será el número de oxidación del elemento que lo acompaña en cada uno de los siguientes compuestos:

a) MgO b) Na2O c) Fe2O3 d) PbO2 e) SO3 f) Al2O3 g) LiOH.

3. Calcular los números de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: a) HNO3 b) H2SO3 c) Al2(SO4)3 d) CaSO4

4. Utilizando el procedimiento sencillo de simplificar la fórmula molecular para obtener la fórmula empírica ( o mínima), complete el siguiente cuadro:

FÓRMULA MOLECULAR

FÓRMULA EMPÍRICA

P4H10

H2O

N2O4

C10H22

C6H18O3

C5H12O

C2H4

5. Escriba una diferencia entre: a) fórmula empírica y fórmula molecular

b) Fórmula electrónica y fórmula estructural

6. Construya las fórmulas para cada uno de los siguientes ejemplos:

Ejemplo: fórmula entre el Fe con nro de oxidación +2 y el O se procede: a escribir los correspondientes números de oxidación de cada átomo

Fe+2O-2, observamos en este caso no hay que buscar subíndices porque las cargas son iguales y por tanto la suma algebraica da cero, entonces la fórmula es FeO .

a) El Ca tiene nro de oxidación +2, cómo quedaría la fórmula al unirse con un átomo de Cl el cual utiliza como nro de oxidación para este caso -1

c) fórmula entre el K y el O

d) fórmula entre el S con nro de oxidación +4 y el O

e) fórmula entre el S con nro de oxidación +6 y el O

f) fórmula entre el Fe con nro de oxidación +3 y el O

TALLER # 2

META DE COMPRENSIÓN # 2

Determina porcentajes y fórmulas moleculares utilizando procedimientos matemáticos para interpretar la composición y estructura de las sustancias inorgánicas

DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN: Utiliza procedimientos matemáticos para calcular composición porcentual y determinar fórmulas mínimas y moleculares

MOMENTO 1. EXPLORACIÓN: Duración 10 horas

ACTIVIDAD 1. Leer la siguiente rejilla contiene información sobre átomo gramo y gramo. Analizar y contestar:

1 B

2 18,99 g

3 Al

4 0,2 moles

5 10,81 g

6 3 moles

7 26,98 g

8 F

a) ¿ En cuales casillas están os pesos de un átomo gramo de los elementos representados en las casillas 1,3,8.

b) ¿Cuántos gramos del elemento de la casilla 8 hay en las moles de las casillas 6, y 4?

c) Con la información de las casillas 1 y la 3, escriba una proposición verdadera.

2 El aire está constituido por diferentes gases, entre ellos nitrógeno, oxigeno, algunos gases nobles y vapor de agua, además algunos óxidos Presentar un diagrama circular o un diagrama de barras de dicha composición porcentual del aire

CONCEPTOS PREVIOS

Fórmula empírica: indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presente en la molécula, sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos.

Fórmula molecular: muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula.

La composición porcentual: Un cálculo muy útil en Química es la determinación de la COMPOSICIÓN PORCENTUAL de un compuesto, esto es, los gramos de cada elemento constituyente presente en 100 g del compuesto.

MOMENTO 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA:

ACTIVIDAD 2: Escriba en su cuaderno el siguiente contenido y resuelva las actividades y ejercicios

PROCEDIMIENTO MATEMÁTICO PARA CALCULAR UNA FÓRMULA EMPÍRICA

La fórmula empírica puede deducirse a partir de la composición porcentual, experimentalmente determinada, procedimiento que es posible porque una vez encontradas las masas relativas de los átomos deben determinarse los números relativos de moles de átomos

EJEMPLO # 1

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 70% de hierro y 30% de oxígeno?

Para resolver esta clase de problemas , es necesario ir paso a paso:

PASO 1: Interpretar el problema y organizar datos

Las cantidades 70% de Fe y 30% de O significan que por cada 100 g del compuesto se encuentran 70 g de Fe y 30 g de O

DATOS.

Fe= 70 g. O = 30 g. Masas atómicas Fe = 55,85 g . O= 16 g.

PASO 2: Calcular moles-átomos de cada elemento utilizando el factor de conversión de gramos a moles-átomo y multiplicamos por la cantidad problema:

X mol-átomo de Fe= 70 g de Fe ( 1 mol de Fe/ 55,85 g de Fe) = 1,25 mol-átomo de Fe

X mol-átomo de O = 30 g de O /(1 mol de O / 16 g de O ) = 1,875 mol-átomo de O.

PASO 3: Reducir los dos cocientes obtenidos a números sencillos dividiendo entre el menor cociente obtenido en el paso 2 que para este ejercicio es 1,25, así:

Fe: 1,25 / 1,25 = 1

O: 1,875/ 1,25 = 1,5.

Nota: Cuando alguno de estos resultados no es número entero es necesario multiplicar los dos cocientes anteriores por un mismo número para que lo aproxime a un entero, en este caso comenzamos por multiplicar por 2 así: Fe = 1 x 2 = 2 y O = 1,5 x 2 = 3, estos números obtenidos pasan a ser escritos para cada elemento como su correspondiente subíndice y así se obtiene la fórmula empírica buscada, que resultó: Fe2O3

Respuesta: la fórmula empírica es Fe2O3

EJEMPLO # 2

Una muestra de 1,27 g de un compuesto contiene1,010 g de Zn y 0,247g de O ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?

Paso 1: interpretar del ejercicio y organizar de datos

Tomaremos las cantidades en g para cada elemento mencionado

DATOS.

Zn= 1,010 g O = 0,247g. Masas atómicas Zn = 65 g . O= 16 g.

PASO 2:

Calcular moles-átomos de cada elemento utilizando el factor de conversión de gramos a moles-átomo y multiplicamos por la cantidad problema:

X mol-átomo de Zn= 1,01 g de Zn( 1 mol de Zn/ 65 g de Zn) = 0,015 mol-átomo de Zn

X mol-átomo de O = 0,247 g de O /(1 mol de O / 16 g de O ) = 0,015 mol-átomo de O.

PASO 3: Reducir los dos cocientes obtenidos a números sencillos dividiendo entre el menor cociente obtenido que para este ejercicio es 0,015 para ambos elementos, así:

Zn: 0,015 / 0,015 = 1

O: 0,015 / 0,015 = 1.

El número de ambos salió igual, por tanto, el número de átomos de ambos elementos es igual, luego la fórmula empírica es Zn1O1, pero el subíndice 1 no se acostumbra a escribir, entonces la fórmula es sencillamente ZnO

FÓRMULA MOLECULAR: muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula. Esta clase de fórmula es un múltiplo (n) de la fórmula empírica, este múltiplo se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto entre el peso de la fórmula mínima, con la expresión:

n= masa molecular del compuesto/masa de la fórmula empírica, entonces,

fórmula molecular = n(formula empírica)

PROCEDIMIENTO MATEMÁTICO PARA CALCULAR UNA FÓRMULA MOLECULAR

Para determinar una fórmula una fórmula molecular debemos conocer:

· la fórmula empírica (en caso de no tenerla en los datos del problema, es necesario calcularla con el procedimiento anterior que consta de 3 pasos))

· la masa o peso molecular del compuesto (es un dato que proporciona el problema)

· la masa o peso molecular de la fórmula empírica

· Pesos atómicos de los elementos comprometidos

· Múltiplo n = (número entero que sale de dividir el peso molecular de la fórmula del compuesto / peso de la fórmula empírica:

n = múltiplo

Ejemplo # 1

¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto si su fórmula mínima es AlCl3 y su masa molecular es 267 g?

PASO 1: Organizar datos: fórmula molecular = ?

Fórmula empírica= AlCl3

Pesos atómicos : Al = 27. Cl =35.5

PASO 2: Calcular el peso molecular de la fórmula empírica

peso molecular de AlCl3 : Al = 1 x 27 = 27

Cl = 3 x 35,5 = 106,5

peso de la fórmula empírica 133,5

PASO 3: Calcular el múltiplo n dividiendo el peso molecular del compuesto sobre el peso molecular de la fórmula empírica:

n= 267 g / 133,5 g = 2.

PASO 4: Multiplicar la fórmula empírica por el múltiplo obtenido:

2 (AlCl3 ) = Al2Cl6 esta es la fórmula molecular del compuesto

Ejemplo # 2

El análisis de un compuesto puro constituido de Carbono e Hidrógeno dio como resultado la siguiente composición: C= 92,3 % ; H = 7,7 %. En un experimento se encontró que su masa molecular es de 78g. Hallar la fórmula molecular del compuesto.

PASO 1: Organizar datos: fórmula molecular?

Fórmula empírica :?

Masa o peso molecular del compuesto: 78g

Masa o peso molecular de la fórmula empírica?

Pesos atómicos C =12. H = 1

Peso molecular de la fórmula empírica, pero como no la conocemos, es necesario calcularla primero Y para y calcularla esta fórmula se requieren los siguientes 3 pasos:

Paso 1: interpretación del ejercicio y organización de datos

C= 92,3 % ; H = 7,7 %. Calcular la fórmula empírica:

PASO 2: Calcular moles-átomos de cada elemento utilizando el factor de conversión de gramos a moles-átomo y multiplicamos por la cantidad problema:

Calcular moles-átomos de cada elemento utilizando el factor de conversión de gramos a moles-átomo y multiplicamos por la cantidad problema:

X mol-átomo de C= 92,2 g de C ( 1 mol deC / 12 g de C) = 7,69 mol-átomo de C

X mol-átomo de H = 7,7 g de H /(1 mol de H / 1 g de H ) = 7,7 mol-átomo de H.

PASO 3: Reducir los dos cocientes obtenidos a números sencillos dividiendo entre el menor cociente obtenido que para este ejercicio ambos cocientes dieron igual valor, luego no hay menor cociente, sencillamente se divide

C: 7,69 / 7,69 = 1

H = 7,69/ 7,69 = 1

Observamos que el número de átomos de ambos elementos es igual a 1, luego la fórmula empírica es C1H1, pero el subíndice 1 no se acostumbra a escribir, entonces la fórmula empírica es CH

Ahora si podemos hallar la fórmula molecular:

PASO 1: Organizar datos: fórmula molecular?

Fórmula empírica : CH

Masa o peso molecular del compuesto: 78g

Masa o peso molecular de la fórmula empírica C= 1 X 12 = 12

H= 1X 1 = 1

Peso de la fórmula empírica = 13 g

Múltiplo n = 78 g / 13 g = 6 este es el múltiplo, y por este número se multiplica cada subíndice de la fórmula empírica y el resultado corresponde a la fórmula molecular, asi:

6 (CH) = C6H6

Respuesta la fórmula molecular es C6H6

PORCENTAJE EN PESO O COMPOSICIÓN PORCENTUAL

El primer paso para resolver la fórmula química de una sustancia , es determinar los gramos de cada elemento contenidos en 100 g del compuesto. De esta manera se hallan los PORCENTAJES EN PESO O COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Si un compuesto tiene dos elementos X y Y , la composición porcentual de éste se halla utilizando la siguiente relación:

% X = peso de X x 100 % Y = peso de Y x 100

Peso del compuesto Peso del compuesto

y si hay otro elemento, se sigue aplicando la relación cuantas veces sea necesario.

Ejemplo # 1 : Calcular los porcentajes en peso del monóxido de carbono: CO

Pesos atómicos C = 12 . O = 16

PASO 1: Organizar DATOS:

Porcentaje de cada elemento que forma el compuesto:

Porcentaje de C = ?

Porcentaje de O = ?

Fórmula = CO

Pesos atómicos C = 12 y del O = 16

Peso molecular del compuesto: C= 1 x12 = 12

O= 1 x 16 = 16

p.m = 28 g

PASO 2: Aplicar la fórmula de la relación para cada uno de los elementos presentes

% C = 12 x100 = 42,86% de C. % O = 16 x100 = 57,14% de O.

28 28

PASO 3: comprobar sumando los porcentajes obtenidos que debe dar dicha suma 100%

%C +% O = 100 42,86% + 57,14% = 100%

ACTIVIDAD 3

Resolver los siguientes problemas:

Calcular los porcentajes en peso de los siguientes compuestos:

1. Porcentaje en peso del óxido férrico: Fe2O3

2. Porcentaje en peso del carbonato de calcio : CaCO3

3. Porcentaje en peso del carbonato de sodio: Na2CO3

4. Porcentaje en peso del óxido ferroso: FeO

5. Porcentaje en peso del sulfato de aluminio: Al2(SO4)3

Momento 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN)

COPIE EL SIGUIENTE TALLER Y DESARRÓLLELO EN SU CUADERNO

RESOLVER LOS SIGUIENTES EJERCICIOS

1. El análisis de un compuesto dio el siguiente resultado en composición porcentual: Hidrógeno 2,06%, azufre 32,69% y oxígeno 65,25 %. Determinar la fórmula empírica. Pesos atómicos H = 1 . S = 32 . O = 16.

(RECUERDE que las cantidades Hidrógeno 2,06%, azufre 32,69% y oxígeno 65,25 %., significan que por cada 100 gramos del compuesto se encuentran 2,06 g de H, 32,69 g de S y 65,25 g de O).

2. ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 75,74 % de arsénico: As y 24,26 % de oxígeno Pesos atómicos: As = 75 . O = 16

3. a) ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 27,3 % de C y 72,27 % de O.

Recuerde: las cantidades 27,3 % de C y 72,27% de O, significan que por cada 100 gramos del compuesto se encuentran 27,3 g de C y 72,27 g de O.

b) Sabiendo que la masa molecular del compuesto es de 44 g, ¿Cuál sería su fórmula molecular? Pesos atómicos: C= 12. . O = 16.

4. La fórmula empírica de un compuesto calculado a partir de su composición centesimal es HO y su peso molecular es 34 g.¿ Cuál es su fórmula molecular?.

5. ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto que contiene 45,30 g de C; 17,46 g de N y 3,80 g de H, si el peso molecular del compuesto es 212 g ?

Pesos atómicos C= 12. N= 14

TALLER # 3

META DE COMPRENSIÓN # 3

Reconoce la nomenclatura de óxidos, hidróxidos, peróxidos e hidruros aplicando diferentes sistemas de nomenclatura para relacionar formulación y propiedades físico-químicas de estas sustancias

DESEMPEÑO DE COMPRENSIÓN:

Diferencia nomenclatura de óxidos, hidróxidos, peróxidos e hidruros

Momento 1. EXPLORACIÓN: Duración 10 horas

ACTIVIDAD 1. Busque diferentes productos de uso casero (por ejemplo un detergente, un alimento en paquete, una medicina, etc) mínimo 3 productos que contengan la lista de sus componentes. Consulte algunas particularidades de estas sustancias, como los elementos que constituyen su fórmula, propiedades y aplicaciones.

MOMENTO 2. ESTRUCTURACIÓN Y PRÁCTICA:

ACTIVIDAD 2: Organice la siguiente información en un cuadro sinóptico o cuadro comparativo y resuelva las actividades

· NOMENCLATURA QUÍMICA: es el medio universal para nombrar los compuestos; actualmente hay una tendencia a dar en el nombre del compuesto la constitución de la molécula, de tal forma que teniendo el nombre sea sencillo escribir su fórmula.

· FUNCIÓN QUÍMICA: Se llama función química a un conjunto de compuestos con características y comportamiento comunes. Las funciones químicas se describen a través de grupos funcionales que las identifican.

· GRUPO FUNCIONAL: es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales. Por ejemplo, la función hidróxido se reconoce por la presencia del grupo funcional OH llamado grupo hidroxilo, así, la fórmula del hidróxido de sodio es : NaOH.

· FUNCIONES QUÍMICAS: En química inorgánica se estudian cuatro (4) funciones importantes: óxido, hidróxido ( o base), ácido y sal.

FUNCIÓN OXIDO

Los óxidos son compuestos inorgánicos binarios, es decir, constituidos por dos elementos, que resultan de la combinación entre el oxígeno y cualquier otro elemento. Para escribir la fórmula de un óxido aplica así:

1. Se escribe primero el símbolo del elemento que va con el oxigeno y luego el símbolo del éste , cada uno con su número de oxidación

2. Para equilibrar las cargas de los números de oxidación se utilizan subíndices adecuados, solo basta intercambiar los valores de los números de oxidación ( pero sin signo) y se logra el equilibrio de cargas.

EJEMPLO : escribir la fórmula del óxido de sodio: Escribir el símbolo de sodio y luego el del oxígeno Na+1O-2 .

Para equilibrar cargas debemos colocar un subíndice 2 al sodio y subíndice 1 al oxígeno (pero el subíndice 1 no se escribe) : luego la fórmula queda así: Na2O

Otro ejemplo: para la fórmula del óxido de calcio: Ca +2O-2 , cargas quedan igualadas luego loa subíndices serían 1 para cada elemento queda subíndice 1 (el subíndice 1 no se escribe en una fórmula) la fórmula queda: CaO

Otro ejemplo: para la fórmula del óxido de aluminio: Al+3O-2, subíndices: para el Al =2 y para el O =3 quedando la fórmula Al2O3.

CONCLUSIÓN: para elaborar la fórmula de un oxido las valencias de los elementos se intercambian (recordar que valencia y número de oxidación tienen el mismo valor, se diferencian en que el número de oxidación tiene carga +o -)

TIPOS DE NOMENCLATURA

La UNIÓN INTERNACIONAL DE LA Química pura y aplicada sigla: IUPAC ha establecido normas para nombrar y escribir los compuestos químicos.

En la actualidad se manejan tres tipos de nomenclatura que son: Nomenclatura sistemática, Nomenclatura Tradicional y Nomenclatura Stock .

NOMENCLATURA ÓXIDOS

NOMENCLATURA TRADICIONAL:

Este sistema tiene en cuenta la cantidad de números de oxidación del elemento que se halla con el oxígeno, al nombrar o escribir las formulas de los óxidos se presentan tres situaciones:

Elementos con un único número de oxidación: se incluye en esta categoría los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA. En este caso para expresar la fórmula del compuesto basta con escribir los símbolos de los elementos involucrados dejando un espacio entre ellos para anotar los subíndices numéricos que permiten equilibrar el número de cargas positivas y negativas del compuesto de tal manera que se cumpla que la suma algebraica de los números de oxidación multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos debe ser igual a cero debe dar a cero.

Ejemplos: el Na2O recibe el nombre óxido de sodio. MgO : óxido de calcio. Al2O3 . óxido de aluminio.

ACTIVIDAD 3. Escriba el nombre para cada uno de los siguientes óxidos:

a) Li2O b) SrO c) Rb2O

Elementos con dos números de oxidación : en este caso estos elementos pueden combinarse para dar lugar a dos tipos de óxido, con propiedades químicas y físicas propias y que de igual forma reciben nombres y fórmulas distintos. Para diferenciarlos esta nomenclatura emplea SUFIJOS ( TERMINACIONES) las cuales son sufijo OSO para el de menor número de oxidación y sufijo ICO para el de mayor número de oxidación:

Ejemplo: el Fe tiene dos números de oxidación +2 y +3. Forma 2 óxidos uno con +2 de formula FeO que recibe el nombre de óxido Ferroso y el otro con +3 : de formula Fe2O3 que recibe el nombre de óxido férrico (Ferr, es la raíz de hierro)

ACTIVIDAD 4. Escriba el nombre para cada uno de los siguientes óxidos

a) Au2O ( nota la raiz de oro es aur) b) Au2O3

Elementos con tres o cuatro números de oxidación en este caso se pueden formar tres o cuatro óxidos con fórmulas , nombres y propiedades distintas.

Para este caso aplica :

Número de oxidación

prefijo / sufijo

menor

Hipo…. oso

Intermedio menor

….. oso

Intermedio mayor

….. ico

mayor

Per…. ico

NOTA: en el espacio de los puntos suspensivos se escribe la raíz del elemento que acompaña al oxígeno. Dicha raíz resulta quitando la última vocal al nombre el elemento, ejemplo: cloro= clor. En algunos elementos no se cumple esto y tienen sus propias raíces, como Oro= Aur. Plata = Argent. Cobre = Cupr. Azufre= Sulfur. Nitrógeno = nitr. Arsénico= arseni. Plomo = plumb. Estaño= Estann

Ejemplo # 1: El elemento azufre tiene 3 números de oxidación: +2 (es el menor); +4 (es el intermedio menor) y +6 (es el intermedio mayor) puede entonces rormar 3 óxidos diferentes que son:

SO : óxido hiposulfuroso , s2O4 que se simplifican los subíndices quedando SO2 : óxido sulfuroso y el S2O6 que se simplifican los subíndices quedando SO3 . nota la raíz del azufre es ((sulfur)

Ejemplo # 2 : El elemento cloro tiene 4 números de oxidación, luego puede formar 4 óxidos que son:

Cl2O : óxido hipocloroso

Cl2O3 óxido cloroso

Cl2O5 óxido clórico

Cl2O7 óxido perclórico

ACTIVIDAD 5: Escriba el nombre para cada uno de los siguientes óxidos:

a) SeO : (tener en cuenta que el se tiene tres números de oxidación +); +y +6 interpretar en la fórmula cual estado de oxidación utilizó y escoger en el cuadro la alternativa correspondiente

b) SeO3

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:

1. Palabra genérica ‘óxido’ anteponiéndole prefijos de origen griego, como: mono-, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc., según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio).

NOMENCLATURA STOCK

1. Palabra ‘óxido’

2. Nombre del otro elemento y su valencia escrita dentro de un paréntesis con números romanos: Ejemplo: N2O5, óxido de nitrógeno (V)

otro ejemplo: FeO: óxido de hierro (II); Fe2O3 : óxido de hierro (III)

CLASES DE OXIDOS:

1. OXIDO BÁSICO: Cuando el elemento unido al oxígeno es un metal el compuesto es un óxido básico.

2. OXIDO ACIDO: Cuando el elemento unido al oxígeno es un no metal el compuesto es un óxido ácido.

ACTIVIDAD 6: Clasifique cada uno de los óxidos escritos hasta ahora según sean óxidos básicos u óxidos ácido y presente un cuadro la información.

FUNCIÓN PERÓXIDO

Son compuestos químicos donde el oxígeno presenta estado de oxidación -1. Responden a la fórmula M--O—O—M, donde M es un metal. Se caracterizan por presentar el enlace O—O, porque se descomponen en agua y muestran un alto Poder oxidante. Ejemplo: Na2O2 es el peróxido de sodio. Se nombran escribiendo peróxido de ( y se escribe el nombre del metal, ejemplo: BaO2 peróxido de bario.

FUNCIÓN HIDRURO

Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y cualquier otro elemento menos electronegativo que el hidrógeno. Los hidruros son una excepción , en la cual el hidrógeno actúa con número de oxidación -1 ( recuerde que el hidrógeno siempre trabaja con +1)

Responden a la fórmula general EHx, donde E es el símbolo del elemento que se combina con el hidrógeno y x es el número de oxidación con el que actúa dicho elemento. Ejemplo: NaH: hidruro de sodio. Algunos hidruros se conocen también con nombres comunes , por ejemplo el NH3 que se nombra como trihidruro de nitrógeno se conoce más como amoniaco.

ACTIVIDAD 7. Complete la siguiente tabla que contiene fórmulas de peróxidos e hidruros

Fórmula química

nombre

Rb2O2

CaH2

BaO2

Fórmula química

nombre

RbH

K2O2

MgH2

SrH2

FUNCIÓN HIDRÓXIDO

Son llamados también BASES, se caracterizan por liberar iones OH, en solución acuosa. Son compuestos ternarios formados por un metal, hidrógeno y oxígeno. Se ajustan a la fórmula general M(OH)x donde M es el símbolo del metal y x corresponde al valor absoluto, ya que el ión OH tiene 1 carga negativa. del número de oxidación de éste ( o sea del metal)

NOMENCLATURA PARA HIDRÓXIDOS

NOMENCLATURA TRADICIONAL:

Este sistema tiene en cuenta la cantidad de números de oxidación del elemento que se halla con el grupo OH y se aplica lo mismo que en los óxidos pero cambiando la palabra óxido por HIDRÓXIDO.

Ejemplo:

· NaOH: hidróxido de sodio.

· Fe(OH)2 hidróxido ferroso· Fe(OH)3 hidróxido férrico

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA PARA HIDRÓXIDOSPalabra genérica ‘hidróxido’ precedida de los prefijos griegos , di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de grupos OH que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento.

Por ejemplo: · NaOH, hidróxido de sodio.

· Fe(OH)2 dihidróxido de hierro

· Fe(OH)3 Trihidróxido de hierro

NOMENCLATURA STOCK

.Los hidróxidos se nombran con la palabra hidróxido’, Nombre del otro elemento y su valencia (o número de oxidación pero escrito en número romano) y entre paréntesis;

Ejemplo: Fe (OH )2 hidróxido de hierro (II).

Fe(OH)3 hidróxido de hierro (III).

Nota: Si el elemento que se combina con el grupo OH tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, LiOH hidróxido de litio.

Otro ejemplo Mg(OH)2 hidróxido de magnesio ( por que el magnesio solo tiene un número de oxidación(o valencia) que tiene valor 2

MOMENTO 3. TRANSFERENCIA Y VALORACIÓN (EVALUACIÓN)

Actividad 8. Copie y desarrolle el siguiente taller evaluativo

TALLER EVALUATIVO

1. Indique cuáles de los siguientes óxidos son óxidos ácidos y justifique su respuesta.

a) CO b) FeO c) BeO d) N2O5 e) P2O3 f) Cl2O7 .g) Al2O3 h) SO3 . Na2O

2. Escriba una diferencia entre la estructura de un óxido y la de un hidróxido

3. Complete el siguiente cuadro teniendo en cuenta la nomenclatura tradicional, la Stock y la sistemática

Fórmula química

Nombre tradicional

Nombre stock

Nombre sistemático

Zn(OH)2

Br2O

Ni(OH)3

NiO

Cu(OH)2

Cu2O

Sb2O5

4. Escriba la fórmula química de los siguientes óxidos:

a) Óxido de cloro (VII) , b) Óxido carbonoso , c) Óxido de plomo (II) , d)Óxido de plomo (IV) , e) Óxido estánnico , f) Óxido sulfúrico , g) Óxido de mercurio (I)

h) Óxido de cromo (II).

5. Analice los números de oxidación de cada uno de los elementos del grupo IB y elabore las fórmulas de los óxidos que cada elemento puede formar, además escriba el nombre de cada uno utilizando los tres sistemas de nomenclatura.

6. Analice los números de oxidación de cada uno de los elementos del grupo IIB y proceda igual que en el punto 5.

7. Escriba 3 razones por las cuales cree usted que fue importante que los químicos hayan creado los sistemas de nomenclatura para los compuestos químicos.

8. Escriba una diferencia entre óxidos ácidos y óxidos básicos.

9. Elabore las fórmulas químicas para los hidróxidos que se pueden formar con los elementos de los grupos IB, IIB y aplique los tres sistemas de nomenclatura para cada ejemplo.

10. Relacione las siguientes columnas, escribiendo dentro del paréntesis la letra correspondiente:

( ) Cl2O7 A. Oxido de nitrógeno (IV)

( ) BaO B. Hidróxido de bismuto (III)

( ) N2O3 C. Trióxido de dinitrógeno

( ) NO2 D. Óxido perclórico

( ) Bi(OH)3 E. Oxido de bario

11. Escriba las fórmula de cada uno de los óxidos que menciona el siguiente escrito :

USOS DE ALGUNOS OXIDOS

· ÓXIDO DE SODIO: Se utiliza en la fabricación del vidrio

· ÓXIDO DE CALCIO: Como material de construcción

· OXIDO DE MAGNESIO: como material refractario, en la fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez estomacal. Como antídoto para muchos tipos de intoxicaciones.

· ÓXIDO DE ZINC: Se utiliza en la elaboración de productos sintéticos, para la fabricación de pinturas y colorantes, de pomadas antisépticas y productos de cosmética

· OXIDO MERCÚRICO: En medicina para la preparación de pomadas de uso oftalmológico y dermatológico

· OXIDO FÉRRICO: En la industria del cemento, pinturas, plásticos, industria del vidrio, industria de la fundición, industria de la cerámica, cosmética, pieles de caucho.

· OXIDO DE PLOMO: Se utiliza en la elaboración de baterías industriales, fabricación de pigmentos, recubrimientos anticorrosivos

· DIOXIDO DE TITANIO: Empleado como agente blanqueador y opacador en esmaltes de porcelana

· OXIDO CÚPRICO: Se añade a vidrios para darles coloración roja

NOTA: EN CADA UNA DE LAS METAS DE COMPRENSIÓN: EL DESARROLLO DE LAS ACTIVIDADES DEL MOMENTO 1 Y 2 TIENEN UN VALOR DEL 50%, Y EL TALLER EVALUATIVO DEL MOMENTO 3 TIENE VALOR DEL OTRO 50%