Guía de estudio 2 del Bloque 4 - Buenos Airesestatico.buenosaires.gov.ar/areas/educacion/adultos2000/guias/quimica/quimica_4-g2.pdfEsta guía fue elaborada para orientarlo en el estudio

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Secretaría de EducaciónSubsecretaría de EducaciónProyecto Educación Adultos 2000

Coordinador pedagógico:Lic. Roberto Marengo

Equipo técnico-pedagógico:Lic. Ayelén AttíasLic. Valeria Cohen, Lic. Daniel LópezLic. Norma MerinoLic. Noemí ScaletzkyLic. Alicia Zamudio

EQUIPO DE EDICIÓN:Coordinadora de producción de materiales:Lic. Norma Merino

Procesamiento didáctico:Lic. Sandra Muler

Especialistas consultados:Lic. Mirta KaudererLic. Paula Briuolo

Colaboración en la edición:Lic. Sandra Muler (pedagógica)Dra. Fabiana Leonardo (legal)

Diseño gráfico:Alejandro Cácharo

Diagramación:Ana Döuek

QUÍMICA BLOQUE 4Copyright - Secretaría de Educación del Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos AiresSubsecretaría de Educación - Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos AiresProyecto Educación ADULTOS 2000Av. Díaz Velez 4265 - Tel./Fax: 4981-0219 (C1200AAJ) - Ciudad Autónoma de Buenos Aires

Buenos Aires, Julio de 2002Queda hecho el depósito que establece la ley 11.723ISBN 987-549-040-7

Ilustración de portada: Atanor


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ÍndiceQuímicaQuímicaQuímica

Introducción 5

Presentación de la Guía 2 5

Sobre la Tabla Periódica 5

Unidad 4: Tabla periódica y propiedades 7

Unidad 5: Uniones químicas 17

Unidad 6: Ecuaciones químicas y su significado 33

Unidad 7: Equilibrio químico y en solución 53

Autoevaluación del Bloque 4 60


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55

Introducción

Presentación de la Guía 2

Esta guía fue elaborada para orientarlo en el estudio de las unidades N° 4, 5, 6 y 7del Bloque 4 de Química.

Aunque se mantiene la misma estructura que en la Guía 1, incluimos al final unaautoevaluación de las siete unidades que integran el Programa de la asignatura, conlas respuestas correspondientes, para que Ud. pueda identificar sus logros ydificultades. Luego de resolverla podrá comprobar si ha logrado los aprendizajesnecesarios o si aún necesita volver a estudiar algunos temas releyendo las guías ylos textos, o preguntándole sus dudas a los consultores.

Sobre la Tabla Periódica

Para estudiar Química es necesario contar con la Tabla Periódica de Elementos.Se trata de un instrumento que Ud. utilizará para la comprensión de algunos temasde esta parte del Programa.

Si bien los libros de texto ya la traen incorporada, nuestra experiencia comodocentes nos ha mostrado las dificultades de manejo que las mismas presentan.Debido a esto, le recomendamos adquirir en cualquier librería la Tabla Periódicade los Elementos publicada por Mawis o por Colhiue, ya que éstas cuentan conun diseño didáctico apropiado para estudiantes por la forma de presentación de losdatos. Además, al encontrarse la tabla separada del libro, se facilita sumanipulación.

Luego de esta presentación, le proponemos comenzar a estudiar la última parte dela asignatura.

QuímicaQuímicaQuímica

Recuerde llevar su Tabla Periódica al examen final. La va a necesitar pararesolver los ejercicios.


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Contenidos

Tabla Periódica de Mendeleiev. Ley Periódica de Moseley.

Grupos y períodos. Metales, no metales, gases nobles. Elementos

representativos, de transición y de transición interna.

Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, radio iónico,

energía de unión electrónica (afinidad electrónica).

Al finalizar esta unidad esperamos que Ud. pueda:

• Ubicar un elemento en la Tabla Periódica a partir de su Z.• Reconocer un elemento como metal, no metal o gas noble. • Comparar las características y propiedades de los elementos a partir de

conocer su ubicación en la Tabla Periódica.

Tabla periódica de los elementos

A mediados del Siglo XIX, con el descubrimiento de un número muy grande deelementos, se trató de encontrar alguna relación entre ellos que hiciera posibleordenarlos de acuerdo a sus comportamientos y propiedades similares.

Así, se hallaron coincidencias que permitieron construir primero el ordenamientopor tríadas (conjuntos de tres elementos), más tarde por octavas, a semejanza dela escala musical, y luego en 1869 el químico ruso D. Mendeleiev diseñó lo queconocemos hoy como Tabla Periódica de los elementos.

Mendeleiev organizó los elementos en orden creciente de sus masas atómicas.Más tarde esta tabla fue modificada por Moseley, quien al ubicar los elementos enfunción de los números atómicos (Z) y no en función de las masas atómicas,logró una mejor concordancia con los datos experimentales obtenidos hasta elmomento.

Unidad 4: Tabla periódica y

propiedades

QuímicaBloque 4Bloque 4


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No obstante, el descubrimiento hecho por Mendeleiev fue de tal envergadura quecontinuamos designando a la Tabla Periódica como Tabla de Mendeleiev. Suaporte fue haber encontrado una periodicidad en las propiedades de los elementosque permitió ordenarlos de un modo racional y operativo. A partir de un trabajomuy sistemático pudo predecir propiedades de algunos elementos desconocidosaún para su época.

Para profundizar sobre el tema:

Según leyó en la bibliografía, los grupos de la tabla son las columnas verticales. Enla tabla actual existen 18 grupos organizados en subgrupos A, B y gases inertes onobles.

Los elementos que se alojan en subgrupos A, se conocen como representativos, ylos que se alojan en los subgrupos B, se conocen como elementos de transición ometales de transición.

Los grupos: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 están integrados por los elementosrepresentativos; y los grupos que van desde el n° 3 hasta el n° 12, por los elementoso metales de transición. El grupo n° 18 incluye a los gases inertes o nobles.

Los elementos representativos tienen todos los niveles de energía completos (con elmáximo de electrones posibles para cada nivel), con excepción del último.

En particular estos elementos, dentro de un mismo grupo, tienen igual número deelectrones en el último nivel, que corresponde al de mayor energía, como vimos enla Unidad n° 3. Por ejemplo: el flúor, el cloro y el yodo tienen 7 electrones en elúltimo nivel y pertenecen al mismo grupo.

Los elementos de transición tienen en su mayoría incompleto su anteúltimo yúltimo nivel.

Busque en los textos y responda:

1. ¿Qué enuncia la ley periódica de Mendeleiev? ¿Y la de Moseley?

2. ¿Qué son los grupos?

3. ¿Cuántos grupos existen en la Tabla Periódica actual?

4. ¿A qué se llama período?

5. ¿Cuántos períodos hay?

&


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Los gases inertes o nobles poseen todos los niveles de energía completos.

Por otra parte, Ud. también habrá leído en los textos que los períodos son las filashorizontales de la tabla. Los períodos son 7 y el número de período al que unelemento pertenece coincide con el último nivel de energía que éste alcanzó. Esdecir, todos los elementos que pertenecen a un mismo período alcanzaron elmismo nivel. Así, todos los elementos que pertenecen al período 5, tienen 5 nivelesde energía. Por ejemplo, los 5 niveles que alcanzó el rubidio tienen: 2, 8, 18, 8 y 1electrones.

Buscando información en la tabla

Si observa en detalle una tabla periódica encontrará información para cadaelemento sobre:

• El número atómico, Z, que es el número entero de cada casillero.• La masa atómica, que es el número decimal de cada casillero.• El último nivel alcanzado, que coincide con el número de período. • El número de electrones del último nivel.

Retomemos el ejemplo del rubidio:

En el casillero que este elemento ocupa, encontraremos:

• Z = 37• Masa atómica = 85,46• Período o último nivel alcanzado = 5• Número de electrones del último nivel = 1

El valor de A de un elemento se obtiene buscando el entero más próximo alvalor de la masa atómica que figura en la tabla.

Veamos distintos ejemplos:

Elemento Masa átomica A (número másico)

Mg 24,312 24

Te 127,60 128

Ce 35,45 35


1010

Además de esta información, podrá observar que sobre el lado derecho de la tablaaparece dibujada una línea gruesa como una escalera, que separa elementosllamados metales de los llamados no metales.

Todos los que queden por encima y a la derecha de ella serán no metales, exceptolos elementos del último grupo (n°18), que son los gases nobles. Los que seencuentren por debajo y a la izquierda de la línea gruesa son metales.

Una última observación:

Además de los elementos representativos, de transición y gases inertes, existenotros elementos que están presentes en muy escasa proporción, y la mayoría hansido obtenidos en el laboratorio. Están colocados debajo de la tabla, y se losconoce como elementos de transición interna.

Dichos elementos no tienen grupo y su período es 6 ó 7 según pertenezcan a losllamados lantánidos o actínidos respectivamente.

Los lantánidos se insertarían entre el elemento lantano, Z= 57 que está ubicado enel 6º período, y el elemento hafnio, Z= 72 que está ubicado en el mismo período.

Los actínidos se insertarían entre el elemento actinio, Z= 89 que está ubicado en el7º período, y el elemento kurchatovio, Z= 104 que está ubicado en el mismoperíodo.

Su característica común es que en su mayoría tienen incompleto los últimos tresniveles de energía.

A continuación le proponemos algunos ejercicios. Para resolverlos necesitará

consultar la Tabla Periódica.


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Revisemos las respuestas:

1.

a. Para Z = 10, el elemento es neón, y está ubicado en el grupo 18 y en el 2ºperíodo. Es un gas inerte.

b. Para Z = 16, el elemento es azufre, y está ubicado en el grupo 16 y en el 3ºperíodo. Es un elemento representativo.

c. Para Z = 28, el elemento es níquel, y está ubicado en el grupo 10 y en el 4ºperíodo. Es un elemento de transición y se trata de un metal.

d. Para Z = 94, el elemento es plutonio y está ubicado en el 7º período. Es unelemento de transición interna y se trata de un metal.

Actividad n°1

Dados los Z de los siguientes elementos, ubíquelos por grupo y período en laTabla Periódica.

a. Z = 10

b. Z = 16

c. Z = 28

d. Z = 94

Diga, además, si se trata de elementos representativos, de transición, de transicióninterna o gas noble, e indique cuáles de ellos son metales.

Actividad n°2

Busque Z y calcule el valor de A, el número de protones y el de neutrones de lossiguientes elementos ubicados en:

a. Grupo 13, período 3

b. Grupo 11, período 5

c. Grupo 17, período 4


1212

2.

a. El elemento es aluminio cuyo símbolo es Al.

Z= 13 y A= 27, que resulta de aproximar el valor de la masa atómica del aluminio(26,982).

Como Ud. ya estudió en la Unidad n° 3, conociendo el valor de Z y de A secalcula número de protones y de neutrones:

Si Z= 13 implica que el aluminio tiene 13 protones.

Como A – Z = nº de neutrones

27 – 13 = 14 neutrones

b. El elemento es plata, cuyo símbolo es Ag

Z= 47 y A= 108

La plata tiene 47 protones.

108 – 47 = 61

La plata tiene 61 neutrones.

c. El elemento es bromo, cuyo símbolo es Br

Z= 35 y A= 80

El bromo tiene 35 protones.

80 – 35 = 45

El bromo tiene 45 neutrones.

Propiedades periódicas

En la Tabla Periódica los elementos están ordenados por sus números atómicoscrecientes. La forma en que quedan distribuidos los elementos da cuenta de lavariación de sus propiedades, que se modifican gradualmente según se avance enun grupo o en un período.


1313

Las propiedades periódicas que vamos a estudiar en profundidad son: radio

atómico, energía de ionización (o potencial de ionización) y energía de unión

electrónica (o afinidad electrónica).

Para comenzar, analice el concepto de radio atómico.

Luego de haber leído el texto y de hacer una observación detenida de los valoresde la tabla podrá sacar algunas conclusiones.

En general, a excepción del grupo 18, encontramos que el radio atómico varía de lasiguiente manera:

• Aumenta de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

• Disminuye de izquierda a derecha en un mismo período.

Para ilustrar estas variaciones observe la siguiente figura:

Para justificar estas afirmaciones, analicemos por separado las variaciones del radioatómico en un grupo y en un período.

Empecemos por las columnas: dado un grupo, el radio aumenta de arriba haciaabajo, y esto se justifica porque cada elemento tiene un nivel de energía más que elanterior.

1. Busque el tema Propiedades periódicas y lea la definición de radio atómico.

2. Observe las variaciones de esta propiedad a lo largo de un grupo y de unperíodo, prestando especial atención a las justificaciones de tales variaciones.

&

Fuente: Briuolo Paula y Labate Hugo. Química. Propiedades, estructuras yaplicaciones. AZ Editora, Buenos Aires, 1999.

constanza santamaria


1414

En el caso de las filas o renglones, dado un período el radio disminuye deizquierda a derecha. Al movernos en el sentido que aumentan los númerosatómicos, aumenta el número de electrones.

La justificación es la siguiente: como al mismo tiempo que aumenta el número deelectrones aumenta el número de protones, y en consecuencia también la carga delnúcleo, la mayor atracción entre electrones y protones determina una disminucióndel radio atómico.

Analicemos ahora otras propiedades periódicas

Energía de ionización

Bajo determinadas condiciones experimentales, los científicos pueden logrararrancarle a un átomo electrones del último nivel, ya que estos están más alejadosdel núcleo, y por lo tanto menos atraídos por él. Cuando esto ocurre, los átomosse transforman en partículas llamadas iones, que también poseen un radiodeterminado, llamado radio iónico. Estas partículas poseen carga eléctrica porqueal perder electrones (carga negativa), el átomo queda con más protones (cargapositiva) que electrones, y deja de ser eléctricamente neutro. La energía necesariapara quitar un electrón se denomina energía de ionización. La variación es lasiguiente:

• Disminuye de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

• Aumenta de izquierda a derecha en un mismo período.

Comparando con el radio atómico, la energía de ionización varía en forma inversa.

La justificación sería la siguiente: al aumentar el número de niveles en un mismogrupo, aumentan los radios atómicos y el núcleo atrae menos a los electronesexternos; por lo tanto, será más fácil arrancar un electrón a un átomo.

Por otra parte, al aumentar el número atómico en un mismo período, aumenta lacarga del núcleo que los atrae, y en consecuencia aumenta la energía de ionización.

Energía de unión electrónica o afinidad electrónica

Así como es posible arrancar electrones a un átomo, también es posible que unátomo gane electrones. Cuando esto ocurre también se forman iones. En este caso,estas partículas tendrán más electrones que protones.


1515

Este propiedad se llama afinidad electrónica; y la energía, en este caso se libera. Lavariación de esta propiedad es igual a la variación de la energía de ionización.

Pongamos en común las respuestas:

3. En este caso, el orden creciente de los radios atómicos será:

r Cl < r P < r Na

A partir de los Z ( números atómicos), se ubican los elementos en grupo y período.En este caso, los tres elementos pertenecen a grupos diferentes, pero se alojan en elperíodo 3. De modo que es posible establecer la comparación por período.

A lo largo de un período, de izquierda a derecha, los radios atómicos disminuyen.

Justificación: esto se debe a que, al aumentar Z en un período, aumenta la carganuclear y su efecto de atracción sobre los electrones, y por consiguiente el radioatómico disminuye.

4. Para los átomos indicados, el orden creciente de energía de ionización (Ei) será:

Ei K < Ei Na < Ei Li

Actividad n°3

Ordene los siguientes elementos de menor a mayor radio atómico y justifique suelección.

15P 11Na 17Cl

Actividad n°4

Dados los siguientes elementos determinar el orden creciente de sus energías deionización. Justifique su elección.

3Li 11Na 19K

Actividad n° 5

Ordene los elementos que figuran en la actividad n°3, según afinidad electrónicadecreciente.


1616

Del mismo modo que en el ejercicio anterior y en todos los que de propiedadesperiódicas se trate, a partir del Z se ubican los elementos en grupo y período. Eneste caso, coinciden en el grupo, pues todos pertenecen al grupo 1. De modo quese los puede comparar a partir de esta ubicación común a los tres.

A lo largo de un grupo, de arriba hacia abajo, el aumento de Z determina unaumento del radio atómico.

Justificación: cuanto mayor es el radio atómico, los electrones de los últimosniveles están menos atraídos por sus núcleos, de modo que se necesita menorcantidad de energía para "arrancar al electrón más débilmente unido". Y enconsecuencia, menor es la Ei.

5. Como los tres elementos pertenecen al mismo período, compararemos enfunción de esa semejanza. La afinidad electrónica o energía de unión electrónica sedefine como la energía que se libera cuando un átomo gana un electrón. A lo largode un período, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha.

Justificación: esto se debe a que, al aumentar Z en un período, como yamencionamos, aumenta la carga nuclear y en consecuencia aumenta la atracciónsobre los electrones. De este modo, un electrón puede aproximarse más fácilmenteal núcleo que lo atraiga.

En el caso que estamos considerando, la afinidad electrónica del cloro será lamayor de las tres; en orden decreciente seguirá la del fósforo y en último términola del sodio.

Con esto cerramos la Unidad n° 4.

Le recomendamos releer los materiales antes de comenzar con la unidad siguiente,en la que a partir de los conocimientos adquiridos, trataremos el tema: Unionesquímicas.


1717

Unidad 5: Uniones químicasQuímicaBloque 4Bloque 4

Contenidos

Electronegatividad. Unión iónica. Representación de Estructuras de Lewis. Unión

covalente: común y coordinada. Unión metálica.

Fórmulas mínimas, moleculares y desarrolladas.

Polaridad de los enlaces y moléculas.

Uniones intermoleculares: Fuerzas de London, Fuerzas dipolo-dipolo, Puente de

Hidrógeno.

Predicción de propiedades de compuestos en función del tipo de unión química.


• Reconocer distintos tipos de unión química entre elementos y representarloscon las estructuras de Lewis.

• Reconocer fuerzas intermoleculares de distintas clases.• Establecer relaciones entre las propiedades de una sustancia y sus uniones.

Los compuestos químicos

En la naturaleza todos los elementos se encuentran unidos, excepto los gasesnobles. A estos gases se los llamó gases inertes (incapaces de formar compuestos).

La sal de mesa, cuyo nombre químico es cloruro de sodio, es un compuestoconstituido por dos elementos distintos: cloro y sodio.

En nuestro planeta esta sal se encuentra en abundancia. Sin embargo, el cloro y elsodio no existen en forma aislada. Cuando el hombre necesita estas sustancias lastiene que obtener industrialmente a partir de la sal.

Por el contrario, los gases nobles que forman parte de nuestra atmósfera no seencuentran formando ningún compuesto.


1818

Cuando se estudiaron las propiedades de las sustancias y de sus elementos aislados,los químicos encontraron serias dificultades al querer producir compuestos en losque intervinieran gases inertes.

Como no forman compuestos se los consideró elementos estables, y es por elloque pueden estar aislados.

¿Cómo se explicó esta característica diferente de los gases inertes?

Al analizar las particularidades de estos elementos encontraron una semejanzasignificativa entre ellos: todos tienen en su último nivel de energía 8 electrones,(salvo el helio que tiene 2), y sería esta semejanza la que justifica su granestabilidad.

Para el caso de los demás elementos, su comportamiento común se explicó de lasiguiente manera: al estar unidos alcanzan una estructura electrónica igual a la delos gases inertes, y éste es el modo con el que logran ser más estables que cuandoestán aislados.

Se derivó de allí lo que se conoce hoy como Teoría del Octeto:

Cuando los elementos están unidos en los compuestos, los átomos tienen el mismonúmero de electrones que los gases inertes en su último nivel de energía.

Esta tendencia a la estabilidad, es decir a tener el mismo número de electrones quelos gases inertes, es el fundamento de las uniones entre elementos, a las queconocemos como uniones químicas. Las distintas uniones que estudiará son:unión iónica, unión covalente y unión metálica.

El tipo de unión química que se puede formar entre elementos siempre depende dela capacidad que tiene cada uno de éstos para atraer los electrones externos(electrones que ocupan el último nivel de energía).

Esta propiedad recibe el nombre de electronegatividad, y el científico L. Paulingelaboró una escala numérica en la cual se asignaron valores de electronegatividad acada uno de los elementos.


1919

Como Ud. ya habrá leído en los libros y en la Unidad n° 4, la electronegatividadvaría del mismo modo que la afinidad electrónica: aumenta de izquierda a derechadentro de cada período, y de abajo hacia arriba en cada grupo.

Ahora que ya conoce la electronegatividad de los elementos en la tabla periódica,comenzaremos el estudio de los diferentes tipos de uniones químicas.

Para ello, le proponemos que consulte los textos:

Modelo de unión iónica

Como ya habrá consultado en la bibliografía, la unión iónica se produce entremetales y no metales.

¿Cómo se explica esta unión?

Los átomos de la mayoría de los no metales tienen varios electrones externos (5, 6ó 7), y como son muy electronegativos pueden captar electrones con facilidad.

De este modo, tienen ocho electrones en su último nivel; y cuando esto sucedelogran su estabilidad.

Busque en los textos o en las tablas periódicas la tabla de electronegatividad delos distintos elementos.

1. Compare la electronegatividad con la afinidad electrónica, analizada en laUnidad n° 4.

2. Identifique los elementos más electronegativos y los menos electronegativosde la Tabla Periódica.

&

Busque en los libros y responda:

1. ¿Entre qué clase de elementos se produce la unión iónica?

2. ¿Qué representa la Estructura de Lewis?

3. ¿Entre qué clase de elementos se produce la unión covalente?

&


2020

Por el contrario, los átomos de la mayoría de los metales tienen pocos electronesexternos (1, 2 ó 3). Como son de baja electronegatividad, es decir muyelectropositivos, tienen facilidad para perderlos; y si esto ocurre su último nivelqueda sin electrones. De este modo, el número de electrones que ocupa el "nuevo"último nivel cumplirá con la Teoría del octeto.

Para aclarar esto, retomemos con ayuda de la tabla periódica el ejemplo de la sal demesa, que es cloruro de sodio.

Interpretemos qué es lo que ocurre al formarse el compuesto cloruro de sodio apartir de cloro y sodio:

De acuerdo con su posición en la tabla, el cloro (Cl), que es un no metal, posee 7electrones externos. Al captar un electrón cumple con la Teoría del octeto, y seestabiliza con el mismo número de electrones que el gas noble argón.

Por otro lado, el sodio (Na), que es un metal, posee 1 electrón externo. Alperderlo, también se estabiliza con ocho electrones en su nuevo último nivel.

En la formación del cloruro de sodio lo que ocurre es que cada átomo de sodio letransfiere 1 electrón a cada átomo de cloro, y se estabiliza con el mismo número deelectrones que el gas inerte neón.

Además, como Ud. ya estudió en la Unidad n° 4, los átomos que ceden o captanelectrones reciben el nombre de iones. Por eso, la unión entre iones se llama unióniónica.

Para el caso del cloruro de sodio:

El cloro, que ha captado un electrón, se transforma en ión Cl-1 porque tiene 1electrón más que cuando era un átomo neutro; y como el electrón posee carganegativa, este ion queda con carga –1.

En este caso, el ión cloro tiene 18 electrones y 17 protones.

El sodio, que ha cedido 1 electrón, se transforma en ión Na+1 porque tiene 1electrón menos que cuando era un átomo neutro; y queda con más protones(cargas positivas) que electrones. En este caso el ion sodio tiene 11 protones y 10electrones.


2121

Con el objeto de mostrar los electrones del último nivel y seguir sucomportamiento en una unión, los químicos utilizan los llamadas estructuras deLewis. Estas estructuras se representan con el símbolo del elemento y un puntopor cada electrón externo alrededor del símbolo:

Las estructuras de Lewis para el átomo de cloro y el átomo de sodio permiten vercómo se forma la unión.

Modelo de unión covalente

Los no metales también se unen entre ellos. ¿Cómo es que esto ocurre?

Como ya mencionamos, los no metales tienen varios electrones en su último nively son muy electronegativos. Por lo tanto, no ceden electrones con facilidad. Elmodelo que explica este tipo de unión plantea que los electrones no se ceden ni secaptan sino que se comparten.

De esta manera los átomos completan su último nivel, y así alcanzan la estabilidadasemejándose a un gas inerte.

La partícula formada por unión covalente entre átomos recibe el nombre demolécula.

Veamos cómo es la unión covalente en las moléculas de los elementos oxígeno ehidrógeno:

Si observa en la tabla periódica, el átomo de oxígeno posee 6 electrones en suúltimo nivel. Para que tenga 8 electrones en su último nivel le faltan dos, y alcompartir dos electrones con otro átomo de oxígeno cada uno de ellos logra suestabilidad.

Si observa en la tabla periódica, el átomo de hidrógeno posee 1 electrón en suúnico nivel y se estabiliza con dos electrones, teniendo así la misma estructuraelectrónica del gas inerte helio (He). Es por eso que al compartir 1 electrón conotro átomo de hidrógeno cada uno de ellos logra su estabilidad.


2222

Dos átomos de oxígeno se unen compartiendo dos pares de electrones .

Dos átomos de hidrógeno están unidos compartiendo un par de electrones.

Una unión covalente muy especial

En algunos compuestos se observa otro tipo de unión covalente que se caracterizaporque presenta además un par de electrones aportado sólo por uno de los átomos.Este tipo de unión recibe el nombre de unión covalente coordinada o dativa.

Es el caso de uno de los compuestos formados por oxígeno y azufre:

El azufre forma su octeto compartiendo con un oxígeno dos pares de electrones. Elotro oxígeno queda unido por un par de electrones del azufre. En esta unión elazufre mantiene su octeto, y este oxígeno no aporta electrones.

Modelo de unión metálica

Los metales tienen baja electronegatividad (es decir, son muy electropositivos), ycomo poseen pocos electrones externos pueden perderlos con relativa facilidad,formando iones positivos.

Se llama unión metálica a la unión entre átomos de metales. Según este modelo,los metales tienen iones positivos, entre los cuales se mueven libremente electronesformando una "nube electrónica".


2323

Los iones positivos del aluminio se encuentran entre electrones libres.

Este tipo de materiales tiene la propiedad de ser muy trabajable: se pueden doblar,achatar o hacer alambres sin calentar. Este modelo de unión propone que los ionespositivos están rodeados por electrones que se mueven libremente, deslocalizados.Cuando se realiza sobre los metales alguna de las operaciones mencionadas, loselectrones se reacomodan fácilmente.

Fórmulas químicas

Los químicos representan a los compuestos iónicos y covalentes con fórmulasquímicas.

Existen distintos tipos de fórmulas:

Fórmula molecular: es el número de átomos en una molécula.

Por ejemplo, la fórmula molecular del agua es H2O, es decir que la molécula estáformada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.

La fórmula molecular del agua oxigenada es H2O2, es decir que la molécula estáformada por 2 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno.

Fórmula mínima: es el mínimo número de átomos o de iones presentes en lamólecula o compuesto iónico.

Por ejemplo, la fórmula mínima del agua oxigenada es HO, es decir 1 átomo deoxígeno y 1 de hidrógeno, que representan la mínima relación en que seencuentran los átomos en el compuesto.

Muchas veces la fórmula molecular coincide con la fórmula mínima, como en elcaso del agua.


2424

La fórmula mínima del cloruro de sodio es NaCl, es decir que está formada por 1ion de sodio y 1 de cloro.

Fórmula desarrollada: es una forma de representación más explícita de la fórmulamolecular, con las que se muestran las uniones de una molécula .

Por ejemplo, la fórmula desarrollada de la molécula del agua se representa según lasiguiente figura:

O – H|

H

Actividades de aprendizaje:

Para resolver los siguientes ejercicios tenga a mano la Tabla Periódica de loselementos.

Actividad n°1

Prediga qué tipo de unión presentarán los siguientes pares de elementos alcombinarse entre sí, y represente con estructura de Lewis.

a. calcio/oxígeno

b. potasio/azufre

c. cloro/oxígeno

d. hidrógeno/oxígeno

e. nitrógeno/hidrógeno

f. carbono/oxígeno

g. cobre/cloro

h. silicio/oxígeno

¿Qué datos utilizó para su determinación? ¿Por qué?


2525

Actividad n° 2

Indique qué tipo de unión presentan los siguientes compuestos y represente conlas estructuras de Lewis las uniones correspondientes.

Para representar estas estructuras, busque en la tabla la distribución de electronesen niveles y utilice sólo los del último nivel.

a. CaO

b. HF

c. N2

Actividad n° 3

Complete los siguientes enunciados para obtener proposiciones verdaderas:

a. La electronegatividad se define como la tendencia de un __________ a captar______________en la unión química.

b. Las uniones __________ se producen compartiendo pares de electrones entrelos __________ que intervienen en la unión. Se forma una partículadenominada______________.

Actividad n°4

Indique si las siguientes afirmaciones son correctas o incorrectas. En los casosque sean incorrectas, haga los cambios necesarios para que resulten afirmacionescorrectas.

a. La unión metálica se caracteriza por tener iones positivos rodeados porelectrones deslocalizados y móviles.

b. En las uniones iónicas se comparten pares electrónicos entre los átomos, con laconsiguiente formación de moléculas.


2626

Revisemos juntos las respuestas

1. Las uniones que se formarán serán, en cada caso:

a. Iónica (metal + no metal).

b. Iónica (metal + no metal).

c. Covalente (no metal + no metal).

d. Covalente (no metal + no metal).

e. Covalente (no metal + no metal).

f. Covalente (no metal + no metal).

g. Iónica (metal + no metal).

h. Covalente (no metal + no metal).

2. Las uniones que se forman son, en cada caso:

a. Unión iónica.

b. Unión covalente.

c. Unión covalente.

En las siguientes figuras se presentan las estructuras de Lewis correspondientes acada unión.

3. Las palabras que completan oraciones correctas son:

a. elemento / electrones

b. covalentes / átomos / molécula.

4.

a. La afirmación resulta correcta teniendo en cuenta el concepto de unión metálica.

b. La afirmación es falsa. Debe reemplazarse la palabra "iónicas" por "covalentes".


2727

Moléculas no polares y polares

Hemos visto que en las uniones covalentes se comparten pares de electrones.

Cuando en la unión intervienen átomos de elementos distintos, que tienendiferentes electronegatividades, el par electrónico compartido está más cercano alátomo de mayor electronegatividad, generando en torno a éste una mayordensidad electrónica. Este concepto significa que los electrones de la unión estánmás en el entorno del átomo más electronegativo.

La molécula que se forma se llama molécula polar, y por ello la unión que seestablece es covalente polar .

La molécula del agua por ejemplo es una molécula polar.

Sin embargo, según la forma que adopte la molécula en el espacio, es posible quetal polaridad se anule, y la molécula como conjunto resulte no polar. Es lo quesucede en casos como el CO2 (dióxido de carbono).

O=C=O

Como los dos átomos de oxígeno se ubican a ambos lados del átomo de carbono,éste atrae los electrones de cada oxígeno con la misma fuerza pero en sentidocontrario. Por lo tanto, la polaridad de la molécula se anula.

También existe otra clase de moléculas que no presentan polaridad. Esto ocurrecuando están formadas por átomos del mismo elemento o bien con elementos deelectronegatividad muy similar.

A modo de ejemplo podemos decir que las moléculas del oxígeno (O2 ) y delhidrógeno (H2 ) son no polares.

Para terminar:

Las móleculas se unen entre sí

Las fuerzas intermoleculares, como su nombre lo indica, son fuerzas de atracciónentre moléculas y explican las propiedades físicas y químicas de los compuestoscovalentes.

Según la clase de molécula y la polaridad que tengan, existen distintos tipos defuerzas intermoleculares: fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London y puente dehidrógeno.

Fuerzas dipolo - dipolo

Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas polares. Como estasmoléculas tienen una parte con mayor densidad electrónica (densidad negativa), yotra con menor densidad electrónica (densidad positiva), la atracción ocurre entrelos extremos con densidad electrónica contraria .

Cada uno de los óvalos son modelos para representar las moléculas polares que seatraen entre sí. Es el caso del alcohol o del agua.

Fuerzas de London

Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas no polares. Estas fuerzasson mucho más débiles que las fuerzas dipolo- dipolo, y se producen porque losnúcleos atómicos de unas moléculas atraen levemente a los electrones de otrasmoléculas vecinas.

Las moléculas de los gases, tales como las del oxígeno o del hidrógeno, tienen estetipo de fuerzas de atracción, como se representa en la siguiente figura:

¶ ¶ ¶

¶ ¶ ¶

¶ ¶ ¶

Cada una de las bolitas representa moléculas no polares. Estas moléculas puedenintercalarse entre sí.

Puente de hidrógeno

Se llaman así a las fuerzas de atracción entre moléculas polares que poseenhidrógenos unidos covalentemente con: oxígeno, flúor o nitrógeno.


2828

+ -


2929

Cuando resolvió los ejercicios 1d., 1e. y 2b., habrá observado que la unión entreestos átomos es covalente. Como el oxígeno, flúor y nitrógeno son muyelectronegativos y el hidrógeno es muy poco electronegativo, la unión es covalentepolar.

Estos elementos tienen pares de electrones que no intervienen en esta unióncovalente, y atraen al hidrógeno de otras moléculas. De este modo, se establece unaunión entre moléculas.

De los tres tipos de fuerzas intermoleculares, las fuerzas puente de hidrógeno sonlas de mayor intensidad.

Veamos el ejemplo del compuesto formado por flúor e hidrógeno.

F-H ... F-H ... F-H ... F-H

En este modelo los puntos señalan los puentes de hidrógeno que se establecen entreel flúor de una molécula y el hidrógeno de la otra.

Relación entre las propiedades de las sustancias, susuniones y fuerzas de atracción

Cada sustancia presenta propiedades particulares que pueden ser explicadas con losmodelos de unión química y de fuerzas intermoleculares.

Los compuestos iónicos son todos sustancias sólidas. Esto se debe, según elmodelo de unión iónica, a que los iones de estos compuestos se atraen fuertemente.En consecuencia, se necesita mucha energía para transformar estas sustancias enlíquidos (fundirlas o derretirlas). Éste es el caso de la sal de mesa o del bicarbonatode sodio de uso doméstico.

Por el contrario, los compuestos covalentes polares presentan fuerzas de atracciónentre moléculas más débiles que las que existen entre iones.

Las sustancias sólidas que pertenecen a este grupo, como el azúcar, necesitanmenos energía para fundir que los compuestos iónicos.

Cuando se trata de compuestos covalentes no polares, las fuerzas intermolecularesson más débiles aún, y por lo tanto requieren menos energía que las anteriores paraderretirse. Por ejemplo: la parafina con la que se fabrica las velas, y la manteca, sonmateriales que presentan este tipo de fuerzas.

A modo de síntesis le presentamos un cuadro de las diferentes uniones químicasentre elementos y entre moléculas:

Unionesquímicas

entre elementos

unión iónica unión covalente unión metálica

entre metales entre no metales entre metalesy no metales

forman iones positivos forman moléculas forman iones positivos yelectrones deslocalizados

Unionesquímicas

entremoléculas

entre entremoléculas moléculaspolares no polares

fuerzas fuerzas fuerzasdipolo puente de de Londondipolo hidrógeno


3030

Actividad n° 5

Analice si los siguientes enunciados son correctos o incorrectos, y justifique laelección.

a. Las fuerzas intermoleculares se presentan siempre en compuestos iónicos.

b. Las moléculas polares presentan dipolos, y por lo tanto se clasifican comofuerzas de London.


3131

Revise las respuestas:

5.

a. Incorrecto. Los compuestos iónicos no están constituidos por moléculas. Loscompuestos que presentan fuerzas intermoleculares son exclusivamentecovalentes.

b. Incorrecto. Ver definición de fuerzas dipolo-dipolo.

c. Incorrecto. Las moléculas no polares sólo pueden presentar fuerzas de London.

d. Correcto. Ver concepto de fuerzas puente de hidrógeno.

Con esto finalizamos la Unidad n° 5. Le recomendamos releer los materiales antesde comenzar con la unidad siguiente, en la que trabajaremos con los temas:Ecuaciones químicas y su significado.

c. Para las moléculas no polares, las únicas fuerzas intermoleculares posibles sonlas de puente de hidrógeno.

d. El puente de hidrógeno se produce entre moléculas polares que contenganhidrógeno unido a un elemento muy electronegativo, como oxígeno, hidrógeno o


3232


3333

Contenidos

Compuestos químicos: óxidos ácidos y básicos, hidruros metálicos, hidrácidos,sales binarias.

Compuestos ternarios: hidróxidos, oxoácidos y sales ternarias. Fórmulas ynomenclatura de compuestos.

La ecuación química: balanceo, reactivos y productos. Estequiometría.Resolución de problemas con relaciones de masas, volúmenes y moles.


• Conocer la nomenclatura de compuestos binarios y ternarios, y representar susfórmulas.

• Interpretar las ecuaciones químicas como representaciones de este tipo de transformaciones.

• Resolver cálculos estequiométricos.

Nomenclatura de los compuestos químicos

En la Unidad n° 5 Ud. estudió los modelos de uniones químicas que explicancómo están formados los compuestos, y en esta unidad aprenderá a nombrarlos.

Los compuestos pueden clasificarse en binarios y ternarios. Los binarios estánformados por dos elementos distintos, y los ternarios por tres elementos distintos,independientemente de la cantidad de átomos que figuren en la fórmula.

Así, llamamos binarios a compuestos como el agua (H2O), la sal común (NaCl), lacal viva (CaO), etc. Son ternarios el hidróxido de sodio (NaOH), el ácidosulfúrico (H2SO4), el ácido acético que está en el vinagre (C2H4O2), etc.

Unidad 6: Ecuaciones químicas y su significado

QuímicaBloque 4Bloque 4


3434

Lo que estudiará en esta unidad es, precisamente, de qué clases pueden ser loscompuestos binarios y ternarios que se utilizan en Química Inorgánica y quéreglas se aplican para nombrarlos.

Como Ud. habrá leído en los textos, los óxidos pueden clasificarse en óxidosácidos y básicos, y este tipo de compuestos tiene como elemento común aloxígeno.

Además existen otros tipos de compuestos binarios. Son los hidrácidos y las salesbinarias. Los hidrácidos están formados por hidrógeno y un no metal; y las salesbinarias, por un metal y un no metal.

Para comenzar a escribir y leer fórmulas de compuestos binarios recurriremos alconcepto de número de valencia. Ud. ya leyó que se llama número de valencia a lacantidad de electrones que un átomo pone en juego (gana, pierde o comparte) enuna unión química. Para conocer el número de valencia de un elemento esnecesario consultar la tabla periódica.

Cada elemento puede tener más de un número de valencia, y hay que considerarloen cada compuesto particular que forme.

Observe cómo se representan y se nombran los compuestos binarios.

Los nombres de los compuestos binarios

Óxidos básicos

Estos compuestos formados por metales y oxígeno son iónicos. Los elementos queintervienen en la unión tienen un número de valencia que coincide con loselectrones tomados o cedidos en la unión.

Busque en los textos información sobre los compuestos químicos.

Responda:

1. ¿Qué elementos componen los óxidos básicos y ácidos?, ¿y las sales binarias?

2. ¿ A qué se llama número de valencia de un elemento?

&


3535

Veamos algunos ejemplos:

El metal calcio está unido con el oxígeno formando un óxido básico.

Si busca en la tabla periódica, los valores de valencia y los símbolos de loselementos son:

Ca = 2

O = 2

Como se trata de una unión iónica, el valor 2 para el metal calcio significa que éstecede 2 electrones, y el valor 2 para el oxígeno significa que este no metal toma 2electrones en la unión. El compuesto se representa con la fórmula :

CaO

También se puede representar la fórmula de este compuesto empleando lasvalencias del metal y del oxígeno:

Ca==O

A su vez, a partir de esta última representación se puede deducir la fórmula de estecompuesto, mostrada anteriormente.

Otro ejemplo de óxido básico es el caso del metal potasio que está unido con eloxígeno.


K = 1

O = 2

Como se trata de una unión iónica, el valor 1 para el metal potasio significa queéste cede 1 electrón, y el valor 2 para el oxígeno significa que éste toma 2electrones en la unión.

El compuesto se representa con la fórmula:

K2O

El subíndice 2 de esta fórmula significa que hay 2 iones potasio por cada ionoxígeno, ya que cada potasio cede 1 sólo electrón y el oxígeno requiere 2electrones.


3636

Para que lo vea claramente, representamos al compuesto con las valencias de loselementos correspondientes:

K

O

K

Óxidos ácidos

Estos compuestos formados por no metales y oxígeno son compuestos covalentes.En el caso de los compuestos covalentes, el número de valencia está vinculado conel número de electrones que cada átomo involucra en la unión.


El no metal carbono está unido con el oxígeno formando un óxido ácido.


C = 4

O = 2

El carbono tiene número de valencia 4, y por lo tanto dispone de 4 electrones parala unión. El oxígeno tiene número de valencia 2, y por lo tanto dispone 2electrones para la unión.

Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entrecarbono y oxígeno queda representado como se muestra en la figura:

O=C=O

Vuelva a los textos.

Consulte la nomenclatura por numerales de Stock de los óxidos básicos, es decircómo se nombran; y escriba cómo se llaman los dos compuestos de los ejemplosanteriores.

&


3737

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es CO2. El subíndice 2 deloxígeno indica que para la formación de este compuesto se unen 2 átomos deoxígeno con 1 de carbono.

Otro ejemplo de un óxido ácido es el caso del no metal nitrógeno que está unidocon el oxígeno.


N = 3 y 5

O = 2

Como se trata de una unión covalente los electrones se comparten. El nitrógenotiene números de valencia 3 y 5, y por lo tanto puede formar dos óxidos distintos.

Si consideramos el caso del nitrógeno con valencia 3, éste dispone de 3 electronespara la unión. El oxígeno tiene número de valencia 2, y por lo tanto dispone de 2electrones para la unión.

Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entrenitrógeno y oxígeno queda representado como se muestra en la figura:

N OO

N O

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es N2O3. El subíndice 3 deloxígeno indica que, para la formación de este compuesto, se unen 3 átomos deoxígeno con 2 de nitrógeno.

¿Cómo se nombran los óxidos ácidos?

Si bien los óxidos básicos se pueden nombrar colocando la palabra óxido seguidodel nombre del metal, con su n º de valencia colocado entre paréntesis; paranombrar a los óxidos ácidos los químicos emplean distintas maneras. La másutilizada es según el número de átomos presentes.


3838

Retomemos los dos ejemplos anteriores.

El primer compuesto se llama dióxido de carbono. Para nombrarlo se utiliza lapalabra óxido con el prefijo di para indicar que hay 2 átomos de oxígeno en lamolécula. El nombre se completa con el nombre del no metal.

El otro compuesto se llama trióxido de dinitrógeno. El prefijo tri delante de lapalabra óxido indica que hay 3 átomos de oxígeno en la molécula, y el prefijo didelante del no metal completa el nombre del compuesto indicando que hay 2átomos de nitrógeno en la molécula.

Continuemos con los otros compuestos binarios.

Hidrácidos o Hidruros

Estos compuestos están formados por los no metales: flúor, cloro, bromo, yodo oazufre combinados con hidrógeno. Todos ellos son compuestos covalentes en loscuales los no metales intervienen con su menor valencia.


El no metal cloro está unido con el hidrógeno formando un hidruro, conocidosnormalmente como hidrácidos.


Cl = 1,3,5,7

H = 1

Como el número de menor valencia del cloro es 1, dispone de 1 electrón para launión. El hidrógeno tiene número de valencia 1, y por lo tanto dispone de 1electrón para la unión.

Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entrecloro e hidrógeno queda representado como se muestra en la figura:

Cl – H

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es HCl.

Otro ejemplo de hidrácido es el compuesto formado por el no metal azufre y elhidrógeno.


3939


S = 2,4,6

H = 1

Como el número de menor valencia del azufre es 2, dispone de 2 electrones para launión. El hidrógeno tiene número de valencia 1, y por lo tanto dispone de 1electrón para la unión.

Si se indica con una raya cada par de electrones compartidos, el compuesto entreazufre e hidrógeno queda representado como se muestra en la figura:

H S

H

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es H2S.

Para nombrar a los hidrácidos, se nombran como ácido seguido del nombre del nometal con la terminación hídrico.

En el primer caso, el compuesto se llama ácido clorhídrico; y en el segundo, ácidosulfhídrico.

Si bien éstos son los nombres más conocidos, Ud. podrá encontrar que en lostextos estos compuestos se nombran como cloruro de hidrógeno y sulfuro dehidrógeno.

Sales binarias

Estos compuestos están formados por algunos no metales y metales. Todos ellosson compuestos iónicos, en los cuales los no metales intervienen con su menorvalencia.


El no metal bromo está unido con el cobre formando una sal binaria.



4040

Br = 1,3,5,7

Cu = 1 y 2

Como el número de menor valencia del bromo es 1, dispone de 1 electrón para launión. El cobre tiene número de valencia 1 y 2. Si se forma la sal para el caso delcobre con número de valencia 2, éste dispone de 2 electrones para la unión.

Si se indica con una raya la valencia de cada elemento, el compuesto entre bromo ycobre queda representado como se muestra en la figura:

Cu Br

Br

De este modo, se forma el compuesto cuya fórmula es CuBr2.

Las sales binarias se nombran con el nombre del no metal con terminación uroseguido del nombre del metal con su número de valencia en número romano.

En este caso la sal se llama bromuro de cobre ( II ).

Además existen otros compuestos binarios muy escasos en la naturaleza, loshidruros metálicos, formados por hidrógeno y algunos metales.

Actividad n°1

Nombre los siguientes compuestos binarios:

a. Na2O

b. N2O5

c. Cl2O3

d. MgO

e. BaBr2

f. HF


4141

Revisemos las respuestas:

1. Para resolver estos ejercicios debe considerar los subíndices que figuran en lasfórmulas, debajo de cada elemento, y usar el prefijo que corresponda.

a. Na2O: es un óxido básico. Se llama óxido de sodio porque el sodio (Na) tieneun sólo número de valencia.

b. N2O5: es un óxido ácido. Se llama pentóxido de dinitrógeno porque elnitrógeno tiene subíndice 2 y el oxígeno 5.

c. Cl2O3 : es un óxido ácido. Se llama trióxido de dicloro porque el cloro tienesubíndice 2 y el oxígeno 3.

d. MgO : es un óxido básico. Se llama óxido de magnesio porque el magnesio(Mg) tiene un sólo número de valencia.

e. BaBr2 : es una sal binaria. Se llama bromuro de bario porque el bario tiene unsólo número de valencia.

f. HF : es un hidrácido. Se llama ácido fluorhídrico.

2. Las fórmulas de los compuestos son las siguientes:

a. O P2O5P O

OP O

O

Actividad n° 2

Represente los siguientes compuestos con sus respectivas valencias y luego escribasus fórmulas.

a. Pentóxido de difósforo.

b. Oxido de hierro (II).

c. Dióxido de silicio.

d. Acido bromhídrico.

e. Yoduro de calcio.


4242

b. Fe==O FeO

c. O=Si=O SiO2

d. Br-H HBr

e. Ca CaI2

Los compuestos ternarios

Estos compuestos se clasifican en: hidróxidos, ácidos oxigenados y salesoxigenadas.

Hidróxidos

Están formados por tres elementos: metal, hidrógeno y oxígeno.

El metal está unido al grupo hidroxilo (también llamado hidróxido u oxhidrilo),que es el ion negativo HO-1, formado por un átomo de oxígeno unido a un átomode hidrógeno.

Para escribir las fórmulas de los hidróxidos la regla es así: se colocan tantoshidroxilos como el número de valencia del metal.

Estos compuestos se nombran con la palabra hidróxido seguido del nombre delmetal. Si el metal tiene más de una valencia, debe aclararse con número romano laque se empleó en la unión.

Cuando la valencia es distinta de 1, los hidroxilos se escriben entre paréntesis.

Aclaremos esto con algunos ejemplos:

- Hidróxido de sodio: como la valencia del sodio es 1, la fórmula del compuesto esNaOH.

- Hidróxido de hierro (II): como la valencia del hierro es 2 en este caso, la fórmuladel compuesto es Fe(OH)2

I

I


4343

Oxoácidos o ácidos oxigenados

Se los llama así para diferenciarlos de los ácidos binarios, que ya vimos comohidrácidos o hidruros. En estos ácidos hay presentes tres elementos: hidrógeno,oxígeno y algún no metal.

A continuación, le presentamos las reglas que se utilizan para escribir las fórmulasde los ácidos oxigenados.

Los elementos se ordenan así :

1º el hidrógeno, 2º el no metal, y 3º el oxígeno

Los subíndices se seleccionan así:

• El hidrógeno no lleva subíndice si el no metal tiene valencia impar, y llevasubíndice 2 si el no metal tiene valencia par.

• El no metal no lleva subíndice.

• Para colocar el subíndice al oxígeno hay que realizar el siguiente cálculo:

Veamos un ejemplo:

El ácido oxigenado formado por el azufre cuando su número de valencia es 6, tienela siguiente fórmula:

H2SO4

El subíndice del hidrógeno es 2 porque la valencia del azufre es par.

El azufre no lleva subíndice .

El cálculo del subíndice del oxígeno es

Estos ácidos se nombran de distintas maneras, según los números de valencia delno metal.

2 + 6

2= 4

nºde hidrógenos + nº valencia del no metal

2= subíndice del oxígeno

no de hidrógenos + no de valencia del no metalno de hidrógenos + no de valencia del no metalsubíndice del óxigeno


4444

Si el no metal tiene:

• un sólo nº de valencia, se escribe la palabra ácido seguida del nombre del nometal, con terminación ico.

Es un ejemplo el ácido carbónico.

• dos nº de valencia distintos, se escribe la palabra ácido seguida del nombre del nometal con terminación oso, para el ácido con el no metal de nº de valencia menor.Para el de valencia mayor, cambia la terminación oso por ico.

Son ejemplos el ácido nitroso y el ácido nítrico.

• tres o cuatro nº de valencia distintos, se nombran como indica el ejemplo queaparece en el cuadro siguiente:

Según esta regla, el ácido con azufre representado anteriormente, se nombra ácidosulfúrico, ya que el nº de valencia 6 es la tercera valencia para el azufre.

Oxosales o sales oxigenadas

Estos compuestos, también conocidos como sales ternarias, están formados pormetal, no metal y oxígeno.

¿Cómo se escriben las fórmulas de las sales ternarias?

Las oxosales se pueden considerar como derivadas de los ácidos oxigenados,siendo reemplazados los hidrógenos de estos ácidos por metales.

Elemento Valencia Nombre

Cloro 1 Ácido hipocloroso

3 Ácido cloroso

5 Ácido clórico

7 Ácido perclórico


4545

Estas sales se nombran cambiando la terminación al ácido seguido del nombre delmetal, teniendo en cuenta el siguiente cuadro:

Por ejemplo, representemos la sal sulfato de sodio. Esta sal deriva del ácidosulfúrico que reemplaza sus hidrógenos por el metal sodio, tal como se muestra acontinuación:

Na – – SO4

Na

Tenga en cuenta que en primer lugar es necesario escribir primero la fórmula delácido (en este caso H2SO4).

Al quitar los hidrógenos, queda =SO4 donde cada raya indica un hidrógeno quetenía en la unión. En la fórmula de la sal, la raya que tiene cada sodio representa sunº de valencia.


1º el metal, 2º el no metal y 3º el oxígeno. La fórmula queda Na2SO4.

A continuación, le proponemos otras actividades de aprendizaje para aplicar lo

aprendido.

Terminación del ácido Terminación de la sal

oso ito

ico ato

Actividad n° 3

Escriba la fórmula de los compuestos ternarios cuyos nombres figuran acontinuación.

a. Acido sulfuroso.

b. Hidróxido de cobre I

c. Acido brómico.


4646

Revisemos las respuestas

3. Las fórmulas serán:

a. H2SO3

b. CuOH

c. HBrO3

4. Los nombres son:

a. Acido nitroso.

b. Hidróxido de hierro II.

c. Hidróxido de aluminio .

d. Acido carbónico.

Actividad n° 4

Nombre los compuestos que figuran a continuación.

a. HNO2

b. Fe (OH)2

c. Al (OH)3

d. H2CO3

Actividad n° 5

Escriba las fórmulas de los compuestos que figuran a continuación.

a. Carbonato de sodio.

b. Hipoclorito de sodio.

c. Sulfito de hierro II.

d. Sulfato de cobre II.

e. Periodato de litio.


4747

5. Para representar las fórmulas de estas oxosales, recuerde que debe escribirprimero las fórmulas de los ácidos siguiendo las reglas para la representación deoxoácidos.

a. Na2CO3

b. NaClO

c. FeSO3

d. CuSO4

e. LiIO4

Ecuaciones químicas

Los procesos en los que ocurren transformaciones químicas se representan a travésde ecuaciones químicas.

En las ecuaciones químicas cada sustancia se representa con su fórmula. Lassustancias que escribimos a la izquierda de la ecuación son aquellas que reaccionan,y se las conoce con el nombre de reactivos.

Las sustancias que se obtienen por la transformación química reciben el nombre deproductos de la reacción o productos, y figuran a la derecha de la ecuación.

Al escribir una reacción química entre reactivos y productos, se coloca una flechaque va precisamente en esa dirección, e indica la transformación química que seprodujo.

Si tomamos como ejemplo la formación de agua a partir del hidrógeno y eloxígeno, la ecuación representa al proceso del siguiente modo:

2 H2 + O2 → 2 H2O

Esta ecuación expresa que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con unamolécula de oxígeno, y producen dos moléculas de agua.


4848

Para comprender mejor la transformación que ocurre, pueden representarse losátomos como bolitas con distinto tamaño o color, y las moléculas comoasociaciones de estos átomos. En el caso de la reacción anterior la ecuaciónquedaría así:

Observe que, inicialmente, hay cuatro "bolitas" de hidrógeno (es decir, cuatroátomos de hidrógeno) que forman las dos moléculas de H2, y dos átomos deoxígeno que forman la molécula de O2.

Esos átomos iniciales son los mismos que se encuentran presentes en las dosmoléculas de H2O. El número total de átomos de oxígeno e hidrógeno es el mismoen los reactivos y en los productos porque la materia se conserva.

Esto se enuncia en la Ley de conservación de la masa:

En toda transformación química el número de átomos de cada elemento presentes alprincipio y al final de una reacción debe ser el mismo, es decir, se conserva.

Esto significa que los átomos que componen las moléculas de reactivos sereordenan y dan lugar a nuevas asociaciones, que son las moléculas de productos.De acuerdo a lo que Ud. ya vio en la Unidad n° 5, las reacciones químicas puedeninterpretarse considerando que las uniones químicas presentes en los reactivos serompen y se producen nuevas uniones entre los átomos, que dan lugar a laformación de productos.

Toda ecuación química debe cumplir con la Ley de la conservación de la masa, y espor ello que hay que realizar lo que se llama Balance de ecuaciones químicas. Esdecir, hay que colocar números delante de la fórmulas de los reactivos y productospara que el número de átomos totales sea constante. Estos números se conocencomo coeficientes.

Veamos como ejemplo la ecuación de formación del NH3 (amoníaco)

N2 + 3 H2 → 2 NH3

constanza santamaria


4949

El coeficiente del N2 no se escribe porque es 1, e indica que reaccionan 2 átomosde nitrógeno. El 3 es el coeficiente que indica que reaccionan 3 moléculas de H2,o sea 6 átomos de hidrógeno; y el 2 es el coeficiente que indica que se producen 2moléculas de NH3.

Acerca de la estequiometría

Los cálculos que se realizan para determinar las cantidades de reactivos que debencolocarse al iniciar la reacción o las cantidades de productos obtenidos, se conocencomo cálculos estequiométricos. Es imposible realizar correctamente los cálculosestequiométricos si no se asignaron adecuadamente los coeficientes.

Por ello, resulta imprescindible balancear la ecuación antes de proceder a laresolución de los cálculos.

Los problemas estequiométricos combinan relaciones entre moléculas, moles,masas y volúmenes de sustancias. El tratamiento matemático del tema requiere delmanejo de las proporciones, o lo que es lo mismo, la regla de tres.

Veamos el siguiente ejemplo:

Para la reacción: 2 SO2 + O2 → 2 SO3

Calcule cuántos moles de oxígeno reaccionan con 160 g de dióxido de azufre (SO2)

Para la resolución de este problema tenga en cuenta lo siguiente:

Esta ecuación está balanceada. Según la estequiometría, cada 2 moles de SO2reaccionará 1 mol de O2, y se obtendrán 2 moles de SO3.

Las relaciones estequiométricas que acabamos de mencionar pueden leerse tambiénen moléculas o en volúmenes.

Calculamos cuántos moles corresponden a los 160 g de SO2. Para esto,comenzamos por el cálculo de Mr , para determinar la M (masa molar), estudiadaen la Unidad n° 2.

Mr = Ar S + 2. Ar O = 32 + 2 . 16 = 64

De modo que la M = 64 g/ mol. Es decir, 1 mol de SO2 tiene una masa de 64 g


5050

Si 64 g SO2 1 mol

160 g " X = 2,5 mol

Según la estequiometría:

2 moles SO2 1 mol O2

2, 5 moles " X = 1, 25 mol O2

Resolución:

a. Calculamos los moles de hidrógeno que reaccionan con 70 g de nitrógeno

Mr N2 = 2.Ar N = 2.14 =28

1mol de N2 = 28 g

28 g de N2 1mol de N2

70 g de N2 X= 2,5 moles

Teniendo en cuenta los coeficientes de la ecuación correspondiente:

1mol de N2 3 moles de H2

2,5 moles de N2 X= 7,5 moles de H2

Actividad n° 6

La ecuación de formación del amoníaco es :

N2 +3H2 → 2NH3

Indique:

a. Moles de hidrógeno que reaccionan con 70 g de nitrógeno.

b. Moles de amoníaco producidos en las condiciones de a.

Equivalen a

Reaccionan con

Equivalen a

Reaccionan con


5151

b. Calculamos los moles de amoníaco que se produjeron en esta reacción:

1 mol de N2 2 moles de NH3

2,5 moles de N2 X= 5 moles de NH3

En la última unidad de este bloque trabajaremos los conceptos de equilibrioquímico y equilibrio iónico.


5252


5353

Unidad 7: Equilibrio químico y en

solución

QuímicaBloque 4

Contenidos:

Ley de acción de masas. Equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.

Electrolitos. Concepto de la disociación electrolítica. Electrolitos fuertes y

débiles.

Equilibrio iónico. Producto iónico del agua. Concepto de pH y pOH.

Al terminar esta última unidad, esperamos que Ud. pueda:

• Comprender las reacciones reversibles. • Conocer el concepto de equilibrio químico.• Escribir las ecuaciones de disociación de electrolitos fuertes y débiles.• Calcular pH y pOH de diversas soluciones.

Ud. ha visto en la Unidad n° 6 el significado de las ecuaciones químicas y el cálculode cantidades de reactivos y productos.

En todos los casos estudiados se trabajó suponiendo, tal cual lo hace laestequiometría, que la reacción se producía en forma completa. Esto significa quecuando la cantidad de reactivos es estequiométrica, una vez concluida la reacciónno queda nada de reactivos, ya que éstos se transforman por completo enproductos.

Lo que veremos en esta unidad está relacionado con el hecho de que las reaccionesquímicas, en realidad rara vez suceden en forma completa en una única dirección.

Las transformaciones que estudiará son las que se conocen como reversibles yaque acontecen en ambos sentidos. Muchas reacciones químicas se producen de estemodo, estando presentes a la vez en el sistema tanto los reactivos como losproductos de la reacción.

Las transformaciones químicas pueden ocurrir lentamente como la oxidación de unclavo, o rápidamente como la reacción de una pastilla efervescente en agua. Losquímicos calculan la velocidad con que los reactivos se transforman en productos,y también la velocidad con que los productos se transforman en reactivos.


5454

Cuando las reacciones en ambas direcciones suceden a la misma velocidad se diceque el sistema está en equilibrio químico.

Para comprender mejor este enunciado observe el ejemplo siguiente:

Representa la ecuación de formación del ácido sulfuroso a partir del dióxido deazufre y agua.

SO2 + H2O H2SO3

Cuando el sistema está en equilibrio, la cantidad de moléculas de ácido sulfurosoque se forma es constante en el tiempo, es decir no varía, lo mismo que la cantidadde moléculas de agua y de dióxido de azufre.

La relación o cociente entre las cantidades de productos y reactivos se conocecomo constante de equilibrio Kc

La expresión de Kc para estareacción es:

Los corchetes indican la concentración de cada producto y reactivo en la solución.

Esta expresión recibe el nombre de Ley de acción de masas.

Los cambios que pueden ocurrir en un sistema que ya ha alcanzado el equilibrio setrabajan a partir del Principio de Le Chatelier.

Para dar cuenta de lo que leyó de este principio, analice la reacción que representala formación de un quitaesmalte (el acetato de etilo):

Ácido acético + alcohol quitaesmalte + agua

Los fabricantes de este quitaesmalte, cuando la reacción alcanza su equilibrio vaneliminando el agua. ¿Cuál será la finalidad de esta operación?

Kc =[H2SO3]

[H2O][SO2 ]

Busque en los textos el enunciado del Principio de Le Chatelier.

&


5555

Como esta reacción presenta un cambio en sus condiciones (disminución de lacantidad de agua), según el Principio de Le Chatelier las proporciones de losreactivos y los productos se ajustarán de tal forma que contrarresten estadisminución. De este modo, la velocidad de formación de quitaesmalte aumentahasta que se restablece el equilibrio; y en consecuencia se produce másquitaesmalte.

Ácidos y bases

Las propiedades químicas de este tipo de sustancias se establecen cuando lasmismas se encuentran en solución acuosa. Es decir, para que una sustancia serevele como ácido o como base debe estar disuelta en agua.

Los ácidos son aquellos que en solución presentan sabor agrio, corroen algunosmetales como el hierro, carcomen el mármol y dañan las membranas mucosas.

Las bases son aquellas que en solución tiene sabor amargo, descomponen las grasasy anulan el efecto de los ácidos.

Existen además otras soluciones acuosas que son neutras, porque no poseenpropiedades de ninguna de las dos soluciones anteriores.

Ionización del agua

El agua es un solvente muy peculiar: es un compuesto covalente polar, y suscaracterísticas químicas y físicas permiten disolver tanto sustancias covalentescomo iónicas.

Asimismo su polaridad le permite disolver tanto compuestos covalentes polares(como el alcohol común, etanol o alcohol etílico), como compuestos iónicos deltipo del cloruro de sodio (sal común de mesa).

Cuando se analiza experimentalmente agua, se encuentra que existen en muypequeña proporción iones hidroxilo (HO-) e iones hidrógeno (H+).

La ecuación que justifica estos resultados experimentales se representa del siguientemodo:

H2O OH- + H+


5656

Este proceso se llama ionización del agua.

En el agua la concentración de iones HO- y H+ es idéntica, y éste es un procesoreversible en el cual el agua alcanza un estado de equilibrio.

La expresión de Kc para esta reacción se la designa como Kw (la letra w delsubíndice proviene de water que, en inglés, significa agua), o como productoiónico del agua.

¿Ácido o base?

Concepto de pH

En las publicidades, a menudo se informa acerca del pH de diversos productoscosméticos. Para saber si una solución es ácida, neutra o básica se utiliza la escalade pH. Esta escala tiene un rango que va desde el 0 al 14; siendo soluciones ácidasaquellas que tienen valores de pH entre 0 y 6, y soluciones básicas aquellas quetienen valores entre 8 y 14. Las que poseen pH 7 son soluciones neutras.

El vinagre, el jugo de limón, las gaseosas, la orina, los productos limpiadores parabaños tienen pH menores de 6. Cuanto más grande es el valor de pH, menor serála acidez. Por ejemplo, el jugo de limón concentrado tiene pH 3 y el vinagre 4; estoquiere decir que el jugo de limón es más ácido que el vinagre.

Los destapacañerías, el dentífrico, el jabón, los antiácidos tienen pH mayores de 8.Cuanto más grande es el valor de pH, mayor será su carácter básico.

El agua destilada es neutra, por lo tanto tiene pH 7.

Existe una escala menos usada que se conoce como escala de pOH, que mide elgrado de basicidad (cuán básica es una solución) . Los valores de pOH se calculande la siguiente manera:

Como pH +pOH = 14 14 – pH = pOH

Veamos un ejemplo:

Si el pH del jabón de lavar es 8, el valor de pOH será

14 – 8 = 6


5757

Electrolitos fuertes y débiles

Las soluciones que presentan iones son conductoras de la corriente eléctrica. A lassustancias que están disueltas y producen estos iones se las denomina electrolitos.

Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes sonaquellos compuestos iónicos (algunas sales, algunos ácidos y algunos hidróxidos)que al ponerlos en agua se separan en sus iones. Por ejemplo, el cloruro de sodio aldisolverlo en agua se separa en sus iones Cl- y Na+. También son electrolitosfuertes aquellos compuestos covalentes que al disolverse en agua todas susmoléculas producen iones. Por ejemplo, el ácido nítrico HNO3 se disocia en aguasegún la siguiente ecuación:

HNO3 → NO3- + H+

Como muestra la reacción, la disociación de los ácidos produce siempre iones H+

y la parte restante de la molécula queda como ion negativo.

Los electrolitos débiles son aquellos compuestos iónicos o covalentes que sedisocian iónicamente en forma reversible al disolverlos en agua.

Por ejemplo, el ácido cloroso HClO2 se disocia según la siguiente reacción:

HClO2 ClO2– + H+

Como ya dijimos, en este tipo de reacciones están presentes simultáneamentereactivos y productos, ya que son reversibles.

Todo proceso en el cual se producen iones se denomina disociación iónica.

A continuación le presentamos ejercicios para aplicar algunos conceptosaprendidos.

Actividad n°1

Escriba las ecuaciones de disociación de las siguientes sustancias (son todoselectrolitos fuertes):

a. HCl

b. HNO3


5858

Compare sus respuestas con las nuestras.

1. Como se trata de electrolitos fuertes, las disociaciones son completas y lasecuaciones quedan expresadas de la siguiente manera:

a. HCl → H+ + Cl-

b. HNO3 → H+ + NO3-

c. NaOH → Na+ + HO-

d. LiCl → Li+ + Cl-

2.

a. pOH del HCl:

pH + pOH = 14 ⇒ pOH = 14 – pH = 14 – 5 = 9

b. pH del NaOH

c. NaOH

d. LiCl

Nota: Recuerde que los hidróxidos, ya estudiados en la Unidad n º 6, soncompuestos iónicos formados por iones OH – y un metal.

Actividad n° 2

Calcule el pOH y el pH para las siguientes soluciones :

a. HCl pH = 5

b. NaOH pOH = 4


5959

pOH + pH = 14 ⇒ pH = 14 – 4 = 14 – 4 = 10

Como Ud. observará, el valor de pH para el primer caso corresponde a un ácido; ypara el segundo, a una sustancia básica.

Con esta unidad damos por finalizado el Bloque 4 de Química.Esperamos que la Guía 1 y la Guía 2 lo hayan ayudado a comprender los temasdel Programa y a resolver los ejercicios presentados.

Como cierre le proponemos una autoevaluación del bloque, para que Ud. puedaidentificar sus logros y dificultades.


6060

Autoevaluación del Bloque 4

Nuestra última propuesta consiste en plantearle una serie de actividades que lepermitan:

• Integrar los contenidos de este bloque.

• Poner a prueba sus conocimientos.

Como siempre, al final encontrará las respuestas para que pueda cotejarlas con lassuyas.

Problema 1

Una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de yodo para producirdos moléculas de ácido iodhídrico.

A partir de esta información le pedimos que:

a. Busque los elementos en la tabla periódica y determine si son metales o nometales.

b. Indique el tipo de unión química y represente las estructuras de Lewis de cadauno de los reactivos y productos.

c. Escriba la ecuación química que representa este proceso.

d. ¿Cuántos moles de producto se formaron a partir de 100 g de hidrógeno?

Problema 2

En una experiencia de laboratorio se parte de 200 g de Zn y de una solución deHCl, que reaccionan según muestra la siguiente ecuación:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2


6161

A partir de esta información le pedimos que:

a. Nombre cada una de las sustancias, con la ayuda de la tabla periódica.

b. Calcule número de moles de H2 obtenidos.

c. Indique qué tipo de compuesto es el ZnCl2.

d. El ZnCl2 es una sustancia que forma solución en agua. Describa el método queutilizaría para separar los componentes de la misma.

e. Analice el tipo de fuerzas intermoleculares que presentan las moléculas HCl ylas moléculas H2.

Problema 3

Para cada una de los siguientes afirmaciones, indique si son correctas o incorrectas.De resultar incorrectas, redáctelas para que sean correctas.

AFIRMACIÓN C/I REFORMULACIÓN (si corresponde)

a. La energía de ionización es la energía puesta en juego al quitara un átomo el electrón más débilmente unido.

b. Un sistema material formadopor arena y agua se puede

separar por imantación.

c. El radio atómico de los átomosque se encuentran en un mismogrupo de la tabla periódica

disminuye al aumentarel Z (número atómico).

d. No se puede hablar de la existencia de fuerzas intermoleculares en el NaCl, pues se trata de un compuesto iónico.


6262

Problema 4

a. Represente la fórmula del ácido nitroso y del hidróxido de bario.

b. Calcule el pH de una solución de ácido nitroso sabiendo que el pOH es 11.

c. Calcule el pOH de una solución de hidróxido de bario sabiendo que el pH es 9.

Resoluciones:

Problema 1

a. El yodo y el hidrógeno son no metales.

b. Tanto las moléculas de yodo como las de hidrógeno presentan unión covalenteno polar.

La molécula de ácido iodhídrico presenta unión covalente polar.

Las representaciones de Lewis y las respectivas uniones se presentan en lassiguientes figuras:

Molécula de yodo.

Molécula de hidrógeno.

Molécula de ácido iodhídrico.

c.

H2 + I2 → 2 HI

d. Para responder esta pregunta, calculamos primero la masa molar del hidrógeno.

Mr = 2.Ar H = 2.1= 2

1 mol de H2 = 2 g


6363

Problema 2

a. Los nombres de las sustancias son:

Zn: zinc.

HCl: ácido clorhídrico.

ZnCl2: cloruro de zinc (sal).

H2: hidrógeno.

b. Para calcular número de moles, primero buscamos en la tabla el Ar del Zn.

Ar Zn = 65

1 mol de Zn = 65 g

c. Este compuesto es una sal y su unión es iónica. Está formado por el metal cinc yel no metal yodo.

d. Como se trata de una solución de un compuesto iónico disuelto en agua, elmétodo que se utilizaría para separar sus componentes es destilación.

e. Para el caso de HCl, como se trata de un compuesto covalente polar, puedeformar uniones intermoleculares tipo dipolo- dipolo y tipo puente de hidrógeno.

Para el caso de H2, como se trata de un compuesto covalente no polar, las unionesintermoleculares que forman son del tipo fuerzas de London.

2g de H2 --------------------- 2 moles de HI

100 g de H2 -------------------- x = = 100 moles de HI 100.2

2

65g de Zn --------------------- 1 mol de H2

200 g de Zn -------------------- x = = 3 moles 200.1

65


6464

Problema 3

Problema 4:

a. La fórmula del ácido nitroso es HNO2


1º el hidrógeno, 2º el no metal, y 3º el oxígeno

Los subíndices se seleccionan así:

• El hidrógeno no lleva subíndice porque el no metal nitrógeno tiene valenciaimpar.

• El no metal nitrógeno no lleva subíndice.

• Para colocar el subíndice al oxígeno calculamos:

AFIRMACIÓN C/I REFORMULACIÓN (si corresponde)

a. La energía de ionización es la energía puesta en juego al quitar C Por definición.a un átomo el electrón más débilmente unido.

b. Un sistema material formado Por imantación sólo se separan por arena y agua se puede I materiales ferromagnéticos (acero, separar por imantación. hierro, etc.).

c. El radio atómico de los átomos A medida que aumenta el número que se encuentran en un mismo I atómico en un grupo grupo de la tabla periódica aumenta el número de órbitas, disminuye al aumentar y por lo tanto su radio atómico.el Z (número atómico).d. No se puede hablar de la Al tratarse de compuestos iónicos no

existencia de fuerzas presentan este tipo de fuerzas, intermoleculares en el C características de los compuestos NaCl, pues se trata de un moleculares.compuesto iónico.


6565

La fórmula del hidróxido de bario es Ba (OH)2

Como es un hidróxido, se escribe el metal seguido de tantos OH como valencia

tenga el metal.

b.

pH + pOH = 14

pH = 14 – 11 = 3

c.

pH + pOH = 14

pOH = 14 – 9 = 5

Esperamos que haya podido identificar sus logros y dificultades. Recuerde quepuede acercarse a los consultores para aclarar las dudas que le hayan quedado.

nºde hidrógenos + nº valencia del no metal

2= subíndice del oxígeno

1 + 3

2= 2

no de hidrógenos + no de valencia del no metalsubíndice del óxigeno

Documents

Guía de estudio 2 del Bloque 4 - Buenos Airesestatico.buenosaires.gov.ar/areas/educacion/adultos2000/guias/quimica/quimica_4-g2.pdfEsta guía fue elaborada para orientarlo en el estudio