1 REPASO DE CONCEPTOS NECESARIOS PARA EL ESTUDIO

1 REPASO DE CONCEPTOS NECESARIOS PARA EL ESTUDIO DE QUÍMICA GENERAL II

2 CONCEPTOS QUE RECORDAR estequiometría Análisis dimensional Funciones químicas Estado gaseoso y líquido

3 Elemento Es una sustancia formada por un solo tipo de átomos que no puede descomponerse en sustancias más simples por medio de métodos químicos (actualmente existen 118 elementos en la tabla periódica). Metales No Metales Metaloides

4 Molécula es una partícula discreta muy pequeña formada por la unión química de dos o más átomos, es eléctricamente neutra.

5 ¿Cómo ó en que consiste la unión de los átomos para formar moléculas o compuestos?

6 Enlace Químico Fuerzas de tracción que mantienen unidos a los átomos en una molécula o compuesto Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico

7 Los compuestos iónicos (óxidos metálicos, ácidos, hidróxidos y sales) están formados por iones con cargas opuestas que se atraen fuertemente, pero al entrar en disolución acuosa se vuelven a generar los iones con sus respectivas cargas.

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10 Los compuestos moleculares y las sustancias que se pueden encontrar como moléculas están formadas por átomos que comparten electrones, Este enlace es tan fuerte al entrar en disolución no generan iones (óxidos no metálicos, hidruros y moléculas formadas por átomos de un mismo elemento, sales como los sulfuros, fosfuros, nitruros, etc. ).

11 Existen compuestos en donde una parte de sus átomos se unen por medio de un enlace covalente y otra parte por un enlace iónico, al entrar en disolución generan iones que pueden ser poliatómicos. H 2 SO 4 2 H+ + (SO 4)2─ H+ + (HSO 4)─

12 ¿Cómo se puede conocer el tipo de enlace que se forma?

13 El % de carácter iónico ayuda a predecir el tipo de enlace, por medio de la gráfica (basándose en la diferencia de electronegatividad

14 Funciones químicas

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16 Número o estado de oxidación La mayor parte de los conceptos básico en la química están relacionados con propiedades o fenómenos que pueden medirse, pero en ocasiones un concepto se diseña por conveniencia. Un ejemplo de esto es el número de oxidación que refleja el número de carga que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente.

17 El número de oxidación en un compuesto binario iónico es el número de electrones que gana o pierde un átomo de ese elemento o bien que parece que utiliza para unirse a otros átomos cuando forma un compuesto y corresponde a la carga real del ión (encontrados en la tabla periódica)

18 En las especies moleculares los números de oxidación se asignan según algunas reglas Por ejemplo: en la molécula de N 2 los átomos son idénticos y deberían tener el mismo estado de oxidación, pero si su suma debe ser cero cada átomo deberá tener un valor de oxidación de cero

19 En el caso de los compuestos moleculares como ya se observó es por medio de la asignación de reglas y el número de oxidación es el promedio de la carga formal del elemento, que se puede determinar a partir de la estructura de Lewis o por el promedio de carga en la fórmula Carga formal = electrones de valencia – electrones asignados

20 Por ejemplo Carga de un grupo carbonilo: CO : C 4 – 2 = 2+ O: 6 – 8 = 2 - La carga sería de 0 Carga de un grupo ciano: CN− [: C 4 – 2 = 2+ N: ]− 5 – 8 = 3 - La carga sería de 1−

21 Reglas para asignar números de oxidación El número de oxidación de un elemento no combinado con otro elemento es 0, por ejemplo: Ag, Au, Na, H 2, O 3, P 4, S 8, etc. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga: Ag+, Al 3+, Cs+, Ba 2+ , Cl-, Br-, I-, etc.

22 El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos es H+, Ejemplo: CH 4, BH 3, etc. Pero cuando está combinado con un metal (formando un hidruro) H− ejemplo: Na. H, Ca. H 2, etc.

23 El número de oxidación del oxígeno en sus componente generalmente es 2−, ejemplo: óxidos, sales, oxiácidos. *En los peróxidos su estado de oxidación es 1−, ejemplo: H 2 O 2, Ca. O 2, Na 2 O 2. *En los superóxidos es 1/2 − ejemplo: KO 2, Rb. O 2 • En los ozonidos el valor es de 1/3 − ejemplo Cs. O 3

24 * Caso particular OF 2, el flúor es el más electronegativo y su estado de oxidación es 1− por lo tanto, el oxígeno tendría un valor de 2+ : O: : : F 7 – 8 = 1– : : : 6– 4 = 2+ F: 7 – 8 = 1–

25 Cuando existe duda en decidir el tipo de carga de un no metal o de un metaloide, la carga negativa será para el más electronegativo.

26 El número de oxidación del flúor es 1− Número de oxidación + Na F Total de cargas + − +− =0

27 La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es cero. Número de oxidación 2+ 2− Sr O Total de cargas 2+ + 2− = 0

28 En un ion poliatómico la suma de los números de oxidación de los átomos que lo forman es igual a la carga del ión.

29 6+ 2− (Cr 2 O 7 2− ) 14 − 12−/2 12 + 14 − = 2 −

30 6+ 2− (UO 2 2+ ) 6+ 4 − 6+4−=2+

31 CH 3 − COO 0 + 0 3+ 4−=− 2− (C 2 H 3 O 2 − )

32 REACCIONES QUÍMICAS

33 REACCIONES QUÍMICAS NO REDOX Reacciones de doble sustitución: Metátesis o precipitación Ag. NO 3 + Na. Cl Na. NO 3 + Ag. Cl Neutralización (ácido-base) HCl + Na. OH Na. Cl + H 2 O HCl + Ca. CO 3 CO 2 + H 2 O+ Ca. Cl 2 REDOX Reacciones de combustión C 3 H 8 + 5 O 2 3 CO 2 + 4 H 2 O Reacciones de desplazamiento o sustitución simple Zn + Cu. SO 4 Zn. SO 4 + Cu Cu + HNO 3 Cu(NO 3) + H 2 Cl 2 + Na. I I 2 + Na. Cl Reacciones de combinación o síntesis 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Reacciones descomposición 2 H 2 O electrólisis 2 H 2 + O 2

34 Es fácil confundir una reacción redox con una no redox, es importante recordar los rasgos diferenciadores de cada una de ellas. • Las reacciones ácido-base consisten transferencia de uno o varios protones (H+). Na. OH + HCl. O Na. Cl. O + H 2 O Li. OH + HCl Li. Cl + H 2 O en la

35 • Las reacciones de precipitación consisten en la combinación de iones y producen un precipitado insoluble. Pb(NO 3)2(ac) + Na. Br(ac) Pb. Br 2(s) + Na. NO 3(ac) Ag. NO 3(ac) + K 2 Cr. O 4(ac) Ag 2 Cr. O 4(s) + KNO 3(ac) Zn. SO 4(ac) + Na 2 CO 3(ac) Zn. CO 3(s) + Na 2 SO 4(ac)

36 • Las reacciones redox consisten en la transferencia de electrones y se refleja en un cambio en los números de oxidación. 2 H 2 O + 2 Na. OH + H 2 4 Fe. S + 5 O 2 2 Fe 2 O 3 + 4 SO 2 P 4 + 6 Cl 2 4 PCl 3

37 Realizar la Tarea 1