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CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUIMICOS ① Cambios Físicos: aquellos cambios que sufre la materia en su forma, en su volumen o en su estado, sin alterar su composición o naturaleza. Así, si se calienta un bloque de hielo a determinada temperatura, este se licua, es decir, pasa al estado sólido al líquido modificando su forma y volumen pero conservando su naturaleza, pues antes del cambio se tenía agua sólida y después del cambio se tiene agua líquida; pero si se continua el calentamiento, finalmente se alcanzará la temperatura de ebullición y el agua pasa al estado de vapor conservándose inalterable en todos los casos, la composición de ésta. ② Cambios Químicos : Estos conllevan una variación en la composición de la naturaleza de la materia, es decir a partir de una porción de material llamada reactivo, se obtiene un material distinto denominado Producto, POR MEDIO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. La formación del óxido de hierro sobre la barra de metal constituye un caso de cambio químico, puesto que el óxido de hierro (producto) no es el mismo que el hierro puro (reactivo). En síntesis, la diferencia entre los cambios físicos y químicos radica en lo siguiente: - En las transformaciones físicas prácticamente no se alteran las propiedades de la materia, mientras que en las químicas las alteraciones son significativas. - Los cambios físicos se mantienen mientras actúen las causas que los originen (Los cambios físicos son reversibles, por ejemplo, calentar agua. La misma se convierte en vapor, pero más adelante volverá a ser agua líquida de vuelta) Las transformaciones químicas son siempre permanentes (Un cambio químico se dice que es irreversible, por ejemplo, hacer un huevo cocido. Una vez que lo cocinaste, ya no volverá a ser crudo). - Las transformaciones físicas producen una muy pequeña variación de energía. Por el contrario, los cambios químicos generan una importante variación de energía.

LAS REACCIONES QUIMICAS Procesos de cambio de unas sustancias en otras de acuerdo con la teoría atómica de la materia, se explican como el resultado de un reagrupamiento de

átomos para dar nuevas moléculas. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma: reactivos →(reacción química) →productos

EL REAGRUPAMIENTO QUE EXPERIMENTAN LOS ÁTOMOS DE LOS REACTIVOS EN UNA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA PUEDE SER DE DIFERENTES TIPOS, con el fin de estudiarlos se clasifican en: COMBUSTION (Vocablo que proviene del latín combure, que significa quemar) La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia (o una mezcla de ellas) denominada combustible, con el oxígeno. Son las que generalmente ocurren en los compuestos de carbono cuando se combinan con el oxígeno. La combustión puede llevarse a cabo directamente con el oxígeno o con una mezcla de sustancias que contengan oxígeno. Esta mezcla de sustancias que contiene oxígeno se denomina comburente. El aire es el comburente más usual. REDOX (CORROSION) El proceso de corrosión es natural y espontáneo. La corrosión es en esencia un fenómeno electroquímico. Más específicamente, una reacción electroquímica o del tipo REDOX. La corrosión se da por un flujo eléctrico masivo generado por las diferencias químicas entre las piezas implicadas La corrosión electroquímica se establece cuando en una misma pieza metálica ocurre una diferencia de potencial en zonas muy próximas. Los electrones fluyen desde la zona de mayor potencial de oxidación (área anódica) a la zona de menor potencial de oxidación (área catódica). El conjunto de las dos semi reacciones (oxidación-reducción) constituye una célula de corrosión electroquímica. SINTESIS Reacciones de combinación o síntesis son aquellas que ocurren cuando se forma un compuesto a partir de materiales simples, es decir son en los que se unen químicamente dos o más elementos o compuestos para formar otros más complejos, se puede definir con la ecuación A + B = AB,

DESCOMPOSICION Son aquellas que ocurren cuando una sustancia o compuesto se descompone y se obtienen otros más sencillos, esta reacción química es inversa a la de la combinación o síntesis.

ATOMO: La capa más externa se denomina de valencia Sus electrones se llaman electrones de valencia Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma cantidad de electrones externos .El número de electrones externos lo podemos saber mirando la tabla periódica. Cada columna de la tabla periódica tiene arriba un número romano ( I, II, III, IV, etc. ).

ESTRUCTURA DE BORH Niels Bohr solucionó en 1913 los problemas objetados por la física clásica al modelo de Rutherford: propuso que los cuerpos calientes (electrones, núcleos de átomos ó átomos y moléculas) absorben y emiten energía radiante de manera discontinúa, en paquetes de energía a los que llamo cuantos. Bohr en su modelo atómico supuso que: Los electrones giran alrededor del núcleo del átomo con energía cuantizada constante (no pierden energía, por eso no caen al núcleo). Las orbitas son circulares y están cuantizadas en energía. A las que identifico con letras K, L, M, N, etc. y les asigno un valor n (1, 2, 3, 4, etc.). Existen niveles de energía. Los niveles cercanos al núcleo son de menor energía y los lejanos son de mayor energía, los electrones se pueden promover a un nivel de mayor energía (estado excitado) cuando observen energía. Cuando el electrón regresa a un nivel de menor energía emite fotones que equivalen a la diferencia de energía entre ambos niveles.

TABLA PERIODICA De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas. Los elementos son las sustancias fundamentales que constituyen a la materia se encuentran en la naturaleza combinados, ya sea en forma de compuestos, mezclas o en estado libre. La mayor parte de los elementos conocidos son metales los cuales se encuentran formando óxidos, sulfuros, carbonatos, cloratos, entre otros. Los no metales son igualmente importantes, por su utilidad en la vida cotidiana; además, la materia viva está formada por C, H, O, M, P y S elementos no metálicos principalmente.

Los 109 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) están ordenados según el número atómico creciente, en 7 períodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). Siendo el primer elemento Hidrogeno (Z = 1) y el último reconocido hasta el momento meitnerio (Z = 109); pero se tienen sintetizados hasta el elemento 118. Periodo, es el ordenamiento de los elementos en línea horizontal. 

Estos elementos difieren en propiedades, pero tienen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica.



Número de periodos = Número de niveles del átomo

Grupo o Familia, Es el ordenamiento de los elementos en columna. 

Estos elementos presentan similar disposición de sus electrones externos; de allí que forman familias de elementos con propiedades químicas similares.

EN SINTESIS: Los elementos en la tabla periódica se colocan por orden creciente de su número atómico, de modo que en una misma columna estén colocados aquellos elementos que posean propiedades químicas similares. Las columnas de la tabla se denominan grupos, y las filas, períodos: 

Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares, pues todos poseen el mismo número de electrones en su capa más externa.



Los elementos del mismo período tienen el mismo número cuántico principal en su capa más externa, es decir, el mismo nivel de energía.

CARACTERISTICAS METALES-NO METALES METALES: 

presentan alta conductividad eléctrica y calorífica



tienen brillo metálico característico,



son dúctiles (se pueden hacer alambres con ellos), maleables (se pueden hacer láminas con ellos) y tenaces (presentan resistencia a la ruptura).



Los metales son electropositivos (ceden electrones cuando se combinan).



La mayor parte los metales son sólidos a la temperatura ambiente, tienen alta densidad y altos puntos de fusión y ebullición, excepto el mercurio, galio, cesio y el francio que son líquidos, los cuales tienen bajos puntos de fusión.



cuando se combinan con hidrógeno forman hidruros:



cuando se combinan con el oxígeno forman óxidos básicos.



cuando se combinan con ácido forman una sal e hidrógeno

NO METALES: 

se presentan en los tres estados de agregación de la materia, es decir, sólidos como el carbono y azufre; líquidos como el bromo, y gaseosos como el flúor, cloro, oxígeno, hidrógeno y nitrógeno.



No presentan brillo metálico, a excepción del yodo, que es sólido;



sus densidades son menores que la de los metales, no son dúctiles ni maleables; no conducen la electricidad, excepto el carbono en forma de grafito.



Los no metales son electronegativos (aceptan electrones al combinarse).



Los no metales cuando se combinan con oxígeno forman óxidos ácidos (anhídridos)



Los no metales cuando se combinan con hidrógeno forman el ácidos (hidrácidos).

ISOTOPOS 

El nombre de isotopos se debe a que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica porque pertenecen al mismo elemento. o

iso= igual

o

topo = lugar



Son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa: el número atómico (Z) y número de protones son iguales ( poseen igual número de protones, diferente número de neutrones y diferente numero de masa)



Los descubrió F. W. Aston en 1910.



Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos



Las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes



En la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman.



poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.

(12, 13 y14 es el número másico) ISOBAROS 

Son átomos que pertenecen a elementos diferentes



poseen igual numero de masa, diferente numero atómico y diferente número de neutrones



el nombre significa : 

iso = igual



baro = masa

ISOTONOS 

Son átomos pertenecientes a elementos diferentes.



Poseen diferente número de protones e igual número de neutrones; por lo tanto tienen diferentes números de masa



Tienen propiedades físicas y químicas diferentes.

Neutrones: La fórmula para calcular el número de neutrones (N) es restando el número de masa (A) y número atómico (Z):

ANIONES Son los iones con carga eléctrica negativa, es decir, aquellos átomos o moléculas que han ganado electrones o bien, en su caso, han perdido protones Algunos de los más conocidos son, por ejemplo:

Los aniones, junto con los cationes, forman las sales CATIONES Cuando un átomo pierde electrones (los electrones de sus orbitales más externos, también llamados electrones de valencia) adquiere, como es lógico, una carga positiva neta. EN SINTESIS: IONES: Hay veces que los átomos, por distintas razones, pueden ganar o perder electrones. Cuando pasa esto, la cantidad de protones (+) y de electrones (-) deja de ser la misma, por lo que la carga total no va a ser cero. En estos casos, no hablamos de átomos si no de iones. Un ion, entonces, es una partícula con carga. 

Si un átomo ganó electrones, estos van a ser más que los protones, por lo que la carga total va a ser negativa. A los iones con carga negativa se los llama aniones.



cuando un átomo pierde electrones la cantidad de protones va a ser mayor a la de electrones, por lo que la carga total va a ser positiva. A los iones con carga positiva se los llama cationes

CONFIGURACION ELECTRONICA El Modelo atómico de Böhr fue uno de los primeros y más importantes. Si bien después descubrieron que no era correcto y se diseño el Modelo Orbital que es el modelo atómico moderno. La rama de la ciencia que estudia actualmente cómo se comportan las partículas subatómicas es la famosa mecánica cuántica. En este modelo se reemplaza el concepto de órbita por el de orbital (u orbital atómico). Un orbital es la zona del espacio en la que hay una alta probabilidad de encontrar al electrón. Tipos de orbitales: (Esto es importante que lo entiendas) Se clasifican según su forma en s, p, d y f

Cada orbital atómico tiene una energía característica. En una misma capa, la energía del orbital s es menor que la del p, que es menor que la del d y a su vez menor que la del f. Para referirnos a un orbital de un átomo, lo nombramos dando el número n (es decir, indicando a qué capa pertenece), la letra que indica la forma que tiene, y la cantidad de electrones que posee A partir de esta notación, podemos escribir la configuración electrónica (CE) de un átomo dado. Configuración electrónica: Consiste en escribir cómo se encuentran distribuidos los electrones en un átomo o en un ion. Así, identificamos cuántos electrones hay en cada subnivel y en cada nivel. Para escribirla, hay que respetar el siguiente orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f Una reglita para recordarlo:

REGLA DEL OCTETO Esta regla dice que los átomos quieren parecerse al gas noble más cercano, es decir, quieren tener 8 electrones ( ó 2 si quieren parecerse al He, en el caso del hidrógeno ) en su último nivel. Cuando los átomos cumplen el octeto son más estables que cuando no lo cumplen.

Enlaces químicos ELECTRONEGATIVIDAD: Es la capacidad que tiene cada elemento para atraer los electrones hacia él. Es un valor que se mantiene siempre igual para cada elemento. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia arriba:

El Fluor es el elemento más electronegativo de la tabla. Esto quiere decir que siempre va a atraer los electrones para su lado. Los no metales son los elementos más electronegativos. (Están hacia la derecha y hacia arriba en la tabla). Los metales, son los menos electronegativos.

El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:

Diferencia de electronegatividad

Tipos de enlace

Menor o igual a 0.4

Covalente no polar

De 0.5 a 1.7

Covalente polar

Mayor de 1.7

Iónico

Para representar un enlace químico en las moléculas es necesario conocer los símbolos y estructuras de Lewis quién inventó una forma sencilla y cómoda de mostrar los electrones de valencia. En los símbolos de Lewis, el interior del átomo, esto es, el núcleo y los electrones internos se presentan con el símbolo del elemento y se usa un punto para representar cada electrón de valencia. Los símbolos de Lewis se usan principalmente para los elementos de los bloques s y p, para esos elementos la cantidad de electrones de valencia es igual al grupo. Al escribir los símbolos de Lewis se pone un punto (que representa un electrón) en cada uno de los cuatro lados del símbolo del elemento, antes de anotar dos puntos en cualquiera de los lados. No importa de que lado se comience. La cantidad de electrones no apareados debería ser igual a la cantidad de enlaces que por lo general forma un elemento en sus compuestos. En la siguiente tabla se muestran los símbolos de Lewis, para los átomos del segundo periodo, así como, la cantidad de enlaces que pueden formar.

METAL + NO METAL

IONICO

Siempre que se combine un elemento metálico (IA, IIA, IIIA) con un no metálico (VIIA, VIA, VA), los átomos del metal pierden sus electrones, en tanto que los átomos del no metal los ganan No es necesario hacer la configuración, sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia Para representar los iones se utiliza el símbolo del elemento en cuestión, con la carga del ion como exponente, es decir:

El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad. 1. Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización. Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la carga que posean. Estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos

Propiedades de las sustancias iónicas. No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos. En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad. Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina. Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o H2SO4.

NO METAL + NO METAL

COVALENTE



El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula).



El oxígeno y el hidrogeno no pueden ser átomos centrales.



El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos.



En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molécula, el hidrogeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser este el segundo elemento más electronegativo.



El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel.



Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más simétrica posible

El enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida. En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía. Es aquella unión que tiene la forma de la estructura de Lewis (en las moléculas que comparten pares electrónicos). Solo estos tipos de uniones forman moléculas.

Los enlaces covalentes se clasifican en: 

COVALENTES POLARES Por ejemplo: el cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr, fluoruro de hidrógeno HF y sulfuro de hidrógeno H2S, etc.



COVALENTES NO POLARES Por ejemplo el hidrógeno H2, cloro Cl2, flúor F2, bromo Br2, yodo I2, neón Ne2 etc.

COVALENTES COORDINADO La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos átomos. En el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta (δ). Ejemplo: La molécula de HCl.

Átomos

H

Cl

Electronegatividad

2.2

3.0

Diferencia de electronegatividad

3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.

El átomo más electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. El hidrogeno la carga parcial positiva.

Enlace covalente coordinado: Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo

Para el ión amonio

+ [NH4]

Tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.

Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las características del enlace no se modifican.

El número de enlaces covalentes que forma un átomo depende de cuántos electrones de valencia adicionales necesita para alcanzar una configuración de gas noble:  El hidrógeno tiene un electrón de valencia (1s), y necesita uno más para alcanzar la configuración del helio (1s2), así que forma un enlace.  El carbono tiene cuatro electrones de valencia (2s2 2p2) y necesita cuatro más para alcanzar la configuración del neón (2s2 2p6), por lo que forma cuatro enlaces.  El nitrógeno tiene cincos electrones de valencia (2s2 2p3), necesita tres más y forma tres enlaces;  el oxígeno tiene seis electrones de valencia (2s2 2p4), necesita dos más y forma dos enlaces;  y los halógenos tienen siete electrones de valencia, necesitan uno más y forman un enlace.

Las moléculas se representan mediante diagramas de Lewis: Se coloca el símbolo del elemento menos electronegativo (del que hay menos átomos ) en el centro de la estructura, rodeado de sus electrones de valencia. Estos últimos, se acomodan de manera que el átomo central complete 8 electrones al unirse con los electrones que aportarán los demás átomos que se han acomodado a su alrededor.

2. Atendiendo al número de electrones compartidos: 1. enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):

La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble. b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2 ):

La geometría molecular se refiere a la a organización tridimensional de los átomos de las moléculas. El determinar la estructura en la que se ponen los átomos en una molécula, o sea, su geometría, es clave en química ya que su “ forma ”, entre otras cosas, es la que va a decir con qué otras moléculas va a reaccionar para formar otros compuestos. Además es la geometría la que nos informa qué tipo de interacciones van a existir entre las distintas moléculas, y con esto se pueden saber cosas como el estado de agregación de la sustancia a una dada temperatura, sus puntos de fusión, ebullición, solubilidad en distintos solventes, etc. La geometría de las moléculas se puede explicar utilizando el TRePEV Es una de las teorías que permite predecir la geometría molecular. El modelo de TRePEV permite hacer predicciones sólo de los ángulos en moléculas ( o fragmentos de moléculas ) con un átomo central.

¿Qué dice entonces esta teoría? Dice que la forma de la molécula va a ser aquella que minimiza las repulsiones entre los pares de electrones, que se repelen porque tienen carga negativa. Esto se logra alejando los pares de electrones lo más posible. Tené en cuenta que los electrones que consideran son los de valencia (o sea, los del último nivel ) del átomo central más los que aportan los otros átomos, y que siempre van de a pares. Además, se descubrió que cuando en una molécula hay pares de electrones libres, o sea, los que no intervienen en el enlace, estos tienen un mayor poder de repulsión (o sea, repelen más). Los pares de electrones compartidos que forman un enlace múltiple (doble, triple) se consideran iguales a un par de electrones de un enlace simple. Si alrededor del átomo central de una molécula hay 6 electrones de valencia ( acordate que se cuentan también los de los otros átomos ) entonces se van a agrupar en 3 pares de electrones.

Atendiendo a cómo están compartidos los electrones: a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.

b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.

Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar. c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son: - el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl): Es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:

Uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace covalente coordinado.

Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial.

El H2O es la molécula polar más característica.

Una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar si carece de ella

BALANCEO DE ECUACIONES Los átomos que componen las sustancias no se crean ni se destruyen en una reacción química, sino que los enlaces se rompen y se forman otros. Así el número total de átomos de cada elemento participante se mantiene constante Cualquier ecuación que representa una reacción química, se debe balancear, es decir se debe igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación y esto se logra mediante coeficientes que se colocan antes de las fórmulas, afectando a todos los elementos que forman cada compuesto.

Cuando una ecuación cumple con la ley de conservación de la masa decimos que está Balanceada: El balanceo de una reacción química requiere de usar un método conocido como de ensayo y error, esto se basa en poner coeficientes lo más pequeños posibles (en números enteros) que afecten a todo el compuesto, incluyendo el subíndice, pero sin alterar la composición de la fórmula del compuesto. Es de suma importancia entender la diferencia entre un coeficiente antepuesto a la fórmula y el subíndice de la fórmula: la modificación del subíndice en una fórmula cambia la identidad de la sustancia

En ninguna de estas ecuaciones coincide el número de átomos de reactivos con el de productos. Por ejemplo, en la primera reacción hay 2 átomos de H del lado de los reactivos, y 1 solo del lado de los productos. Esto no es correcto. Se tiene que cumplir la ley de conservación de la masa.

El número 2 que agregamos se denomina coeficiente estequiométrico. Indica el número de moles de la sustancia que reaccionan o se obtienen, y además marca las relaciones estequiométricas entre reactivos y productos en la reacción (o sea, cuánto de hidrógeno reacciona con cuánto cloro para dar tanto cloruro de hidrógeno ). Vamos a ver cómo se pueden balancear por tanteo: 

Cuando cada uno de los elementos aparece en una única sustancia tanto en productos como en reactivos. Eso simplifica las cosas

Siempre conviene empezar a balancear los elementos que aparecen sólo en un producto y un reactivo. Fijate: el Mn ya está balanceado. Hay igual cantidad de átomos de Mn en los reactivos y los productos. Ahora vamos a balancear el H. Hay 1 átomo en los reactivos y dos en los productos. Entonces, tenemos que multiplicar al HCl por 2:

Ahora veamos el oxígeno. Hay el doble de átomos de O en los reactivos que en los productos, así que tenemos que multiplicar al H2O por 2. Pero al hacer eso se desbalancea el H, por lo que tenemos que multiplicar por 2 también al HCl para mantener el H igualado. Nos queda:

Finalmente, nos falta el Cl, pero si miramos bien la ecuación vemos que ya quedó igualado.

EN SINTESIS: Para escribir y balancear ecuaciones correctamente se deben de seguir estos sencillos pasos: • Lea la Escriba la ecuación no balanceada determine cuáles son los reactivos, los productos. • Balancear la ecuación por inspección, iniciando con la molécula más complicada, proceda elemento por elemento para determinar que coeficiente se requiere para que haya el mismo número de cada tipo de átomo en cada lado de la ecuación; no se debe cambiar las fórmulas de los reactivos y productos. • Verificar que los coeficientes utilizados nos den el mismo número de cada tipo de átomos a ambos lados de la reacción, además que estos sean números enteros lo más pequeños. Esto puede lograrse determinando si es posible dividir todos los coeficientes por el mismo entero para obtener un conjunto de coeficientes enteros menores.

RESPUESTAS

1.

2.

4.

OXIDACION Y REDUCCION OXIDACIÓN:

ES UN CAMBIO QUÍMICO EN EL CUAL UN ÁTOMO Ó

GRUPOS DE ÁTOMOS PIERDEN ELECTRONES.

Fe+2 ------------------------------ Fe+3 + 1 e`

REDUCCIÓN:

ES UN CAMBIO QUÍMICO EN EL CUAL UN ÁTOMO O GRUPOS DE ÁTOMOS GANA ELECTRONES.

Fe+3

+ 1e` --------------------- Fe+2

“ LA OXIDACIÓN Y LA REDUCCIÓN SIEMPRE OCURREN SIMULTÁNEAMENTE Y EL NÚMERO TOTAL DE ELECTRONES PERDIDOS EN LA OXIDACIÓN DEBE SER IGUAL AL NÚMERO DE ELECTRONES GANADOS EN LA REDUCCIÓN”

-----+5 OXIDACIÓN

---- +4

REDUCCIÓN

---- +3 “Aumento del estado de oxidación” ---- +1

---- +2

“Disminución del estado de oxidación”

---- 0 implica

---- -1

implica ---- -2

pérdida de electrones

---- -3

ganancia de electrones

AGENTE OXIDANTE:

ES LA SUSTANCIA QUE OXIDA A OTRA Y ELLA SE REDUCE.

AGENTE REDUCTOR:

ES LA SUSTANCIA QUE REDUCE A OTRA Y ELLA SE OXIDA.

NOTA IMPORTANTE: EXISTEN SUSTANCIAS QUE SE REDUCEN Y SE

OXIDAN A LA VEZ. ESTE PROCESO SE DENOMINA “ DISMUTACIÖN”

NUMERO DE OXIDACION O ESTADO DE OXIDACION DEFINICIÓN:

EL NÚMERO DE OXIDACIÓN O ESTADO DE OXIDACIÓN ES UN VALOR ARBITRARIO QUE SE LE ASIGNA A UN ELEMENTO , DE ACUERDO A DETERMINADAS PAUTAS.

El número de oxidación de un elemento no combinado (libre) es igual a CERO

Na0 , Ca0 , Cl02 (g) , Cu0 , Hg0 , K0 , H20(g) , O02(g) etc. etc.

Cuando los elementos están combinados , se pueden dar como ejemplos típicos, los siguientes:

- Los metales alcalinos Li – Na – K – Rb tienen número de oxidación +1

- Los metales alcalinos térreos: Be – Mg – Ca – Ba – tienen número de oxidación +2

- Los halógenos : F – Cl – Br – I , tiene número de oxidación –1

- El hidrógeno cuando está combinado, generalmente su número de oxidación es +1 ; EXCEPTO en los hidruros que es - 1 (Un hidruro es un compuesto formado por un metal e hidrógeno)

NaH

hidruro de sodio

LiH

hidruro de litio

KH

hidruro de potasio

MgH2 hidruro de magnesio CaH2

hidruro de calcio

- El oxígeno cuando está combinado , generalmente su número de oxidación es -2 .

EXCEPTO en los PERÓXIDOS que es -1

EJEMPLOS DE PERÓXIDOS

H2 O2

Peróxido de hidrógeno ( agua oxigenada)

Na2O2 Peróxido de sodio CaO2

Peróxido de calcio

K 2 O2

Peróxido de potasio

1.- La suma algebraica de los estados de oxidación positivos y negativos de todos los átomos en una molécula neutra es igual a CERO

+1

H2

-2

O

---------------+2

-2 = O

por lo tanto el estado ó número de oxidación del hidrógeno es +1 y para el oxígeno -2

+1

-2

H 2 S O4

(Acido sulfúrico)

+2

-8 =0

de acuerdo a este esquema el S , debe tener un estado ó número de oxidación +6

4.- En el caso de un ION , el estado de oxidación positivos y negativos de todos los átomos es igual a la carga del ión

ION FOSFATO

P O4- 3

De donde el estado de oxidación del P = +5 y el estado de oxidación del O = -2 DETERMINACION DE UN AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

Para determinar un agente oxidante y un agente reductor se debe conocer la reacción, (NO ES NECESARIO QUE LA ECUACIÓN ESTË EQUILIBRADA),

HNO3 + H2S

por ejemplo:

-------------------- NO + S0 + H2O

Pasos a seguir:

1) RECONOCER LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE CADA ELEMENTO QUE ESTÁN CONFORMANDO LOS DIFERENTES COMPUESTOS.

Se sabe que el hidrógeno en los tres compuestos su estado ó número de oxidación es +1

Se sabe que el oxígeno en los dos compuestos es -2

2) VERIFICAR CAMBIOS DE ESTADOS DE OXIDACIÓN

Los elementos que cambian su estado de oxidación son:

-

El N que se encuentra como HNO3 y que pasa a NO

- El S que se encuentra como H2S pasa a S0

3) IDENTIFICAR EL AGENTE REDUCTOR Y EL AGENTE OXIDANTE.

- El N de HNO3 tiene un estado de oxidación = +5 y pasa a NO , en donde el estado de oxidación del N es = +2 ; por lo tanto el HNO3 se reduce , es decir se comporta como un oxidante.

- El S del H2S tiene un estado de oxidación = -2 y pasa a S0, por lo tanto sufre una oxidación , es decir se comporta como un agente reductor.