REPASO DE CONCEPTOS NECESARIOS PARA EL ESTUDIO DE QUÍMICA GENERAL II

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

Elemento Es una sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples por medio de métodos químicos Metales No Metales Metaloides

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

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

Los átomos de carga opuesta se atraen formando un enlace químico llamado enlace iónico

Los compuestos iónicos (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.

Los átomos pueden compartir los electrones generando enlaces llamados covalentes (polar y no polar)

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, hidruros y moléculas formadas por átomos de un mismo elemento, sales como los sulfuros, fosfuros, nitruros, etc.).

H2SO4 2H+ + (SO4)2─ H2SO4 H+ + (HSO4)─ 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. H2SO4 2H+ + (SO4)2─ H2SO4 H+ + (HSO4)─

ENLACE MÉTALICO Y REDES METÁLICAS Un metal con un metal formará un enlace metálico Los e- de valencia dejan de pertenecer a un núcleo en particular y pasan a ser compartidos por todos los núcleos de los átomos que se están combinando para formar una red metálica, esto permite que los e- se puedan mover libre y caóticamente dentro del material (metal puro o una aleación); por eso a este enlace se le denomina “mar de electrones libres”.

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

Funciones químicas

REACCIONES QUÍMICAS

REACCIONES QUÍMICAS NO REDOX REDOX Reacciones de doble sustitución: Metátesis o precipitación AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl   Neutralización (ácido-base) HCl + NaOH  NaCl + H2O HCl + CaCO3 CO2 + H2O+ CaCl2 Reacciones de combustión C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O  Reacciones de desplazamiento o sustitución simple Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu  Cu + HNO3  Cu(NO3) + H2 Cl2 + NaI  I2 + NaCl Reacciones de combinación o síntesis 2SO2 + O2  2SO3 Reacciones descomposición 2H2O  2H2 + O2 electrólisis

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 en la transferencia de uno o varios protones (H+). NaOH + HClO  NaClO + H2O LiOH + HCl  LiCl + H2O

Las reacciones de precipitación consisten en la combinación de iones y producen un precipitado insoluble. Pb(NO3)2(ac) + NaBr(ac)  PbBr2(s) + NaNO3(ac) AgNO3(ac) + K2CrO4(ac)  Ag2CrO4(s) + KNO3(ac) ZnSO4(ac) + Na2CO3(ac)  ZnCO3(s) + Na2SO4(ac)

Las reacciones redox consisten en la transferencia de electrones y se refleja en un cambio en los números de oxidación. 2H2O + 2Na  2NaOH + H2 4FeS + 5O2  2Fe2O3 + 4SO2 P4 + 6Cl2  4PCl3

¿Qué es el número o estado de oxidación y cómo se determina?

Número de oxidación (estado de oxidación) Es número hipotético positivo o negativo que se asigna a un elemento en una molécula o ión, sobre la base de un conjunto de reglas formales; hasta cierto punto refleja el carácter positivo o negativo de dicho átomo.

Reglas formales del número de oxidación El número de oxidación de un elemento no combinado con otro elemento es 0, por ejemplo: Ag, Au, Na, H2, O3, etc. El número de oxidación de cualquier ion monovalente es igual a su carga. Ag+, Al3+, Cs+, Ba2+ ,etc. El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos es 1+, Ejemplo CH4, BH3, etc. Pero cuando está combinado con un metal (formando un hidruro) H− ejemplo: NaH, CaH2, etc.

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: H2O2, CaO2, Na2O2. En los superóxidos es 1/2 − ejemplo: KO2, RbO2 Ozonidos el valor es de 1/3 − ejemplo CsO3 Los no metales por lo regular tienen números de oxidación negativos, aunque en ocasiones pueden ser números positivos. Ejemplos: S2−, F−, Cl−, Cl+, Cl3+, Cl5+, Cl7+ . El número de oxidación del flúor es 1−.

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. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es cero. En un ion poliatómico la suma de los números de oxidación de los átomos que lo forman es igual a la carga del ión. Existen casos especiales en los que hay que poner atención especial por ejemplo OF2

2+ 2− Número de oxidación Sr O + 2+ 2− = 0 Total de cargas

Fe2(SO4)3 + 3+ 6 + 2− 2− (6+ + 8−) = 2− 6+ 6− = 0 Número de oxidación (6+ + 8−) = 2− Total de cargas + 6+ 6− = 0

2 − 6 + (UO2)2+ 6+ 4 − 6 + 4 − = 2 +

2 − 6 + (Cr2O7)2− 12 −/2 14 − 12 + 14 − = 2 −

CH3COO− + 2 − (C2H3O2)− 3 + 4 − = −

Tarea 1 Resolver los ejercicios 46, 47, 48 y 49 de la página 204 del libro de Whitten y los ejercicios 52, 54, 56, 58 y 61 de la página 106 y los ejercicios 123, 124, de la página 110 del libro de Petrucci