REPASO DE CONCEPTOS NECESARIOS PARA EL ESTUDIO DE QUÍMICA GENERAL II

Presentación del tema: "REPASO DE CONCEPTOS NECESARIOS PARA EL ESTUDIO DE QUÍMICA GENERAL II"— Transcripción de la presentación:

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

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

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 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.

7

8

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

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 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)─

12 ¿Cómo se puede conocer o 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

15

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 N2 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 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, H2, O3, P4, S8, etc. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga: Ag+, Al3+, Cs+, Ba2+ , Cl-, Br-, I-, etc.

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

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

22 En un ion poliatómico la suma de los números de oxidación de los átomos que lo forman es igual a la carga del ión. 2 − 6 + (Cr2O7)2− 12−/2 14 − − = 2 −

23 2 − 6 + (UO2)2+ 6+ 4 − 6 + 4 − = 2 +

24 CH3COO− + 2 − (C2H3O2)− 3 + 4 − = −

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

26 El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos es H+,
Ejemplo: CH4, BH3, etc. Pero cuando está combinado con un metal (formando un hidruro) H− ejemplo: NaH, CaH2, etc.

27 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 En los ozonidos el valor es de 1/3 − ejemplo CsO3 * Cuando está combinado con el flúor su número de oxidación es 2+ ejemplo OF2,

28 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.

29 REACCIONES QUÍMICAS

30 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  I NaCl Reacciones de combinación o síntesis 2SO2 + O2  2SO3 Reacciones descomposición 2H2O  2H2 + O2 electrólisis

31 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

32 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)

33 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

34 Realizar la tarea 1