QUÍMICA

         La química es la ciencia que estudia la materia, así mismo sus propiedades, transformación, diferentes estructuras, la composición y sus compuestos; al mismo tiempo la energía que contienen y/o emiten.

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MÉTODO CIENTÍFICO EN LAS CIENCIAS EXPERIMENTALES

            Es la serie de pasos, que hay que recorrer para obtener un conocimiento valido, teniendo resultados fiables;  serie de pasos ordenados que sirven para determinar todas las características de los sucesos estudiados, obteniendo conclusiones a partir de análisis, posteriormente las conclusiones se prueban y se termina su validez.   

Pasos:

Observación: Examinar atentamente a simple vista con apoyo de instrumentos y objetos como herramientas, para detectar el problema determinadamente.

PREGUNTAS: Proposición que se formula para que alguien la responda.

HIPÓTESIS: Hacer una serie de suposiciones, formulando un antecedente con un fundamento; parte de la planeación. 

EXPERIMENTACIÓN: Probar y examinar llevando a nivel laboratorio (estudio); es fundamental para una correcta solución.
COMPROBACIÓN: Consiste en proponer pruebas para llegar a la respuesta del problema con certeza y claridad, involucrando toda la información que dé solución a la situación que se desarrolló a nivel laboratorio.
CONCLUSIONES: Si la hipótesis planteada es verdadera, será válido, de lo contrario será no válida.
TEORÍA: Conocimiento especulativo considerado con la independencia de toda aplicación.
LEY: Regla o norma constante e invariable de las cosas.
DOCUMENTACIÓN: Probar, justificar con documentos, donde se informa sobre un asunto.

INTERACCIONES DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA 

MATERIA: Todo lo que tiene masa, y ocupa un lugar en el espacio.  Formada por átomos y moléculas; es todo lo que nos rodea. 

SUSTANCIAS PURAS: Formadas por átomos o moléculas todas iguales, con propiedades especificas que las caracterizan, no se pueden separar.
ELEMENTO: Sustancias puras simples, formadas por una sola clase de átomos, no se pueden descomponer.  Al igual que las formadas por moléculas compuestas por átomos 

iguales.

COMPUESTO: Sustancias formadas por la unión de dos o mas elementos en proporciones fijas.  Poseen fórmula química que describe elementos y cantidad.  Pueden ser separadas por métodos químicos.

MEZCLA:Resultado de la combinación de dos o mas sustancias donde la identidad básica de cada uno o se altera, es decir,no pierde sus propiedades y características. Tipos de mezclas:

homogénea: De apariencia uniforme y sus componentes no se distinguen a simple vista.

Heterogénea: Composición no uniforme y sus componentes se distinguen a simple vista teniendo dos o más fases.

SISTEMA DE DISPERSIÓN COLOIDAL: Sistema de al menos dos fases, una de ellas en pequeñas partículas a las que rodea completamente la otra (mezcla homogénea: mayonesa, neblina).

PROPIEDADES DE LA MATERIA:

EXTENSIVA: Depende de la cantidad de materia en la sustancia (el volumen varía en un cuerpo dependiendo de su masa).

INTENSIVA: No depende de la materia en una sustancia o cuerpo; la densidad o peso específico es un ejemplo, esta es la relación entre la masa y el volumen, por lo tanto, será menos constante su valor. 

QUÍMICAS INTENSIVAS: 

• Arde en el aire.
• Combustibilidad.
• Hace exploción.  
• Comburente.
• Se empaña y combina.
• Se descompone al calentarse.
• Reacciona en el agua, con ciertos no metales, ácidos y metales.
• Tóxico.

FÍSICAS INTENSIVAS:

• Punto de ebullición y fusión.
• Brillo, color, olor y sabor.
• Suavidad y dureza.
• Volatilidad y lubricidad.
• Ductilidad y maleabilidad.
• Se disuelve en el agua.
• Viscosidad y densidad.
• Conductividad eléctrica.

CAMBIOS

FÍSICOS: Modificaciones que no alteran la composición íntima de las sustancias.

QUÍMICOS: Cambio experimentado que modifica permanentemente la naturaleza íntima de las sustancias y no es reversible. Antes y después del cambio se tienen sustancias con diferentes propiedades.

NUCLEARES: Se presentan al modificar la construcción del núcleo atómico (reacción nuclear); la energía liberada es 1 millón de veces superior a un cambio químico.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN

MEZCLAS HETEROGÉNEAS: 

FILTRACIÓN: Separa mezclas mediante filtros (solido a liquido ò sólido a gas).

TAMIZADOR: Separa mezclas de materiales de distinto tamaño.

IMANTACIÓN: Separa con un imán los componentes de una mezcla de material magnético y no magnético.

DECANTACIÒN: Separados líquidos con diferentes densidades o un sólido insoluble en un líquido.

CENTRIFUGACIÓN: Separa materias de diferentes densidades aislando partículas para aprovechamiento posterior.

MEZCLAS HOMOGENEAS:

EVAPORACIÒN: Separa los componentes de una mezcla sólido disuelto en líquido.

DESTILACIÓN: Separados líquidos con diferentes puntos de ebullición mediante el calentamiento y posteriormente la condensaciòn de dichas sustancias.

CRISTALIZACIÓN: Purificar una sustancia sólida; disuelve el sólido en un disolvente caliente, donde no son solubles sus contaminantes.

CROMATOGRAFÍA: Separa los componentes en un líquido o gas basándose en sus diferentes velocidades o estacionalmente.

EXTRACCIÓN: Considera la capacidad de disolverse o no en líquidos.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

SÓLIDO: Sus partículas están unidas por fuerzas de atracción demasiado grandes manteniéndose en su lugar y vibrando una al lado de otra.

Propiedades: 

• Forma y volumen constante.
• Rigidez y regularidad de sus estructuras.
• No se comprimen.
• Se dilatan al calentarse y se contraen al enfriarse.

LÍQUIDO: Partículas unidas con una fuerza de atracción de fuerza más débil que los sólidos, sus partículas chocan entre sí y vibran.

Propiedades: 

• Sin forma fija, pero con volumen.
• Diferentes formas (la adaptan según el recipiente que las contiene).
• Se dilatan y contraen.
• Fluyen al no estar en un recipiente.

GASEOSO: Sus fuerzas de atracción son casi inexistentes, tiene las partículas muy separadas moviéndose rápidamente y a largas distancias.

Propiedades:

• Sin forma y volumen fijo.
• Adapta tamaños y formas.
• Ocupa todo un espacio y se comprime con facilidad.
• Se dilata y contrae.
• Se difunde y mezcla con más sustancias.
• Varía su volumen con la temperatura y presión.

PLASMA: Se forma bajo temperaturas y presión extremadamente altas, sus impactos en los electrones son violentos separándose del núcleo y dejando átomos dispersos.

Es una mezcla de núcleos positivos y electrones libres que conducen electricidad, existen los terrestres y espaciales o astrofísicos .

CONDENSADOS: 

Bose-Einstein: Considerado el quinto estado de la materia, es un fluido gaseoso, enfriado al cero absoluto, donde sus átomos están en un mismo espacio pero con una característica distinta: todos actúan como uno solo.
Fermionic: Es el sexto estado de la materia, parecido a una nube de átomos potasio congelados a una temperatura de billonésima de kelvin, en esta temperatura la materia cesa su movimiento; proporcionando fluidez.

ENERGÍA

         Capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo y producir cambios en ellos mismos o en otros cuerpos. 

TIPOS DE ENERGÍA: 
Renovable: Energías limpias que contribuyen al cuidado del medio ambiente (son ilimitadas).
No renovable: Fuentes de energía que se encuentran en la naturaleza de cierta forma limitada y al ser consumidas en su totalidad no pueden sustituirse (tardan millones de años en regenerarse).
MANIFESTACIONES DE LA ENERGÍA:
Luminosa: Energía radiante transportada por ondas luminosas en el espacio.
Química: Almacenada en la materia debido a la composición de su estructura interna.
Térmica: Energía interna de un cuerpo debido a la vibración de sus partículas.
Sonora: Energía de la vibración transmitida a través del aire.
Eléctrica: Causada por el movimiento de las cargas eléctricas en el interior de los materiales conductores.
Nuclear: Energía almacenada en el núcleo de los átomos y se libera en las reacciones nucleares mediante la fisión y la fusión.
Radiante: Energía que poseen las ondas electromagnéticas.

BIOMASA

          Materia orgánica originada en un proceso biológico, espontáneo o provocado, utilizable como fuentes de energía.
Biocombustible: Combustibles de origen biológico, obtenidos de manera renovable a partir de restos orgánicos; los cuales reducen el Dióxido de carbono que se emite en la atmósfera.  

Biodiesel: Biocombustible que se fabrica a partir de cualquier grasa animal o vegetal que puede estar usada o sin usar.

Bioetanol: Se obtiene de cualquier maíz, sorgo, caña de azúcar o remolacha, sustituyente de la gasolina.
Biogás: Resultado de la fermentación de los desechos orgánicos.  Alternativa más en la matriz energética.

ENERGÍA SOLAR. 

Sistemas fotovoltaicos: El sol emite sus rayos, los cuales son de cierta forma captados por "celdas solares" partiendo a los generadores que lo convierten en electricidad.
Sistemas fototérmicos: Conversión de la luz solar en calor sobre superficies que transfieren dicha energía a fluidos de trabajo para producción de calor de proceso.

BLOQUE II
EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA

Leucipo: 

Reconocido por ser el creador de la teoría atómica, más tarde desarrollada por Demócrito.  Según su teoría, toda materia está formada por partículas idénticas e indivisibles llamados átomos.

Demócrito:

Según él todas las cosas están compuestas de partículas diminutas, invisibles e indestructibles de pura materia, que se mueve por la eternidad en un infinito espacio vacío. 

Empédocles:

Afirmaba que todas las cosas están compuestas de 4 elementos principales (Tierra, Aire, Fuego y Agua).  Los sentimientos de Amor y Odio interferian en estos elementos.

Aristóteles: 

Pensaba lo contrario de Demócrito y aseguraba que las cosas estaban formadas por materia y no contenían espacios vacíos.

 Dalton: 

Retomó las ideas de Demócrito y propuso que existía un punto en el cual ya no era posible dividir la materia y se obtienen partículas invisibles (átomos), que eran iguales para un mismo elemento.

Thomson: 

Propuso la existencia de partículas diminutas con carga (-) en los átomos, a las que llamó "electrones", y propuso un modelo atómico que consideraba al átomo como una esfera de materia cargada (+) en cuyo interior estaban incrustadas los electrones. 

Rutherford: 

El átomo esta constituido por una zona central llamada núcleo donde se concentra toda la carga (+) y casi toda la masa.

Bohr: 

Propuso un modelo planetario en el cual los electrones se mueven alrededor del núcleo, la parte central del átomo, en regiones con un determinado valor de energía de manera similar al movimiento de los planetas en órbitas alrededor del Sol.

POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

1.- La materia esta formada por atomos, particulas pequeñas indivisibles que no se pueden crear ni destruir.

2.- En un elemento todos los átomos tienen la misma masa y propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos tienen diferente masa y propiedades.

4.- Distintos átomos se combinan entre si en una relación numérica sencilla y dan lugar a un compuesto, siendo los átomos de un mismo compuesto iguales.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Número átomico

Número (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento.

 Z= Número átomico= Número de electrones=Número de protones.

Número de masa

El número de masa (A) es el total de protones y neutrones presentes en el núcleo de átomo de un elemento.

A= Número de masa =Número atómico + Número de neutrones

A= Número de masa =Número atómico + Número de neutrones

El número de neutrones de un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico:

 Número de neutrones= A-Z

Portadores al átomo

Sommerfeld:

En 1916 modificó el modelo atómico de Bohr admitiendo que las órbitas de los electrones, tal como había dicho Bohr, podían ser circulares, pero añadiendo que también podían ser elípticas, en tal caso el núcleo se ubica en uno de los focos del elipse. Pero esto lo publico hasta 1824.

Schrödinger:
En 1925 definía a los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión.

J. J. Thompson:
En 1904 elaboró la teoría del pudin de ciruelas, en la que sostenía que los electrones eran como "ciruelas" negativas incrustadas en un "pudin" de materia positiva. Es el descubrimiento del electrón.

William Crooks:
En 1877:

• Descubrió el Talio (elemento número 81)
• Realizó experimentos para separar los elementos químicos que constituyen el grupo de los lantánidos o tierras raras.
• 
  

 Milikan:
En 1910 diseño el experimento de la gota de aceite, mediante el cuál pudo mediar con gran presión la carga del electrón, probando además que era constante para todos los electrones.

Goldstein:
Su aporte fue en 1886, cuando hizo el descubrimiento de los protones a través de un tubo al vacío, en donde observó que los rayos anódicos o canales eran cargas positivas.

Chadwick:
En 1932 bombardeó una delgada lámina de Berilio con partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía; a esto llamó neutrones debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones.

Henri Becquerel:
En 1895 descubrió el fenómeno de la radiactividad, el fenómeno químico por el cual algunos elementos químicos o cuerpos emiten radiación que ostenta la capacidad de impresionar placas radiográficas.

TEORIA ATOMICA ACTUAL

Concepto de estados estacionarios del elemento propuesto por Bohr.

1. Existencia del núcleo.

Los electrones giran en órbita circular alrededor del núcleo, najo la influencia de las fuerzas de Coulumb, sujetos a las leyes de la Mecánica Clásica.

2. Cuantización de la Órbita.

El electrón gira en órbita, donde el momento angular (L) del electrón es un múltiplo entero.

3. Estabilidad de la Órbita.

Aunque el electrón esta acelerado en su órbita ni irradia energía. Su energía total es constante.

4. Radiación electromagnética.

Un electrón irradia energía si cambia en forma continua de una órbita de energía nhg a (n-1) hg. Irradia un hg.

Naturaleza dual de la masa sugerida por Louis de Broglie.¨

"Si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas (fotones), entonces quizá las partículas subatómicas, como los electrones, pueden poseer propiedades ondulatorias"

Postulo que los electrones (así como otras partículas materiales) tenían un comportamiento dual, es decir, actúan como ondas y como partículas al mismo tiempo, pues cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, podía comportarse además como una onda.

Principio de Incertidumbre de Heissenberg.

Principio que revela una característica distinta de la mecánica cuántica que no existe en la mecánica

newtoniana.

Como una definición simple, podemos señalar que se trata de un concepto que describe que el acto mismo de observar cambia lo que se está observando. Nos dice que hay un límite en la precisión con el cuál podemos determinar el mismo tiempo la posición y el momento de una partícula.

NÚMEROS CUÁNTICOS.

Son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital. Los principio que sustentan la teoría de la mecánica cuántica son: principio de dualidad onda-partícula para el cuál señalaba que no se puede determinar el momento y lugar a la vez de la posición del electrón, sin embargo es posible determinar la región más probable donde se pueden encontrar (orbital).

Número cuántico principal (n)

Nos indica:

Para el electrón.

El nivel de energía que ocupa el electrón. Por ejemplo:

Si: n=2; entonces el electrón ocupa el nivel 2.

Para el orbital.

El tamaño o volumen del orbital, por lo cuál a mayor valor de "n", mayor es el tamaño del orbital. Por ejemplo:

Sean los orbitales: X(2s) y X(5s). Por lo tanto, el orbital X(5s) es de mayor tamaño que el orbital X(2s).

Valores permitidos.

Toman valores enteros positivos, sin considerar el 0.

n= 1,2,3,4,5,6....

Número cuántico Secundario (l)

También es denominado número cuántico azimutal o del momento angular. Determinar el subnivel de energía del electrón, donde esta debe encontrarse dentro de un nivel "n".

Además define la forma geométrica del orbital o nube electrónica. Para cada nivel de energía se cumple que "I" puede tomar valores enteros desde 0 hasta (n-1).

Número cuántico magnético (m)

Nos describe la cantidad de formas y orientaciones del orbital en el espacio. Para el electrón, indica el orbital donde se encuentra dentro de un determinado subnivel de energía. Para el orbital, determina la orientación especial que adopta cuando el átomo es sometido a la acción de un campo magnético externo. En cada subnivel (I) , "m" puede tomar valores permitidos: 0, 1/2, 1/3, 1/4....

Número cuántico Spin Magnético (ms)

Indica el sentido de rotación del electrón alrededor de su propio eje.

Sus valores permitidos son: Ms= +/-, 1/2..

Cuando un electrón gira o rota genera un pequeño campo magnético, es decir, actúa como un pequeño micro imán. En base a esta cualidad del electrón en el sistema atómico y molecular, se logra explicar las propiedades magnéticas de una sustancia química.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.

Dos electrones en un mismo estado no pueden existir, es decir, que no pueden tener ambos la misma posición y la misma velocidad, dentro de los límites fijados por el principio de incertidumbre.

PRINCIPIO DE EDUCACIÓN PROGRESIVA.

Los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, o sea, aquellos donde la suma de (n+1) sea menor, es decir: "Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía".

REGLA DE HUND.

Es un método empírico utilizado para el llenado de los orbitales que posea energía. Se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen 3 orbitales tipo p, 5 tipo d, y 7 tipo f.

ISOTOPOS.

Son átomos del mismo elemento que tienen diferentes números de neutrones.

ALOTROPIA.

Propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, como el Oxígeno atmosférico O2, y como Ozono O3, o con características físicas distintas, como el fósforo que se presenta como fósforo rojo y blanco, o el carbono que lo hace como grafito, diamante y fellereno.

FULLERENO.

Son un conjunto de formas alotrópicas del carbono, diferentes del diamante y del grafito. Sus aplicaciones pueden ser:

• Como lubricantes (las esferas hacen más fácil el deslizamiento entre superficies). Para ello los fullerenos deben ser modificados químicamente para que contengan otros átomos fuera de la esfera.
• Pueden tener aplicaciones ópticas, debido a que cambian sus propiedades ópticas bajo la acción de la luz ultravioleta.
• 
  
  

¿Cuál es la ventaja de la Alotropía del Azufre?

Esta misma propiedad hace que el azufre tenga un amplio campo de aplicación. Se utiliza en la vulcanización de cauchos, el atomizadores don azufre para combatir los parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura del pólvora y fósforos. Los compuestos del azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos.

AZUFRE FUNDIDO.

Se cristaliza de prismas en forma de agujas, que son casi incoloras. Posee una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3), un punto de fusión de 119.0°c (246.7°F) y la fórmula molecular que ostenta es S8.

AZUFRE MONOCLINICO.

También es llamado azufre prismático o azufre beta. Viene siendo la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición mientras que se encuentra por debajo del punto de fusión.

AZUFRE ROMBICO.

Es conocido de la misma manera como azufre alfa. Se halla de la transformación estable del elemento químico por debajo de los 95.5°C (204°F, el punto de transición) y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se les deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico posee un color amarillo limón, insoluble en el agua, levemente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y beceno, y es muy soluble en disolfuro de carbono. Posee una densidad de 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3), una dureza de 2.5 en la escala de Mohs y la fórmula molecular presenta S8.

Organización de los elementos de la tabla periódica.

• Se organizan en bloques: s,p,d y f.
• Para saber en que bloque se encuentran hay que usar la configuración electrónica.
• El periodo es la línea horizontal.
• Para determinar el periodo es el nivel más grande que contiene la configuración electrónica.
• No es correcto decir: "Familia A o B".
• Para encontrar el grupo hay que fijarnos en que nivel de electrones termino la configuración electrónica.
• A partir del Boro hay que aumentar 10 para que el grupo sea coherente.

Científicos que aportaron a la tabla periódica.

Jhoann Wolfang Doberenier.

Intento la clasificación de los elementos. Posteriormente mostró la existencia de más grupos, a los que llamo "Triadas".

Jhon Alexander Reina Newlandas.

Ordena los elementos conocidos en orden creciente de peso atómico y observa que se empieza a contar a partir de alguno de ellos, el octavo tiene propiedades parecidas al inicial.

Stanislao Canizzaro.

Suponía que si los átomos eran indivisibles, entonces en una molécula deberían existir necesariamente un número entero de cada tipo de átomos presentes en la molécula.

Dimitri Mendeleiev.

Fue el creador de la Tabla Periódica. Clasifica todos los elementos, tanto naturales como creados, en base a su masa atómica de forma creciente.

Lothar Meyer.

Se basaba en la serialización de las propiedades físicas de los elementos como el volumen atómico, punto de fusión, ebullición, etc.

Características de los grupos o familias.

Calcógenos.

 Tienen 6 electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades varían de No Metálicas a Metálicas en cierto grado conforme aumenta su Z. El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.

Grupo del Boro.

Están situados en el grupo 13. Su nombre proviene de tierra, ya que el aluminio es el elemento Metálico más abundante en ella, llegando a un 75 %. Tienen 3 electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es ns2np1.

Grupo del Carbono.

Poseen 4 electrones de valencia, el primer elemento del grupo da forma al diamante, al grafito y a los fullerenos.

Grupo del Nitrógeno.

Tienen 5 electrones de valencia (última capa s2p3), aparecen tanto las propiedades de Metales como las de No Metales.

Halógenos.

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas X2. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un elctrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion X1-. Su nombre significa formador de Sal.

Metales Alcalinos.

No se encuentran libres en la naturaleza. Todos tienen un electrón en su último nivel de energía. Al reaccionar con el agua forma soluciones alcalinas o básicas, de allí su nombre. El Potasio es un ingrediente importante de los fertilizantes de las plantas.

Metales Alcalino térreos.

Poseen 2 electrones en el último nivel que, en condiciones apropiadas, pueden ceder o compartir con otros elementos. El calcio se encuentra presente en la cal, el mármol, el magnesio en forma de hidróxido es un antihácido.

Metales de Transición.

Son utilizados en la construcción de diversos objetos de nuestra vida cotidiana; el cobre de los cables de electricidad; el hierro que, junto a otros elementos, constituye el acero de diversos utensilios; el mercurio de los termómetros.

Gases Nobles.

Poseen 8 electrones en el último nivel que les da gran estabilidad, el más ligero se utilizaba para inflar zeepelings, otros se utilizan para fabricas, lámparas, anuncios luminosos, luces para pistas en los aeropuertos.

Metales, No Metales y Semi-Metales.

• Se distinguen dos regiones de elementos, los Metálicos a la izquierda de la tabla y cuyo comportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en Cationes; la otra región está a la derecha y corresponde a los No Metales cuyo comportamiento es el de ganar electrones convirtiéndose en Aniones.
•  El carácter Metálico en la tabla aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo. Así que el elemento más metálico en el Francio (Fr) y el elemento más no metálico es el Flúor (F).

Propiedades generales de los Metales.

• Poseen baja potencia de ionización ya alto peso específico.
• Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones.
• Son sólidos a excepción del Mercurio, Galio, Cesio y Francio que son líquidos.
• Presenta aspecto y brillo metálicos.
• Buenos conductores de calor y electricidad.
• Dúctiles y Maleables, algunos son tenaces y otros blandos.
• Se oxidan con pérdida de electrones.
• Su molécula ésta formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse con el oxígeno forma óxidos y estos al reaccionar con agua forman hidróxidos.
• Los metales alcalinos son los más activos.

Propiedades generales de los No Metales.

• Tienden a ganar electrones.
• Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico.
• Por regla general en su último nivel de energía tienen 4 a 7 electrones.
• Se presentan en los 3 estados de agregación.
• No poseen aspecto ni brillo metálico.
• Malos conductores de calor y electricidad.
• No son dúctiles, maleables o tenaces.
• Se reducen por ganancia de electrones.
• Su molécula está formada por 2 o más átomos.
• Al unirse son el oxígeno forman anhídridos y estos al reaccionar con el agua forman oxiácidos.
• Los halógenos y el oxígeno son los más activos.
• Varios No Metales presentan Alotropía.

Grupo I (1) Metales Alcalinos.

• Con excepción del Hidrógeno, todos son blancos, brillantes, muy activos y se les encuentran combinados en forma de compuestos.
• Se les debe guarda en atmósferas inertes o con bajo aceite.
• Los de mayor importancia con el Sodio y el Potasio.

Grupo V (5) Familia del Nitrógeno.

• Es el grupo más heterogéneo de la tabla periódica. 
• El Nitrógeno está presente en compuestos como proteínas, fertilizantes y explosivos y es constituyente del aires.
• El fósforo tiene química especial y sus compuestos son tóxicos.

Grupo VI (16) Calcógenos.

• Los 5 primeros son No Metales, el Ultimo: Polonio, es radioactivo.
• El oxígeno es un gas incoloro constituyente del aire, agua y la tierra.
• El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos por lo general son tóxicos o corrosivos.

PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico. La comprensión de esta, permitirá entender mejor el enlace de los compuestos simples.

Radio atómico.

El tamaño de un átomo no es variable, sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre de su interacción con los átomos vecinos. El radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de 2 átomos vecinos. Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a los largo de un período.

Radio Ionico.

Depende de la manera crucial del tamaño de los iones. Los radios ionicos, en general, aumenta el descender por un grupo y disminuye a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

Potencial de ionización.

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en un estado fundamental más un electrón  sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica.

Electroafinidad.

Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en un estado fundamental, capta de un electrón para un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental. Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tiene un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

Electronegatividad.

Esta mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando esta químicamente combinando con otro átomo. Cuanto mayor sea su capacidad para atraerlos.

Bloque 3

ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES MOLECULARES

Cuando los átomos se unen para formar moléculas hay un interesante cambio de e- de valencia, esto es, de los e- cae una capa más externa de cada átomo.  Esta unión es la más estable y se logra porque los átomos ganan, pierden o comparten e- y la atracción resultante entre los átomos participantes es el enlace químico. 

ENLACES QUÍMICOS: 

•Interatómicos ( iónico, covalente y metálico).

•Intermoleculares (puente de hidrógeno y vanderwaals) 

REGLA DEL OCTETO: 

La tendencia de los átomos es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de e- tal que adquieran la configuración semejante a un gas noble. 

Como la configuración es S2P6 es un total de 8e-, los otros elementos ganaran o e- hasta quedar con esa cantidad en su capa externa: 

•El metal pierde de 1 a 3 e- formando un catión. 

•No metal gana 1 a 3 e- formando un anión. 

•Los átomos (usualmente dos no metales), comparten e- con otros átomos alcanzando el numero del gas noble. 

-Todos alcanzan el número del gas noble (8).

•La regla tiene limitaciones, puesto que, elementos ya compuestos covalentes no la siguen (boro y berilio).

•Se presenta también en algunas moléculas donde el átomo central presenta más de 8e- a su alrededor.

ENLACE IONICO:
Se produce cuando los atomos de elementos metalicos, se encuenran con los no metales.  En este caso los atomos del metal ceden e- a los no metalicos transformandose en iones.  Al formarse iones de carga opuesta estos se atraen por fuerzas electricas intensas, quedando fuertemente unidos.  Tambien es conocido como "salino o electrocovalente", siendo arriba de (1.8), con metales de baja electronegatividad y no metales de alta electronegatividad, va desde 1.8 hasta 3.3.
Caracteristicas:

• Tienen puntos de fusion y ebullicion elevados.
• Fundidos o en disolucion acuosa son buenos conductores de la corriente electrica, es decir, liquidos o disueltos en agua conducen corriente electrica.
• Son solubles en disolventes polares y agua.
• En solucion son quimicamente activos.
• La forma del cristal es geometrica (cubica, sombica, hexagonal).  No se forman verdaderas moleculas sino redes cristalinas.
• Son solidos a temperatura ambiente, en este estado no conducen la corriente electrica. 

ENLACE COVALENTE: 
Es la union que se produce de dos o mas e- de su capa externa (de dos no metales) para formar una molecula estable.  Durante este proceso dos tomos se han unido para formar una molecula.  Se divide en dos 
Polar: Uno de los atomos tiene mayor fuerza de atraccion de e- hacia su nucleo, originando una molecula con parte negativa y positiva (dipolo).  Se producen cuando el enlace se realiza entre dos atomos diferentes; su grado de polaridad depemde de la fuerza de atraccion que atrae los atomos a su nucleo (electronegatividad), va desde 0.5 hasta 1.7.
Propiedades:.

Tiene 3 estados de agregacion.

Una actividad quimica alta.

Punto de fusion y ebulicion baja polar mas alata que los no polares.

Electrolitos debiles (conducen electricidad pero no con la misma intencidad de compuestos ionicos).

No polar: Los atomos disponen la misma fuerza de electronegatividad.  Se producen cuando se realiza en dos atomos iguales, va desde 0 hasta 0.4.
Propiedades:

• Generalmente gaseoso.
• Actividad quimica media.
• Insolubles en agua.
• En estado liquido no permiten el paso de la corriente electrica
• Punto de fusion y ebullicion bajos.

ENLACE COVALENTE COORDINADO:
O dativo se forma cuando dos atomos comparten un par de e-, pero solo uno de los atomos es quien los aporta (no metalico).  Para que se presente se requiere que el atomo dador tenga un par de e- libres en un orbital exterior y el atomo aceptor tenga capacidad para recibir el par en su ultima capa de valencia.  La idea es hacer un modelo que cumpla la regla de octeto.

GEOMETRIA MOLECULAR Y POLARIDAD:
RPECV (Repulsión de Pares Electrónicos en la Capa de Valencia).

• Se aplica sólo al enlace covalente.
• La geometría de una especie esta determinada principalmente por las interacciones repulsivas que se producen entre los pares de electrones de la capa de valencia.
• Las moléculas que contienen 3 o más átomos adquieren formas tridimensionales.
• Dos pares de electrones de acomodan en el espacio linealmente de un ángulo de 180°, de tal forma que aumenta un máximo la distancia entre ellos.

Polaridad de una molécula.

• Las moléculas diátomicas como H2 o Cl2 son No Polares porque contienen un enlace covalente No Polar.
• Las moléculas son dos o más enlaces Polares pueden ser una distribución simétrica en la molécula CO2 es una molécula No Polar por ser líneal, los isotopos se oponen y se anulan.
• si la estructura de una molécula es tetraédrica, también tenemos moléculas no polares, a pesar de poseer enlaces polares.
• Si los dipolos de los enlaces polares no se celan mutuamente tenemos moléculas polares.
• HCl es una molécula polar porque tiene un enlace covalente polar.
• en moléculas con forma angular o piramidal trigonal forman moléculas polares.

Enlace Metálico.
Ocurre entre dos átomos no metales. En este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica o mar de electrones.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en última capa, por lo general 1, 2 o 3; y estos los pierden fácilmente, esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo: Na+, Cu2+.

Características del Enlace Metálico.

• A excepción del intercambio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.
• Son buenos conductores de electricidad y de calor.
• Presentan brillo característico.
• Son dúctiles y maleables. Esto se debe a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, sin aparecer repulsiones internas.
• Presentan el llamado "efecto fotoeléctrico"; es decir, emiten electrones cuando son sometidos a una radiación determinada de energía.
• Se suelen disolver en otros formando disoluciones que reciben el nombre de Aleaciones.

Fuerzas intermoleculares.

Dipolo - Dipolo.

Es inducido y sólo es momentanea. Es una interacción no colante entre una molécula Polar + No Polar. Pertenece a las llamada "Fuerzas de Van Der Waals".

Dispersión de London.

Son fuerzas de tipo intermolecular que tienen lugar entre moléculas de tipo No Polar dónde pueden encontrarse dipolos. Pertenece a las "Fuerzas de Van Der Waals".

Puente de Hidrógeno.

Es la atracción por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que estan formando parte de distintos enlaces covalentes polares.

Son elementos muy electronegativos.

Tienen dobletes eléctronicos sin compartir.

Bloque IV.

Compuestos Químicos Inorgánicos.

Iones Monoátomicos y Poliatómicos.

Un ión monoatómico es una especie química, ya sea un átomo o molécula cargada eléctricamente debido a que no ha ganado o perdido electrones como consecuencia de una reacción química.

Los iones con carga negativa producida por la ganancia de electrones reciben el nombre de Aniones; y los de carga positiva se llaman Cationes.

• Óxidos: MO Metal + Oxígeno.
• Sales binarias: MX Metal + No metal.
• Hidruros: MH Metal + Hidrógeno.
• Hidróxidos: MOH Metal + Hidroxilo.
• Oxisales: MXO Metal + No metal + Oxígeno.

Construcción de Fórmulas de los Compuestos Químicos.

A la capacidad que tienen los elementos para ganar o perder electrones de le llama Valencia, en algunos elementos la valencia coincide con el grupo al que pertenecen. La valencia son los electrones que ese átomo pone en juego en su enlace.

Estado de Oxidación.

El número o estado de oxidación tiene signo porque considera a las unidades como iónicas por lo tanto es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a ganarlos (más electronegativos). Es negativo si el átomo gana electrones.

• Los elementos en su estado natural tienen un numero de oxidacion de cero: Ne, Ar, He, H2, O2, Br2, N2, I2,Au, Ag.
• Los metales en su formacion ionica tienen numero de oxidacion positivo.
• Los iones de metales alcalinos tienen un numero de oxidacion de +1.
• Los iones de lo metales alcalinoterreos tienen un numero de oxidacion de +2.
• En un compuesto la suma algebraica de los numeros de oxidacion debe ser cero.

CONSTRUCCION DE FORMULAS DE LOS COMPUESTOS QUMICOS

Todos los compuestos son electricamente neutros.  La valencia y el numero de oxidacion son dos conceptos importantes en una formula quimica; primero se escribe el cation (+) y posteriormente el anion (-).

SE SIGUEN LOS SIGUIENTES PASOS:

1. Si la valencia o estado de oxidacion del cation y anion es el mismo se ignoran y se escribe:
2. Si el estado de oxidación de catión y anión son múltiplos, se intercambian las valencias (la del catión se convierten en subíndice del anión y la del anión se convierte en el subíndice del catión), Se escriben como subíndices y se queda sólo el múltiplo).
3. Si no son multiplos se intercambian las valencias y permanece asi.

Los compuestos quimicos inorganicos pueden ser "binarios, ternarios o polinarios".  Se nombran de derecha-izquierda.

OXIDOS METALICOS

Metal+Oxigeno(-2)

Alcalinos M2O

Alcalinoterreos MO

OXIDOS BASICOS 

Oxido+de+nombre del metal+numero romano

OXIDOS NO METALICOS

Se utilizan en la carbonatacion de bebidas para darles efervescencia, como conservantes, en la industria del vidrio.

No metal+ Oxigeno

NM2O

Prefijo+oxido+de+nombre del no metal

ANHIDRIDOS

Tambien conocidos como acidos, al reaccionar con el agua forman acidos oxacidos.

Anhidrido+prefijo+raiz del elemento no metalico+ sufijo

HIDROXIDOS

Se utiliza en los jabones, tintes, fertilizantes, blanqueadores.

Compuestos ionicos formados por un metal y un hidroxido (OH-), siendo compuestos ternarios parecidos a los binarios

X(OH)n

Hidroxido+de+elemento metalico+numero romano.

HIDRACIDOS

Son combinaciones binarias entre hidrogeno y el "azufre, selenio, fluor, cloro, bromo, yodo".
HnX
Raiz del elemento+uro+de+elemento+numero romano

ACIDOS OXIGENADOS (OXIACIDOS)

Oxido no metalico+agua=acido oxigenado

Contienen oxigeno en sus mleculas y producen H+ al quedar disueltas en agua

HXO

Acido+elemento no metalico+terminacion ico

SALES BINARIAS
(HALOIDEA)
Metal+no metal
El oxigeno y el hidrogeno son exepciones
Raiz de no metal+uro+de+nombre metalico

SALES OXIGENADAS
(OXISALES)
MOH+HXO=MXO+H2O
Se forman por un hidroxido con un oxiacido, es una reaccion neutra y forma agua
Raiz del no metal+de+metal+numero romano

PEROXIDOS
M2(O2)n
Peroxido+de+metal+numero romano

HIDRUROS
Son combinaciones de hidrogeno con otros elementos quimicos
Hidruro+de+elemento+numero romano

Las propiedades físicas y quimicas de los halogenuros de alquilo en química 2

Los halogenuros de alquilo:

-Generalmente son líquidos incoloros

-Su punto de ebullición aumenta conforme se añaden más carbonos a la cadena

-Son insolubles en agua

-Pueden disolverse en solventes no polares como el tetracloruro de carbono, benceno y alcanos

-Se alteran por acción directa de la luz

-Participan en reacciones que permiten obtener con cierta facilidad otros compuestos orgánicos importantes

-Por hidrolisis producen alcoholes

-Por ejemplo, al reaccionar el yoduro de metilo con una solución acusa de hidróxido de sodio produce metanol y yoduro de sodio

La nomenclatura de los halogenuros de alquilo en química 2

Para nombrar a los halogenuros de alquilo, de acuerdo con las reglas establecidas por el IUPAC:

-Se localiza la cadena principal de hidrocarburo y se numera en el sentido que permita asignar el número más bajo al primer sustituyente

Los halógenos sustituyentes se indican mediante los prefijos presentes en el siguiente cuadro:

ELABORADO POR: 
Xictlali Lopez
Luz Maria M.
Perla Paniagua 
Jessica Godinez

Química 2     3°C
Hilda Lucia Cisneros Lopez 
ENMS SALVATIERRA