GUÍA Nº2 DE QUÍMICA

 

	INSTITUCIÓN EDUCATIVA DISTRITAL TÉCNICO INDUSTRIAL Ciencia, Técnica y Valores Humanos
	GUÍA Nº2 DE QUIMICA

          TEMA Nº1: ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN.

 DBA:

Ø  Explica e interpreta el concepto de número o estado  de oxidación de un elemento.

Ø  Determina el estado de oxidación de los elementos en una fórmula química, aplicando las normas adecuadas.

 

 

1. INICIO.

         Responda la siguiente pregunta: ¿Cuándo un átomo gana electrones se vuelve positivo o                   negativo? ¿Por qué?

         _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

           

1.       DESARROLLLO

En química, hablamos de valencia para referirnos al número de electrones que un átomo de un elemento determinado posee en su último nivel de energía, es decir, en su órbita más externa. Estos electrones son de especial relevancia pues son los responsables de los enlaces  e intervienen a la hora de las reacciones químicas.

Un átomo puede tener una o más valencias, sin embargo, y por ese motivo este concepto, creado en el siglo XIX para explicar las “afinidades” entre los distintos átomos que se conocían, ha sido sustituido con el de “número de oxidación”, que finalmente representa lo mismo.

Número de Oxidación (también llamado Valencias o Estado de Oxidación): es un número entero que representa el número de electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado.

El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación se escribe de la siguiente manera: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4, etc. o 1-, 2-, 3-. 1+, 2+, 3+ etc. Observa la siguiente figura:

 

 

REGLAS PARA ASIGNAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN UN COMPUESTO.

1. El Número de Oxidación de todos los Elementos en Estado Libre, no combinados con otros, es cero. Por ejemplo:

                          

Na⁰, Cu⁰, Mg⁰, H2⁰, O2⁰, Cl2⁰, N2⁰ 

2. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un compuesto es cero. Ej.

                        H⁺₂O^-2                                                                Na⁺Cl^-

          +2 – 2 = 0                                            +1 – 1 = 0

 

3. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a la carga neta del ion.

            (OH)^-                          (SO₄)^-2

 

4. Los números de oxidación de los metales alcalinos (grupo 1) es +1, cuando forman compuestos. Li, Na K, Rb, Cs, Fr.

Na⁺ Br^-            Li₂⁺O^-

 

5. Los números de oxidación de los metales alcalinotérreos (grupo 2) es +2, cuando forman compuestos. Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

            Ca⁺²O^-2                      Mg⁺²Cl^-

 

6. El número de oxidación del flúor es -1 en todos sus compuestos.

             Ba⁺²F^-₂          k⁺F^- 

 

7 .El Número de Oxidación del Hidrógeno (H) es de +1, excepto en los hidruros metálicos, compuestos formados por H y algún metal, en los que es de -1.                               H⁺Cl^-                                                       Ca⁺²H^-₂  

 

8. El Número de Oxidación del Oxígeno (O) es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, y en el OF2, donde es de +2.

ESTADOS DE OXIDACION EN COMPUESTOS TERNARIOS:

Para determinar los números de oxidación de compuestos ternarios, se aplican las reglas anteriores, colocando primero los números de oxidación de los elementos conocidos que generalmente son el primero que siempre es positivo y puede ser el hidrogeno que será 1+ o un metal y el último que la mayoría de las veces es el oxígeno y en este caso es 2-. Esos valores se multiplican por el número de átomos que estén en la fórmula química y como son de signo contrario se restan y de ahí sale el estado de oxidación del elemento central. Se debe tener en cuenta los paréntesis, si la fórmula química los tiene, para aplicar matemáticamente esos cálculos. Ejemplos.

 

H₂SO₄ (ácido sulfúrico)

Según la fórmula:

H = 2 átomos, estado de oxidación +1. Carga total del H: +1 * 2 = +2                

S = 1 átomo desconocemos su número de oxidación (presenta varios)

O = 4 átomos, estado de oxidación -2. Carga total del O: -2 *  4 = -8

 Para conocer el número de oxidación del S, se resta  +2 - 8 =  -6. Para cumplir con una de las normas anteriores esa carga del azufre debe ser positiva para que al sumar algebraicamente de = 0   

 

H₂⁺S⁺⁶O₄^-2

   +2     +6     -8 =  0

CaCO₃ (carbonato de calcio)

Según la fórmula:                              

Ca = 1 átomo, un metal alcalinotérreo del grupo IIA es +2 Carga total del Ca = +2 

C = 1 átomo, no conocemos su estado de oxidación (tiene varios)

O = 3 átomos, estado de oxidación -2 ,Carga total del O =  -2 * 3 = -6 

Para conocer el estado de oxidación del C,  se resta +2 – 6 = -4  esa es la carga del Carbono pero positiva (+4) para contrarrestar y al hacer la suma algebraica sea = 0

 

Ca⁺² C⁺⁴ O₃

         +2           +4       -6     = 0

Al(NO₂)₃ (nitrito de aluminio)

Según fórmula:

Al= 1 átomo, su único estado de oxidación, está en el grupo IIIA.= +3

N= 3 átomos, observe que el N está dentro de un paréntesis que lleva un 3 el cual matemáticamente multiplica, desconocemos su número de oxidación.

O= 6 átomos,(3 del paréntesis y 2 del subíndice, se multiplican) estado de oxidación  -2  carga total -2 * 6  = -12 

Para conocer el estado de oxidación del N: Se resta -12 + 3 =  -9    este número se divide por 3 porque son 3 átomos de N, para  saber el valor de un solo átomo, en este caso es +3. 

Al⁺³(N⁺³ O₂^-2 )₃

+3        +9       - 12  = 0

K₂Cr₂O₇ (dicromato de potasio)

Según fórmula:

K = 2 átomos. Potasio está en le grupo IA, por lo tanto, estado de oxidación +1. Carga total del potasio: +1 * 2 = +2

Cr = 2 átomos. Desconocemos el número de oxidación (presenta varios)

O = 7 átomos. Estado de oxidación -2. Carga total del oxígeno -2 * 7 =  -14

Para conocer el estado de oxidación del cromo, se resta +2 – 14 = -12, este número (12) se divide en 2 porque son dos átomos de Cr en este compuesto, por lo tanto un solo átomo será +6.

K₂⁺ Cr₂⁺⁶ O₇^-2

+2     +12    -14  =   0

 

1. ACTIVIDAD DE CIERRE

 

NOMBRE DEL ESTUDIANTE_____________________________________________________________

___________________________________________________CURSO______FECHA_______________

 

1.         ESCRIBA EL CONCEPTO DE:

 

•           Electrones de valencia

•           Número o estado de oxidación.

•           Explique  que representa un estado de oxidación positivo.

•           Explique  que representa  un estado de oxidación negativo.

2.         ASIGNE EL NUMERO DE OXIDACIÓN EN LOS SIGUIENTES COMPUESTOS BINARIOS

 

HI                                               MgO                                 Pt

FrF                                             N2O5                                H2S

Br2                                             Mn2O7                              SO3

SO2                                            Li2O2                               SrH2

FrCl                                            AlH3                                  Mg

 

3.          DETERMINE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE CADA UNO DE LOS ELEMENTOS, EN        LAS SIGUIENTES FORMULAS QUIMICAS, COMPLETE EL CUADRO COMO ESTA EN EL       EJEMPLO:                                                                                                     

           Compuesto: Ca₃ (PO₄)₂            

   

Elemento	N°  de átomos	N° de oxidación	Total cargas
Ca	3	+2  (Se multiplica por N° de átomos)	+6
P	2	+5	+10
O	8	-2	-16
		Total	0

           Compuesto: MgCl₂

               

Elemento	Cantidad de átomos	N° de oxidación	Total cargas
		Total

           Compuesto: KMnO₄

             

Elemento	Cantidad de átomos	N° de oxidación	Total cargas
		Total

Compuesto: Zn(OH)₂

Elemento	Cantidad de átomos	N° de oxidación	Total cargas
		Total

          Compuesto: Li₂SO₄

Elemento	Cantidad de átomos	N° de oxidación	Total cargas
		Total

Compuesto: HIO₃

Elemento	Cantidad de átomos	N° de oxidación	Total cargas
		Total

TALLER DE APLICACIÓN: ESTRUCTURA ATOMICA, TABLA, PROPIEDADES Y ENLACES QUÍMICOS MAYO 2022

 

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	TALLER DE APLICACION

TEMA Nº2: ESTRUCTURA ATÓMICA, TABLA PERIÓDICA, PROPIEDADES PERIÓDICAS Y ENLACES QUÍMICOS.

LOGROS: 

Explica la estructura atómica según diferentes teorías.

 

ACTIVIDADES:

1. - Relaciona cada frase con un modelo atómico escribiendo entre paréntesis el modelo respectivo al final de cada frase:

a) Es una esfera homogénea con carga positiva en la que se hallan incrustados los electrones, partículas con carga positiva que forman parte de todos los átomos. (                                    ).   

b) El núcleo no es una esfera maciza, sino que posee una parte central llamada núcleo y una corteza, formada por los electrones en movimiento. (                                                              .)

c) Los átomos son esferas macizas con masa y sin estructura. (                                             ).

d) Los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo órbitas, trayectorias circulares. Sólo algunas de ellas están permitidas. Los espectros ató micos se producen al pasar u n electrón de una órbita permitida a otra. (                                                                 ).

e) Los electrones se hallan alrededor del núcleo en orbitales. Un orbital es una región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de hallar al electrón (            

                                      ).

2. - Relaciona los siguientes hecho experimentales con el modelo atómico que surgió para darle explicación:

a) Permitía explicar la electrización de los cuerpos.

b) Permitía explicar los espectros atómicos, la emisión de luz por los átomos al someterlos a una gran diferencia de potencial dentro de un tubo de vidrio a baja presión.

c) Permitía explicar la diferencia entre un elemento y un compuesto.

d) Permitía explicar la formación de rayos catódicos.

e) Permitía explicar las leyes de las reacciones químicas.

 

TEMA Nº3. TABLA PERIODICA PROPIEDADES PERIÓDICAS, VALENCIAS Y ENLACES QUIMICOS.

LOGRO: Explica la variación de las propiedades periódicas,

COMPETENCIAS: Identificar, indagar y explicar.

INDICADOR DE DESEMPEÑO: Ejecuta acciones para demostrar las propiedades y comportamiento de los elementos según la posición que ocupa en la tabla periódica y su relación con la valencia y los tipos de enlaces que pueden formar.

 

ACTIVIDADES. Completa las siguientes frases:

1.    - Los elementos se ordenan en la tabla periódica en................................. y................................ Hay................. grupos y...................períodos. Esta ordenación esta relaciona da con su configuración.................................... Los elementos de un mismo grupo se caracterizan por tener igual número de....................................................................Los elementos de un mismo período poseen igual número de........................ electrónicas ocupa das por electrones. El elemento de configuración 2 - 8 - 18 - 7 está en el período....................... porque tiene...................capas electrónicas. Está en el grupo.............. ó................, ya que todos los elementos de este grupo poseen............................ electrones de valencia.

2.    De los siguientes elementos de los que se indica su configuración electrónica, indica cuál de ellos pertenece al cuarto período y grupo VA ó 15. Explica tu respuesta.

a)      2 - 8 - 8  b) 2 - 8 - 5  c) 2 - 8 - 18 – 5  d) 2 - 8 - 18 – 2

1.    Todos los metales alcalinotérreos, ó elementos del grupo................, poseen............ electrones de valencia. Todos los metales alcalinos, elementos del grupo..........poseen.............. electrones de valencia. Todos los halógenos, elementos del grupo............ poseen.......... electrones de valencia.

2.    - Los gases nobles poseen todos...............electrones de valencia, excepto el................., que posee............... electrones situados en la.................... capa electrónica. Los gases nobles no tienen tendencia a ganar ni perder..............................., y por tanto no forman iones. Esto se debe a que poseen una configuración electrónica muy estable.

3.    Los elementos de los grupos representativos, cumplen la regla del octeto, ganan o pierden electrones para formar iones con 8 electrones de valencia, y adquirir así configuración de gas noble. El tener este número de electrones en la capa de valencia da estabilidad. Esta estabilidad es la causa de que los gases nobles no ganen o pierdan electrones.

 

Completa:

 

El calcio tiene una configuración electrónica 2 - 8 - 8 - 2. Por ser un...................... tiene tendencia a perder electrones. Pierde sus.......... electrones de valencia resulta el ión.........................cuya configuración es...................................que sería igual que la del gas noble...................................... El ión calcio que resulta es muy estable por tener esta configuración.

El cloro tiene configuración electrónica 2 - 8 - 7 y por ser un .. .............................. tiene tendencia a ganar electrones. Gana..............electrón y se transforma en el ión...................cuya configuración es...........................igual que la del gas noble............................................ El ión que resulta es muy estable por tener................ electrones de valencia.

4.    Esquematizar el enlace que ocurre entre el cloro y el aluminio. ¿A qué clase de enlace pertenece?

5.     Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar cabe esperar un enlace covalente, estableciendo en caso afirmativo, sus fórmulas:

a.       Hidrogeno y cloro. b. Cloro y magnesio. c. Hidrogeno y oxígeno. d. Nitrógeno e hidrogeno. e. Carbono y cloro. f. Sodio y potasio.

     8.  Elaborar un cuadro comparativo entre enlace iónico, enlace covalente y enlace covalente         coordinado.

      9.  Representar la unión química entre los siguientes pares de elementos haciendo uso de la estructura de Lewis. Indicar si la unión es iónica o covalente:

a. Rubidio y cloro. b. Hidrogeno y selenio. c. Boro y cloro. d. Cesio y azufre. e. Estroncio y oxígeno. f. Hierro y cloro.

10.  Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis para cada una: a. HCN b. SO₃ c. HNO₃ d. SO₂ e. O₃

11.  . Escribir un (+) encima del átomo o átomos que sean relativamente positivos y un (-) encima del átomo o átomos que sean relativamente negativos en las siguientes moléculas de enlace covalente:

a. HF

b. H2O

c. ICl

d. BrCl

e. CH₄

TEMA Nº4: PROPIEDADES PERIÓDICAS.

LOGRO: Explica la variación de las propiedades periódicas,

COMPETENCIAS: Identificar, indagar y explicar.

INDICADOR DE DESEMPEÑO: Ejecuta acciones para demostrar las propiedades y comportamiento de los elementos según la posición que ocupa en la tabla periódica.

 

ACTIVIDADES:

1.    El volumen atómico es el volumen que ocupa un mol del átomo de un elemento a temperatura ambiente. Se expresa normalmente en centímetros cúbicos por mol: cc/mol.

El volumen atómico aumenta con el número atómico en elementos del mismo grupo (por ejemplo, el del potasio será mayor que el del sodio, etc.) Los grupos con mayor volumen atómico son los metales del bloque s, después los no metales, y finalmente los metales de transición. En un mismo periodo el volumen atómico disminuye al aumentar el número atómico ya que esto implica que haya más protones que atraen a los electrones ubicados en el mismo nivel de energía.

Ejercicios: .- Ordena de mayor a menor según su volumen atómico a los siguientes átomos, para ello utiliza los números atómicos de los elementos presentados a continuación:

A) Be, C, Ca y Rb

B) Mg, Cl, F y Sr

C) Na, Si, S, y O

 D) Li, K, N y Ne E) Ba, Be, O y F

 

2.    Observa las siguiente tabla:

1.      Se puede afirmar que los elementos L y M están ubicados en la tabla periódica respectivamente en los períodos:

a)      2 y 3

b)      1 y 1

c)      1 y 2

d)     3 y 2

 

2.      Analizando la configuración electrónica se concluye que L, N y M son respectivamente:

a)      Hidrógeno, fósforo y azufre.

b)      Helio, fósforo y argón.

c)      Helio, neón y argón.

d)     Hidrógeno, neón y argón.

3.      Los elementos ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes, por lo cual se puede afirmar que depende de:

a)      Las características físicas.

b)      Los niveles de energía.

c)      Los electrones de valencia.

d)     Su nivel más interno.

4.      En la tabla periódica, los elementos que presentan mayor afinidad electrónica se encuentran localizados en:

a)      La derecha superior de cada grupo.

b)      La izquierda superior de cada grupo.

c)      La derecha inferior de cada grupo.

d)     La izquierda inferior de cada grupo.

 

5. realiza la siguiente sopa de letra y define cada término: