Trabajos en clase (Carbohidratos).

Presentaciones

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ANEXO 40

LECTURA DE ÁCIDOS Y BASES

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.

En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:

• Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.
• Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.

A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:

 

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH^-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Porque todos los ácidos sueltan H⁺ a la solución (y todas las bases sueltan OH^-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y viceversa, es llamada neutralización.

La Neutralización: Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H⁺ en la solución y las bases sueltan OH^-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H⁺ se combinaría con el ión OH^- ion para crear la molécula H₂O, o simplemente agua:

 

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

 

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO₃) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry amplia el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H⁺ menos su electrón - es simplemente un protón). Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H⁺ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica porque las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO₃), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente:

 

En este ejemplo, el ácido carbónico formado (H₂CO₃) se descompone rápidamente en  agua y gases de dióxido de carbono, por lo que la solución de burbujas en forma de gas se libera CO₂.

pH
En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

Por ejemplo, una solución con [H⁺] = 1 x 10^-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre  0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H⁺] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H⁺]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H⁺]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutras, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H⁺] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

Estequiometria

PROPOSITO.

El propósito es que determinemos las masas moleculares a partir de las masas atomicas para reconocer al mol como unidad asociada al mundo de las partículas y establecer las relaciones estequiometricas: masa-masa y mol-mol en ecuaciones sencillas con el fin de resolver problemas de cálculos estequiometricos.

CONCEPTOS BASICOS.

LEY DE LA CONSEVACION DE LA MATERIA.

La materia no se crea ni se destruye solo se transforma.

MOL

Unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementos ( átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012kg (12g) de carbono 12.

La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la llamada: unidad de masa atómica (u) que es la doceava parte de la masa atomica del atomo del carbono 12.

MASA ATOMICA.

Es la masa de un atomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos que la masa atómica del calcio es 40u.

MASA MOLECULAR.

Es la masa de una mlecula, medida en u. Es la suma de las masas atomicas de los atomos que forman una molecula.

EJEMPLO DE ACTIVIDAD  2

1 atomo de calcio 1x40.1u = 40u

2 atomos de cloro 2x 35.5u = 71.0u

Masa formula del cloruro de calcio 111.1u

Masa de un mol de unidades formula de, CaCl₂ =111.1g

Masa molar del cloruro de calcio= 111.1g/mol

EJEMPLO DE ACTIVIDAD3

SUSTANCIA	FORMULA	MASA MOLECULAR EN (u)	Masa de 1 mol	Masa de 5 mol	Masa de 0.1 mol
Hidrogeno	H2	2	2g	10g	0.2g
Amoniaco	NH3	17	17g	85g	1.7g
Clorato de sodio	NaClO3	106.5	106.5g	532.5g	10.65g
Acido nítrico	HNO3	63	63g	315g	6.3g

PASOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCION DE PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA:

Escribir la ecuación química.

N₂+H₂  à  NH₃

Balancear la ecuación utilizando el método de tanteo.

N₂ + 3H₂ à  2NH₃

De la reacción anterior, calcula la masa en gramos de cada una de las sustancias. Utiliza el siguiente procedimiento:

                Multiplicar el numero de moles por la masa molecular

                N(moles) X masa molecular (g/mol)=g

Sustancia	N° de moles	Masa molar g/mol	Calculos moles X masa molar	Masa total
N2	1	28	1mol X 28 g/mol	28g
H2	3	2	3mol X 2 g/mol	6g
NH3	2	17	2mol X 17 g/mol	34g

Estequiometria

Caracteristicas de acidos y bases (Arrhenius)

CARACTERISTICAS DE LOS ACIDOS.

·         Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

·         Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

·         Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).

·         Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

CARACTERISTICAS DE LAS BASES.

·         Tienen un sabor amargo.

·         Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

·         Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

·         Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

DEFINICIONES SEGUN ARRHENIUS 

DEFINICION DE ACIDO- Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.

DEFINICION DE BASE- Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo.

Cuestionario de las sales

1.- Un metal reacciona con un __acido_______ formando una sal e hidrógeno. 2.- Proceso en el cual se utiliza energía eléctrica para producir cambios químicos ___electrolisis___________. 3.- A la fuerza de atracción electrostática entre iones de carga opuesta ____enlace iónico________. 4.- Átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente ___ion_ ________. 5.- Mezcla homogénea de dos o más sustancias ___disolución_________. 6.- Estado físico de las sales a temperatura ambiente _____solido_______. 7.- Ión negativo ______anión______. 8.- Las sales generalmente tienen elevados puntos de ___fusión_________ y de ____ebullición________. 9.- Ión cargado positivamente ______catión______. 10.- Sustancia que divide al soluto ___solvente_________. 11.- Sustancia que se disuelve en el disolvente _____soluto_______. Apartado: ¿Qué son las sales y qué propiedades tienen? 1. ( b ) Las propiedades de las sales se deben a: a) La corriente eléctrica. b) Su enlace químico. c) Su solubilidad en el agua. d) Su conductividad eléctrica. 2.( c ) Las propiedades de las sales se explican porque están constituidas de: a) Átomos neutros. b) Moléculas neutras. c) Aniones y cationes. d) Electrones y protones. 3.( b ) Una sustancia sólida, con temperatura de fusión elevada, es soluble en agua, la disolución conduce la corriente eléctrica, por lo anterior se puede suponer que en ella está presente el: a) enlace covalente. b) enlace de hidrógeno. c) enlace de carbono. d) enlace iónico. 4. Completa el siguiente párrafo. Un alumno estudia las propiedades de una sustancia sólida: - La sustancia se funde a 800° C (elevada temperatura de fusión). - La sustancia se disuelve en agua. La solución conduce la corriente eléctrica, por lo que se clasifica como _________________. Con base en lo anterior se puede suponer que en la sustancia está presente el enlace __________________, por lo que el alumno podría concluir que la sustancia pertenece al grupo de las ________________. ( a ) 5. De acuerdo a la semireacción Naº ----- Na1+ + 1 electrón, el sodio lleva a cabo una a) oxidación b) reducción c) síntesis d) separación ( a ) 6. De la semireacción Oº2 + 4 electrones ----- 2O2- ,el oxígeno lleva a cabo una a) reducción b) neutralización c) oxidación d) composición ( c ) 7. En la electrólisis de una sal, el electrodo donde se lleva a cabo la reducción se le conoce con el nombre a) cátodo b) catión c) ánodo d) anión ( d ) 8. La conducción de corriente eléctrica de una sustancia en un medio acuoso, es una característica de los a) plásticos b) átomos neutros c) aceites d) electrólitos ( b ) 9. En la disolución de la sal NaCl ,se producen dos tipos de partículas cargadas que son a) Na- Cl- b) Na+ Cl- c) Na- Cl+ d) Na+ Cl+ ( a ) 10. De la pregunta anterior se deduce que el tipo de enlace en la sal NaCl es a) covalente b) polar c) iónico d) no polar ( b ) 11 Los números de oxidación que tiene cada uno de los elementos que constituyen al compuesto KNO3 son a) 1-, 5-, 2- b) 1+, 5+, 2- c) 1+, 5-, 2+ d) 1+, 5+, 2+ ( b ) 12. Es un fertilizante del suelo muy utilizado, llamado nitrato de amonio a) NH4CO3 b) NH4NO3 c) NH4OH d) NH4NO2 ( d ) 13. Es la representación de una reacción de neutralización para la obtención de sales a) metal + no metal -- sal b) metal + ácido -- sal c) sal 1 + sal 2 -- sal 3 + sal 4 d) ácido + base - sal + agua Utilizando la siguiente simbología de partículas: ión sodio Na+ ión cloro Cl- molécula de agua 14.Representa por medio de un modelo la forma en que se disuelve una sal en agua. SIN DISOLVER DISUELTA 15. ( A ) Si aplicamos corriente eléctrica, los iones positivos de una sal disuelta en agua: a) se dirigen al ánodo b) explotan c) se precipitan d) se dirigen al cátodo 16. ( A ) Si aplicamos corriente eléctrica, los iones negativos de una sal disuelta en agua: a) se dirigen al cátodo b) explotan c) se dirigen al ánodo d) se precipitan 17. (C ) Cuándo un ión o un elemento cede uno o varios electrones se dice que: a) se redujo b) se hidrolizo c) se oxido d) se desintegro 18.( D) Cuándo un ión o un elemento capta uno o varios electrones se dice que se: a) se tamizo b) se redujo c) se fundió d) se oxido 19.( D ) Es un ejemplo de oxidación a) O + 2e- O2- b) H2 H2 c) Cl + e- Cl1- d) Mg Mg2+ + 2e- 20.( D ) Es un ejemplo de reducción a) O2 O2 b) Fe Fe3+ + 3e- c) Na Na1+ + 1e- d) Cl + 1e- Cl1- 21.( C ) Una de las propiedades de los compuestos que presentan enlace iónico es que tienen: a) bajo punto de ebullición b) densidad baja c) alto punto de fusión d) alta maleabilidad 22.( C ) Por su ubicación en la tabla periódica que tipo de enlace presentará el compuesto formado por sodio y cloro: a) iónico b) puente de hidrógeno c) covalente d) metálico 23. ( C ) Al realizar en el laboratorio una neutralización con ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, se forman cloruro de sodio y agua como producto de la reacción. ¿A qué método de obtención de sales corresponde? a) Ácido + ácido ® sal + agua b) metal + hidróxido ® sal + agua c) ácido + oxígeno® sal + agua d) ácido + hidróxido ® sal + agua 24 Relaciona las columnas colocando en el paréntesis el número que corresponda correctamente con cada método de obtención de sales. 25. ( A ) Basándote en la variación de los números de oxidación ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa una reacción de óxido reducción? o o + - a) 2Na + Cl2 2NaCl + - + 5+ 2- + - + 5+ 2- b) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 + - + 2- + + - + 2- c) HCl + NaOH NaCl + H2O 4+ 2- + 2- + 4+ 2- d) CO2 + H2O H2CO3 26. ( B ) Basándote en la variación de los números de oxidación ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa una reacción redox? o + - 3+ - o a) 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 + - + 5+ 2- + - + 5+ 2- b) KCl + NaNO3 NaCl + KNO3 + 2- + + - + - + 2- c) KOH + HCl KCl + H2O 6+ 2- + 2- + 6+ 2- d) SO3 + H2O H2SO4 Clasifica a las reacciones químicas en redox y no redox. 27. ( C ) Clasifica las siguientes ecuaciones en reacciones redox y no redox, relacionando las columnas. a) 1A, C. 2B,D b) 1B, C. 2A,C c) 1B, D. 2B,A d) 1A, B. 2A,D 28. ( A ) Relaciona las ecuaciones de la izquierda con su método de obtención de la derecha y selecciona el inciso que indique que reacciones son redox y cuáles no redox A) 2Na + Cl2 2NaCl B) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 C) HCl + NaOH NaCl + H2O D) 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 29. Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl se obtendrán? FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac) R=15 Mol de NaCl a) 30. El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción. NH3 + HNO3 NH4NO3 ¿Cuántos gramos de nitrato de amonio NH4NO3 se pueden obtener a partir de 25g de amoniaco NH3 ? R= 117.6 g de NH4NO3 NOTA: Estudiar PH, características de los ácidos y las bases (hidróxidos) y las definiciones de Arrhenius para ácidos y bases.

Sopa de letras (sales)

ELECTRÓLISIS DE YODURO

ELECTRÓLISIS DE YODURO

ELECTRÓLISIS DE YODURO DE POTASIO
OBJETIVOS: Determinar experimentalmente que en la electrólisis se lleva a cabo el fenómeno de oxidación y reducción en los electrodos (pérdida y ganancia de electrones).

Observar como la sal del yoduro de potasio es descompuesta en sus iones correspondientes por medio de la electrólisis.
INTRODUCCIÓN: Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrólito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

INTRODUCCION: La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivo e iones sulfato negativo. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue la ley descubierta por el químico físico británico Michael Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la intensidad de la corriente que atraviesa el electrólito, y que la masa de los elementos transformados es proporcional a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias.
INTRODUCCION: Cátodo: se forma KOH por que reacciona con el agua el K. Como es alcalino reacciona con la fenolftaleína y se pone rojo ese lado de la solución en el cual esta puesto el cátodo. El K se reduce de +1 a 0. Aquí se produce la reducción.
Ecuación: K + H2O KOH + ½ H

Ánodo: el I pasa I2 dando una coloración amarillenta. Aquí se produce la oxidación
Ecuación: 2I- - 2e- I2

El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se usa en la fabricación de jabón y es un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución fuertemente alcalina.
El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides.
Para la electrolisis de KI: Necesitas:

Recipiente de plástico (botella de refresco 2.0 L.)
3 jeringas, 2 de 5 y 1 de 3 ml.
2 grafitos (se obtienen de las pilas secas)
pistola de silicón (con 2 barras de silicón)
2 pinzas para sujetar la ropa (de plástico)
Eliminador de 1.5 a 12 v. o pila de 9.0 v.
Cable de serie navideña (50 cm.)
Agua de la llave (100 ml.)
yoduro de potasio (KI)
Indicador de fenolftaleína
PROCEDIMIENTO: 1. En el recipiente de plástico pegar por fuera las protecciones de las agujas con cinta adhesiva o silicón.
2. Agregar al recipiente 100 ml. de agua de la llave y disolver en ella 2 g. de KI. y agregar 6 gotas de fenolftaleína.
3. Cortar las agujas y sellar con silicón.
4. Los grafitos se sujetan con el cable y se sellan con silicón.
5. Con las pinzas, sujetar las jeringas de 5 ml. y llenarlas con la disolución de KI (para llenarlas utilizar la jeringa de 3 ml.).
6. Se introducen las jeringas de 5 ml. En el recipiente y se sujetan las pinzas de las protecciones de las agujas.
7. Se conecta el eliminador a 9 o 12 v. o pila de 9 v.
8. En el ánodo se observará un color marrón debido a la presencia de I2 y en el cátodo un color rosa intenso.
9. Al hidrógeno obtenido (3 ml.) .
RESULTADOS Observaciones

Ánodo: KOH + agua + fenolftaleína ---------color rosa intenso
Cátodo: yodo + solución de almidón ---------color azul o morado

REACCIONES REACCIÓN CATODICA
K+ + e- k


2H2O + 2e- H2 + 2OH -

REACCIÓN ANODICA
2 I- I2 + 2 e-

REACCIÓN GLOBAL
2H2O + 2I- +2 K+ 2K OH + H2 + I2

Nutrientes para las plantas

jueves 1 de marzo de 2012

Nutrientes para las plantas

n p r t f f n m c l x p
j u ñ h d b o t k r u o
m n t v o t w s j b y t
p y k r e h y d f d t a
c a l c i o v r n o r s
b g y p z e x g v e r i
y m a n g a n e s o e o
a w e v y e e t ñ t o w
u t r i k l y e e a y q
r e s e r v a a g s r w

enlaces de los elementos para formar sales

enlaces de los elementos para formar sales

PROCEDIMIENTO TRADICIONAL

Nomenclatura tradicional: Nm uro del metal. (Si el metal posee mas de un estado de oxidación posible, se utilizará oso para el menor estado de oxidación, e ico para el mayor estado de oxidación) Ejemplos: ClNa (cloruro de sodio), BrK (bromuro de potasio), Na2S (sulfuro de sodio), Cl3Fe (cloruro ferico), Br2Fe (bromuro ferroso).

Para una nomenclatura se utiliza la terminación ico.
Para dos nomenclaturas se utiliza la terminación ico y oso.
Para tres nomenclaturas se utiliza la terminación per ico, ico, oso.
Para cuatro terminaciones per ico, ico, oso, hipo oso
PROCEDIMIENTO DE IUPAC

También llamada nomenclatura por atomcidad o estequiométrica es el sistema recomendado por la IUPAC. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula
La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con formula H2O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto, aunque de manera mas practica, la atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia.
En este estudio sobre nomenclatura química es mas conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico
stock
Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones).
De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular.
alternancia de valencias
Ejemplo: Fe2+3S3-2, sulfuro de hierro (III)

cuestionario

cuestionario

5.1 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
SOLUBILIDAD Y CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE LAS SALES
Problema:
¿En general se puede afirmar que las sales se disuelven y conducen la corriente eléctrica mejor en el agua que en el alcohol?
Hipótesis:
Se sugiere al profesor apoyar a sus alumnos para que elaboren una hipótesis.
Objetivos:
 Realizar una comparación de la capacidad de las sales de disolverse en agua y en el alcohol
 Observar y determinar en qué medio se conduce mejor la electricidad las sales con agua o las sales con alcohol.
Marco Teórico.
Por su carácter polar, el agua disuelve a un gran número de sustancias sólidas, líquidas o gaseosas, orgánicas e inorgánicas. Es por ello que se le denomina el disolvente universal. Por ejemplo, el NaCl cloruro de sodio es un compuesto iónico muy soluble en agua.
La elevada solubilidad de este compuesto radica en la atracción que los polos parciales positivos y negativos de la molécula de agua ejercen sobre los iones de Na+ y de Cl- de los cristales del NaCl. Específicamente las cargas parciales positivas de los hidrógenos de la molécula de agua atraen a la carga negativa del anión cloruro Cl-, mientras que la carga parcial negativa del átomo de oxígeno ejerce la atracción sobre el catión sodio Na+. Estas interacciones electrostáticas producen la ionización del cloruro de sodio, y los iones Na+ y Cl- se dispersan en la disolución, para ser consecuentemente hidratados

COMPUESTOS IÓNICOS
• Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
• Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..
• La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
• Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
• Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
Materiales Sustancias
Una gradilla Agua destilada
12 tubos de ensayo Cloruro de Sodio ( NaCl )
Una balanza electrónica o granataria Yoduro de potasio ( KI )
Agitador de vidrio Cloruro de Cobre II (CuCl2 )
Conductímetro ( pila de 9 V, foco piloto, 2 caimanes pequeños) Sulfato de Calcio (CaSO4)
Una cápsula de porcelana Nitrato de potasio ( KNO3 )
Un microscopio estereoscópico Nitrato de Amonio (NH4NO3)
Un vidrio de reloj

Procedimiento
1. Observar las características de las sustancias utilizando el microscopio y registra tus resultados en la tabla anexa.
2. Determinar con un aparato de conductividad eléctrica (conductímetro) si las sales conducen electricidad en estado sólido.
3. Numerar los tubos de ensayo del 1 al 12
4. Pesar 0.4 g de cada una de las sustancias y agregarlas a los primeros 6 tubos como se indica en la tabla, posteriormente adicionar 5mL de agua destilada a cada uno de ellos, agita, y anota tus resultados.
5. Vierte la disolución del tubo 1 obtenida en una capsula de porcelana, introduce los electrodos del circuito eléctrico en la solución y determina si esta conduce corriente eléctrica. Repite la operación con los demás tubos y registra tus resultados.
6. Repite nuevamente el procedimiento anterior utilizando los tubos del 7 al 12 utilizando 5 mL de alcohol en lugar de agua y nuevamente registra los resultados en la tabla.

TABLA DE RESULTADOS
Características Conductividad eléctrica en
las sales sólidas Soluble
Agua Alcohol
Conductividad eléctrica
Agua Alcohol
Cloruro de Sodio NaCl

Yoduro de potasio KI
Cloruro de Cobre II CuCl2
Sulfato de Calcio CaSO4
Nitrato de potasio KNO3
Nitrato de Amonio NH4NO3



Análisis de resultados y observaciones







Instructivo para el armado del circuito eléctrico.

Material:
Pila de 9 V.
2 caimanes pequeños (rojo y negro)
Foco piloto
Realizar el armado del circuito como se indica a continuación.



5.2 CONSTRUCCION DE MODELOS TRIDIMENSIONALES PARA SOLVATACION
Instructivo para la construcción de modelos tridimensionales para la solvatación



MATERIALES

Modelos atómicos


PROCEDIMIENTO

1. Armar los modelos atómicos comenzando por identificar a los átomos de oxígeno e hidrógeno que forman a la molécula del agua.
2. Representar la solvatación de las siguientes sales: NaCl, Na2SO4,





Ejemplo de la representación de la solvatación del cloruro de sodio (NaCl)



5.3 LECTURA
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
Cuando los metales reaccionan con no metales, los átomos del metal por lo regular pierden electrones para formar iones positivos. Todos los iones positivos se denominan cationes. Los cationes siempre tienen menos electrones que protones. Por ejemplo veamos la figura Nº 1 donde se muestra como un átomo de sodio neutro (11 protones [11+] y once electrones [11-]) pierde un electrón para convertirse en un ion sodio. El ion sodio, con 11 protones pero solo 10 electrones, tienen una carga neta de 1+, lo que se representa como Na+. La cantidad de carga positiva de un ion metálico es igual al número de electrones que perdió. Por ejemplo, cuando un átomo de magnesio neutro pierde dos electrones, forma un ion magnesio Mg2+.
Por otra parte los átomos de los no metales suelen ganar electrones para formar iones con carga negativa llamados aniones. La figura muestra como un átomo de cloro neutro (17+, 17-) puede ganar un electrón para formar un ion cloruro Cl-. Con 17 protones y 18 electrones, el ion cloruro tiene una carga neta 1-. Los iones cloruro se pueden unir con iones sodio para formar cloruro de sodio (sal de mesa).


FIGURA Nº1. Formación de cloruro de sodio a partir de Na+ y Cl-

Cuando se añaden electrones a un átomo no metálico, la carga del ion formado es igual al número de electrones que gano. Por ejemplo, un átomo de azufre que gana dos electrones forma un ion sulfuro S2-.
La transferencia de electrones es posible que ocurra entre elementos cuyas electronegatividades son significativamente diferentes. Observa que en la tabla de electronegatividades que el sodio, litio, magnesio y los otros elementos del extremo izquierdo de la tabla periódica tienen bajas electronegatividades. Estos metales son muy reactivos y tienen una fuerte tendencia a donar electrones y formar iones positivos. Mientras que el cloro, flúor, oxigeno y otros elementos no metales del extremo derecho de la tabla periódica tienen valores altos de electronegatividad. Esto hace que tengan una fuerte atracción por los electrones y así formen iones negativos. Por consiguiente, los compuestos iónicos se forman fácilmente cuando elementos de los extremos de la tabla periódica reaccionan. Por ejemplo, yoduro de potasio KI y cloruro de calcio CaCl2. Muchas sustancias comunes como la cal CaO, la lejía NaOH y el bicarbonato para hornear NaHCO3 también son compuestos iónicos. Ordinariamente la sal de mesa es tan buen ejemplo de los compuestos iónicos que algunas veces otros compuestos similares son también llamados “sales”.

Por consiguiente un átomo de sodio tiene una fuerte tendencia a perder su único electrón externo y convertirse en Na+. Esto es un ejemplo de oxidación, un proceso en el cual una especie química pierde uno o más electrones. De manera similar, es energéticamente favorable para el átomo cloro hacerse de un electrón extra, completar un octeto externo y convertirse en ión Cl-. Así la ganancia de uno o más electrones por un átomo, molécula o ion, es denominada reducción.
En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.
El metal dona/cede uno o más electrones formando un ion con carga positiva o cationes, con configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7. En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:
Na Cl → Na + Cl-
De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.
En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+ Cl-" o simplemente "NaCl".
Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:
• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
• Este enlace produce una transferencia de electrones de un metal a un no metal formando iones
• Altos puntos de fusión y ebullición.
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• Son solubles en solventes polares y aun así su solubilidad es muy baja.
• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
• En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.

Los iones se clasifican en dos tipos:
a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga): F(-) fluoruro ,Cl(-) cloruro ,Br(-) bromuro,I(-) yoduro,S(2-) sulfuro ,SO4(2-) sulfato ,NO3(-) nitrato,PO4(3-) fosfato .
b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales. Na(+) sodio ,K(+) potasio ,Ca(2+) calcio ,Ba(2+) bario ,Mg(2+) magnesio , Al(3+) aluminio ,NH4(+) amonio
Determinación de la polaridad de una fuente de corriente continúa



De acuerdo a lo sabido, desde la fuente, los electrones "salen" por el borne negativo. De aquí van al electrodo negativo, el cátodo, que es donde ocurrirá la reducción. Podemos pensar esto si sabemos que en la reducción los electrones se encuentran del lado de los reactivos. Como es la parte negativa, a éste se le asociarán los iones de la solución que sean positivos: Na+. De acuerdo a la regla práctica, sabemos que si en el cátodo, el catión en solución es de la primer columna de la tabla periódica (a ésta pertenece el Na), lo que se reducirá será el agua de la solución. Por ende, la reacción catódica será: 2 H2O (l) + 2 e- --> H2 (g) + 2 OH-(ac). En la cual se ve que se forma hidrógeno gaseoso, además de hidróxido, que se unirá con el sodio dando NaOH(ac), que como sabemos da el medio básico por el cual la fenolftaleína viró a violeta.
Luego tenemos el electrodo positivo, el ánodo, que es donde ocurre la oxidación. De aquí "saldrán" los electrones que volverán a la fuente. De la misma manera que lo pensamos antes, podemos decir que en el ánodo, los electrones son un producto de la oxidación. Además, como es el electrodo negativo, se le asociarán los iones Cl- de la disolución. Nuevamente, si aplicamos la regla práctica para el ánodo inatacable, si en la solución hay halógenos, éstos serán los que se oxiden. Por ende, la reacción anódica será: 2 Cl- (ac) --> Cl2 (g) + 2 e-. Aquí se ve como en este electrodo se formará cloro gaseoso.
Como se ve en el esquema, los electrones circularán desde el borne negativo de la fuente, hacia el cátodo, lego por la solución hasta el ánodo, volviendo a la fuente. Los iones positivos (Na+) irán hacia el borne negativo (cátodo) mientras que los aniones Cl- irán hacia en ánodo.


Electrólisis de una solución de ioduro de potasio


Nuevamente tenemos los electrones que llegan al electrodo negativo, que es el cátodo, ya que en éste, los electrones están del lado de los reactivos. A este electrodo se asocian los iones K+ de la solución, y como éste no se puede reducir, lo hará el hidrógeno del agua. Por ende, la ecuación catódica es:
2 H2O (l) + 2 e- --> H2 (g) + 2 OH- (ac). Entonces, podemos concluir que las burbujitas que se formaban alrededor del electrodo eran de hidrógeno gaseoso, y la coloración violeta era producto del medio básico que da el hidróxido asociado al potasio.
Luego, en el electrodo positivo, es donde ocurre la oxidación. A este se le asocian los iones I- de la solución, que son los que se oxidan (recordemos que el electrodo es inatacable). La reacción anódica es: 2 I-(ac) --> I2 (ac) + 2 e-. Estos electrones "volverán" a la fuente, y el yodo molecular es el que, disuelto en agua, da la coloración amarilla.




Cuestionario:

1. ¿En qué consiste la electrólisis?
2. La electrólisis o electrolisis 1es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad..
3. Elabora un diagrama que ilustre la electrólisis del yoduro de potasio (KI).

Ki+ h2o k(ac)+I(ac)









4. ¿Qué es la reducción?
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
5. ¿Qué es la oxidación?
6. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.1
7. ¿Qué nombre reciben las especies químicas que presentan carga eléctrica positiva?
8. SON LOS CATIONES
9. ¿Qué nombre reciben las especies químicas que presentan carga eléctrica negativa?
10. LOS ANIONES
11. ¿Qué nombre reciben los compuestos cuyos átomos están unidos por fuerzas de atracción eléctrica?
12. LOS IONICOS
13. Menciona las principales propiedades de los compuestos que poseen enlace iónico.

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones