INTEGRANTES EQUIPO 6

Hernandez Cabrera
Ortiz Acolt
Martinez Montaño
Ortega Clemente
Ramos Pantzo

ANOTA EL NOMBRE Y LOS GRUPOS FUNCIONALES DE LAS SIG: FÓRMULAS

NaCLO₄: Perclorato de sodio

                Oxisal

NaCI: Cloruro de sodio

              Sal binaria

NaHS: Sulfuro ácido de sodio

          Sal ácida

FePO₄: Fosfato de Hierro (III)

              Oxisal

Fe(NO₃)₃: Nitrato de Hierro (II)

                  Oxisal

KNO₂: Nitrito de Cobalto (III)

           Oxisal

CoAsO₃: Arsenito de Cobalto (III)

                 Oxisal

CuOH: Hidróxido de Cobre (I)

              Hidróxido

Cu(MNO₄): Permagnato de Cobre (II)

                       Oxisal

HNO₃: Ácido nítrico

             Oxácido

H₂CO₃: Ácido carbonico

             Oxácido

H₂SO: Ácido hiposulfuroso

            Oxácido

AgCl: Cloruro de plata

        Sal binaria

AgNO₃: Nitrato de Plata

             Oxisal

ZnO: Óxido de Zinc

           Óxido metálico

Be(OH)₂: Hidróxido de Berilio (II)

               Hidróxido

LiBrO: Bromato de hipolitio

          Oxisal

ScPO₃: Fosfito de Escandio

             Oxisal

HCI: Ácido cloridico

           Hidrácido

H₂S:Ácido sulfuroso

      Hidrácido

LiHSe: Selenuro ácido de Litio

          Sal ácida

KHTe: Telenuro ácido de Litio

         Sal ácida

HMNO₄: Ácido Permanganico        

             Oxisal

NaOH: Hidróxido de sodio

          hidróxido

5.5 FUERZAS INTERMOLECULARES

Interacciones dipolo-dipolo y dipolos inducidos

En temas anteriores hemos analizado los tres tipos de enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Sin embargo, además de estos enlaces existe otro tipo de fuerzas que provoca una atracción entre moléculas conocidas como fuerzas intermoleculares. Este tipo de fuerzas es mucho más débil que un enlace químico debido a que no comparte electrones, pero contribuye a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

Fue el científico holandés Johannes Vander Waals quien, a finales del siglo XIX, con base en sus investigaciones sobre la licuefacción de los gases, propuso la existencia e importancia de estas fuerzas para determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares; por esta razón, al conjunto de fuerzas intermoleculares se les conoce también como fuerzas de Vander Waals.  Algunas de ellas son: atracción dipolo-dipolo, atracción dipolos inducidos y puentes de hidrógeno.

Atracción dipolo-dipolo. Este tipo de atracción se presenta entre dos moléculas polares. Un ejemplo es el cloruro de hidrógeno (HCI), en cuya molécula el par de electrones del enlace está ligeramente desplazado hacia el átomo de cloro que es más electronegativo que el átomo de hidrógeno. Debido a esto la molécula presenta dos centros individuales con cargas parciales positiva y negativa, es decir, un dipolo.

  Cuando las moléculas que son polares se aproximan lo suficiente, el extremo positivo de una de ellas atrae al extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolares pueden existir en toda la estructura de un líquido o un sólido. En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por fuerzas intermoleculares.

Atracción dipolos inducidos. Generalmente se da en moléculas no polares. La atracción en este tipo de moléculas se presenta a través de la formación de dipolos inducidos en moléculas adyacentes.

  Los átomos de gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el H₂, O₂, N_2, y el Cl₂, y las moléculas de hidrocarburos no polares como el metano (CH₄) y el etano (C₂H₆) tienen dipolos instantáneos. Estas fuerzas intermoleculares permiten que bajo ciertas condiciones de presión y temperatura, los gases se licuen, es decir, pasen al estado líquido.

Puente de hidrógeno en la molécula del agua.

  Un ejemplo común de sustancia que presenta interacción molecular por puente de hidrógeno es el agua. En el agua los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes y son, en parte, responsables de las propiedades físicas de esta sustancia, tales como sus puntos de ebullición y de fusión, además de la diferencia de densidad entre el agua sólida (hielo) y el agua líquida.

  Todos hemos observado que al dejar caer un cubo de hielo en un vaso con agua, el hielo flota. ¿Por qué ocurre esto? Porque la densidad del hielo (0.917 g/ml) es menor que la del agua líquida (1.000 g/ml); pero, ¿a qué se debe esta diferencia?

  En el hielo, la atracción por puente de hidrógeno obliga a las moléculas a orientarse de tal manera que se generan espacios vacíos, disminuyendo así su densidad. Esto no sucede en el agua líquida, pues en ella las moléculas se encuentran más cercanas y el movimiento que tienen no les permite que se generen los espacios que se forman en el hielo.

  La menor densidad del hielo respecto al agua líquida tiene ventajas para la vida. Por ejemplo, evita que durante el invierno se congele completamente el agua de los ríos y lagos, ya que la capa de hielo que se forma en la superficie funciona como aislante y con ellos pueden seguir viviendo los animales y las plantas que en ellos habitan.

Otros compuestos que presentan puentes de hidrógeno

  Cualquier molécula que tenga enlaces O-H tiene la capacidad de formar puentes de hidrógeno. Por ejemplo, los alcoholes son compuestos orgánicos que también presentan atracción por puentes de hidrogeno. Las moléculas biológicas como las proteínas, los ácidos nucleicos y los carbohidratos tienen la capacidad de formar puentes de hidrógeno debido a la presencia en su estructura de enlaces O-H.

  Los puntos de ebullición son elevados en los compuestos: H₂O, HF y NH₃, que forman puentes de hidrógeno, comparados con compuestos similares de los elementos de su mismo grupo en la tabla periódica. Los puentes de hidrógeno en estas moléculas explican el porqué de sus altos puntos de ebullición, que violan la tendencia general de que las moléculas más pequeñas tienen puntos de ebullición más bajos.    

5.4 Enlace metálico

Algunos metales conocidos  son puros como el oro, el cobre, el aluminio o el sodio; otros son aleaciones como el acero o el bronce.

Ya sea en forma pura o en aleaciones los metales tienen características propias proporcionadas por el modo en que están unidos los átomos que los constituyen. La fuerza que mantiene unidos a los átomos en un metal se conoce como enlace metálico. Este tipo de enlace es muy distinto del iónico y del covalente.

El modelo del <<mar de electrones>> para explicar el enlace metálico representa al átomo del metal como un catión dentro de un <<mar de electrones de valencia>> débilmente sujetos que se muevan con libertad por toda la red metálica y mantienen unidos a los iones metálicos positivos.

Los electrones y la teoría de bandas de energía

Para comprender el comportamiento de los electrones de enlace en un metal, vamos a considerar primero la disposición de los electrones en un átomo individual lo bastante alejado de cualquier átomo vecino como para que no haya ningún enlace.

Una banda de energía es un <<conjunto grande de los orbitales cuyas energías son muy similares>>. El valor promedio de esta energía es igual a la energía del orbital correspondiente en átomo individual.

Dentro de cada banda, los electrones llevan los orbitales de más baja energía de manera análoga a como llenan los orbitales en los átomos.

Propiedades de los metales

En la corteza terrestre la mayoría de los metales se encuentran combinados formados óxidos, sulfuros, carbonatos, cloruros, etc. Sólo unos cuantos se encuentran como metales nativos; oro, plata, cobre y platino.

En la mayoría, los metales son sólidos, con excepción del mercurio, que es líquido a temperatura ambiente. También la mayoría tienen puntos de fusión altos.

Algunas otras de sus propiedades físicas son las siguientes:

·         Alta conductividad eléctrica

·         Alta conductividad térmica

·         Son dúctiles y maleables

·         Tienen lustre metálico

·         Son insolubles en agua y otros disolventes comunes.

5.3 FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE

 (TIPOS DE ENLACE COVALENTE)

FORMACIÓN

A diferencia del enlace iónico, donde los átomos adquieren la configuración de gas noble mediante la pérdida o ganancia de electrones de valencia, en el enlace covalente los átomos logran lo anterior al compartir los electrones de valencia que forman el enlace; de ahí el nombre de enlace covalente.

El enlace covalente es  <<la fuerza de atracción entre dos átomos como resultado de compartir uno o más pares de electrones>>.

Los átomos unidos mediante enlace covalente forman moléculas. Una molécula es <<un conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos mediante enlaces covalentes, que se comporta como una sola partícula>>.

Compartir un par de electrones de enlace, como en el caso del hidrogeno y oxigeno en la molecula de agua, representa un enlace covalente sencillo. En muchas moléculas, los atomos logran un octeto al compartir entre ellos mas de un par de electrones de enlace.

GEOMETRIA MOLECULAR Y POLARIDAD

Cuando existe el desplazamiento del par de electrones de enlace hacia el atomo mas electronegativo.

5.2 FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE IONICO

Analicemos la formación del cloruro de sodio.

             Na 1s²2s²2p⁶

El sodio su ultimo lugar de energiatiene un solo electron que, al perderlo, se queda con 8  electrones  en el segundo , cumpliéndose asi la regla del octeto, además de adquirir la configuración electrónica del gas noble neón. El atomo del sodio, al perder un electron, se transforma en un ion positivo Na⁺ , con una carga positiva de una unidad debido a que ahora tiene un proton mas que el total de electrones.

        ^{. 11}Na⁺ [Ne]+e^{-………………… . 11}Na⁺ [Ne]3s

Propiedades

Las propiedades de los compuestos son muy diferentesde las propiedades individuales de los elementos que los forman

Los compuestos ionicos que forman redes cristalinas no forman moléculas. La formula de un compuesto ionico unicamente indica la porción entre el numero de cationes y el numero de aniones en el compuesto, utilizando los números enteros mas pequeños posibles.

El acomodo regular de una red cristalinaconfiere en los compuestos ionicos puntos de fusión elevados, generalmente entre 300 y 1000°C, asi como puntos de ebullición también elevados, por lo general arriba de 700°C.

Todos lo compuestos ionicos puros son solidos a temperatura ambiente. En el estado solido no conduce la electricidad:  sin embargo, si la conduce cuando el solido esta fundido o disuelo en agua.

Resúmenes del Bloque 5)

(Resúmenes del Bloque 5)

5.1 ENLACE QUIMICO:*

Los compuestos están constituidos por la unión de dos o más elementos diferentes.

Los átomos en el mundo de la nanoescala se unen para formar los compuestos, los químicos han establecido un modelo teórico que permite explicar lo que ocurre cuando se unen los átomos. A este teórico se le ha llamado enlace químico. Se forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los átomos que se unen. Dependiendo del tipo de enlace.

Un ión es un átomo o grupo de átomos combinados que tienen una carga eléctrica que puede ser positiva o negativa, debido a la pérdida o ganancia de electrones.

Los iones que tienen cargas opuestas se pueden combinar y formar un compuesto químico, la fuerza de unión entre iones es electrostática.

REGLA DEL OCTETO:*

Por qué era común encontrar a la mayoría de los elementos combinados formando compuestos, y no en forma elemental, en estado puro. La respuesta se obtuvo al estudiar los gases nobles.

Fue después de 1960 cuando se pudieron formar compuestos de flúor con Kriptón y xenón. Al obtener compuestos de estos dos gases y conocer que no son completamente inertes se les llamó gases nobles.

A diferencia de los gases nobles, la mayoría de los átomos de los elementos se combinan para adquirir mayor estabilidad. A esta forma de estabilidad se le conoce como regla de octeto.

ESTRUCTURAS DE LEWIS:*

En 1960 G,N. Lewis presentó su teoría para explicar la formación del enlace químico. Represento al núcleo del átomo y a todos los electrones internos con el símbolo del elemento, y a los electrones de valencia con puntos alrededor del símbolo.

(FAM. VIIA)   Sales Binarias

(Metal + NM)    

Na⁺¹CI^-1

NaBr

NaI

NaF

Na₂S

Na₂Te

OXISALES (Metal+NM+O)

K^-1Mn^-7O^-2₄

Na₂Co₃

LiCIO

K₃PO₃

SALES ACIDAS (Metal+H+NM)

NaHs

NaHSe

NaHTe

NaHCO₃

NaH₂AsO₄

_{-1       +4     -2}

Na₂CO₃

          _-6

         ₊₂

         ₊₄

^{+1    +5   -2}

H N O₃

_-6

₊₁

_-5

_{+1  +5  -2}

H₃PO₄

_-8

₊₃

₊₅

_{+1  +6 -2}

H₂SO₄

_-8

₊₂

₊₆

Identificación de gases

Procedimiento

Identificación del oxígeno: Ponga 3 – 5 ml de peróxido de hidrógeno en un tubo de ensayo y agrega una pizca de dióxido de manganeso enciende la astilla de madera con un cerillo. Coloque la punta de la astilla en el tubo de ensayo.

Identificación de hidrógeno: Ponga 3 – 5 ml NaOH en solución en un tubo de ensayo y adicione de 1 – 2 bolitas de hoja de aluminio (tamaño de un chícharo). Espere a que reaccione y proceda a encender la astilla de madera con un cerillo. Coloca la punta de la astilla en el tubo de ensayo y observe.

Identificación de CO₂: Ponga en el tubo de ensayo 1/4 de pastilla de Alka-setzer y adiciona 3 – 5 ml H₂O.Encienda la astilla de madera con un cerillo coloque la punta d ela astilla en un tubo de ensayo y observe.

  

Practica: 2

INTRODUCCION: Gas: el estado de agregación de la materia bajo ciertas condiciones de temperatura y presión permanece en estado gaseoso.

Objetivo: Aprender las diferentes formas de encontrar el gas.

Material: Vasos de Precipitación – Aluminio – Tubos de ensayo – Pinzas – Palillos – Alka-setzer.

Sustancias: Agua oxigenada – Agua – Hidróxido de sodio

Observaciones: En el primer procedimiento la función que cumpliría el gas encender un poco más el palillo, agitando el peróxido  con dióxido de mn. En el segundo su función era crear una pequeña explosión, debido al NaOH con las bolitas de aluminio y el palillo encendido. En la tercera el gas, provocado por el agua y el Alka-setzer debe apagar el palillo.

Conclusiones: En los tres procedimientos la presencia del gas provoca una reacción junto con el palillo encendido.

Anotar el nombre de la función química inorgánica.

Na₂O - Oxido metálico                  NaHCO₃ - Oxi sal acida                  Co₂O₃ – Oxido metálico

KOH  - Hidróxido                            H₂S – Hidrácido                         CoH₂ – Hidruro metálico

Cl₂O₇ - Anhídrido                            HMnO₄  - Oxiácido                    KMnO₄ - Oxisal

NaH - Hidruro metálico                 MnO -  Oxido metálico             HClO₃ – Oxiacido

AgOH - Hidróxido                           Mn₂O₇ – Oxido no metálico        LiHS – Sal ácida

NH₃ – Hidruro no metálico           CH₄ – Hidruro no metálico                   FrH – Hidruro metálico

HCl – Hidrácido                              PH₃ – Hidruro no metálico

NaCl – Sal binaria                           Fe(OH)₂ - Hidróxido

Oxácidos

Br^­+1 O^-2 à Br₂O + H₂O à H₂Br₂O₂ à HBr0 (ácido hipobromoso)

                        (anh. Hipobromoso)

Br⁺³ O^-2 à Br₂O₃ + H₂O à H₂Br₂O₄ à HBr0₂ (ácido bromoso)

                        (anh. Bromoso)

Br⁺⁵ O^-2 à Br₂O₅ + H₂O à H₂Br₂O₆ àHBr0₃ (ácido brómico)

                        (anh. Brómico)

Br⁺⁷ O^-2 à Br₂O₇ + H₂O à H₂Br₂O₈ à HBr0₄ (ácido per brómico)

                        (anh. Per brómico)

l⁺¹ O^-2 à l₂O + H₂O à H₂l₂O₂ à Hl0 (ácido hipoyodoso)

                        (anh. Hipoyodoso)

l⁺³ O^-2 à l₂O₃ + H₂O à H₂l₂O₄ à HlO₂ (ácido yodoso)

                        (anh. Yodoso)

l⁺⁵  O^-2 à l₂O₅ + H₂O à H₂l₂O₆ à Hl0₃ (ácido yódico)

                        (anh. Yódico)

l⁺⁷  O^-2 à l₂O₇ + H₂O à H₂l₂O₈ à Hl0₄ (ácido peryódico)

                        (anh. peryódico)

S⁺² O^-2 à S₂O₂  à SO + H₂O à H₂SO₂ (ácido  hiposulfuroso)

                        (anh. Hiposulfuroso)

S⁺⁴ O^-2 à S₂O₄ à SO₂ + H₂O à H₂SO₃ (ácido sulfuroso)

                        (anh. Sulfuroso)

S⁺⁶ O^-2 à S₂O₆ à SO₃ + H₂O à H₂SO₄ (ácido sulfurico)

                        (anh. Sulfurico)

Se⁺² O^-2 à Se₂O₂ à SeO + H₂O à H₂SeO₂ (ácido hiposelenoso)

                        (anh. Hiposelenoso)

Se⁺⁴ O^-2 à Se₂O₄ à SeO₂ + H₂O à H₂SeO₃ (ácido selenoso)

                        (anh. Selenoso)

Se⁺⁶ O^-2 à Se₂O₆ à SeO₃ + H₂O à H₂SeO₄ (ácido selénico)

                        (anh. Selénico)

Te⁺² O^-2 à Te₂O₂ à TeO + H₂O à H₂TeO₂ (ácido hipoteluroso)

                        (anh. Hipoteluroso)

Te⁺⁴ O^-2 à Te₂O₄ à TeO₂ + H₂O à H₂TeO₃ (ácido teluroso)

                        (anh. Teluroso)

Te⁺⁶ O^-2 à Te₂O₆ à TeO₃ + H₂O à H₂TeO₄ (ácido telúrico)

                        (anh. Telúrico)

Propiedades de las sustancias por su enlace químico;*

Practica: 1

INTRODUCCIÓN:

Las características y propiedades de las sustancias guardan relación con el tipo de enlace químico que une a los átomos y a las fuerzas.

OBJETIVO:

Hacer que el foco encienda por medio de sustancias y materiales conductores.

MATERIAL:

-          Circuito eléctrico

-          Vaso de Precipitación

-          Aluminio

-          Cobre

-          Sal

-          Agitador

SUSTANCIAS:

-          Alcohol

-          Agua

-          Aceite

OBSERVACIONES:

Al revolverse el aceite con el agua el foco no enciende, pero sí se esta quito este encenderá; con el alcohol también enciende pero con la sal disuelta en el agua enciende con mayor rapidez.

CONCLUSIONES:

Las del estado líquido que son solubles en agua encendieron y son conductores, a excepción del aceite pero diluido en agua. Los otros materiales (Aluminio-Cobre) no son solubles pero si muy buenos conductores.

TABLA DE ANIONES:*

 (HSO₃)^-1  SULFITO ÁCIDO O BISULFATO

(SO₃)^-2  SULFITO

(HSO₄)^-1  SULFATO ÁCIDO O BISULFATO

(SO₄)^-2  SULFATO

(NO₂)^-1  NITRITO

(NO₃)^-1  NITRATO

(H₂PO₃)^-1  FOSFITO DIÁCIDO

(HPO₃)^-2  FOSFITO ÁCIDO O BIFOSFATO

(PO₃)^-3  FOSFITO

(H₂PO₃)^-1  FOSFATO DIÁCIDO

(HPO₃)^-2  FOSFATO ÁCIDO O BIFOSFATO

(PO₃)^-3  FOSFATO

(HCO₃)^-1  CARBONICO  ÁCIDO  O  BICARBONATO

(CO₃)^-2  CARBONICO

(H₂ASO₃)^-1  ARSENITO DIÁCIDO

(HASO₃)^-2  ARSENITO ÁCIDO O BIARSENITO

(ASO₃)^-3  ARSENITO

(H₂ASO₄)^-1  ARSENATO DIÁCIDO

(HASO₄)^-2  ARSENATO ÁCIDO O BIARSENATO

(ASO₄)^-3  ARSENATO

(CIO)^-1  HIPOCLORITA

(CIO₂)^-1  CLORITO

(CIO₃)^-1  CLORATO

(CIO₄)^-1  PERCLÓRATO