COMBUSTION. Proceso de oxidación rápida de una sustancia, acompañado de un aumento de calor y frecuentemente de luz. LIBERACION DE ENERGIA La mayoría de los procesos de combustión liberan energía (casi siempre en forma de calor), que se aprovecha en los procesos industriales para obtener fuerza motriz o para la iluminación y calefacción domésticas. La combustión también resulta útil para obtener determinados productos oxidados, como en el caso de la combustión de azufre para formar dióxido de azufre y ácido sulfúrico como producto final. COMBUSTIBLES Un Combustible es cualquier material capaz de liberar energía cuando se quema, y luego cambiar o transformar su estructura química. COMBUSTIBLES SOLIDOS Por orden de potencial calorífico, los combustibles sólidos más comunes son: el carbón, el coque, la madera, el bagazo de caña de azúcar y la turba. La combustión de estos materiales provoca la descomposición del combustible y la formación de materias volátiles como el gas, que arden con una llama tiznosa. COMBUSTIBLES LIQUIDOS Y GASEOSOS Los combustibles líquidos más comunes son el fuel-oil, la gasolina y las naftas derivadas del petróleo. A los combustibles gaseosos como el gas natural, el gas refinado o los gases manufacturados, se les añade aire antes de la combustión para proporcionarles una cantidad suficiente de oxígeno. COMBUSTION COMPLETA COMBUSTION COMPLETA: Ocurre cuando las sustancias combustibles reaccionan hasta el máximo grado posible de oxidación. En este caso no habrá presencia de sustancias combustibles en los productos o humos de la reacción. Ejemplo :
C3H8 + 5O2------ 3CO2 + 4H2O propano + 5 oxígenos 3 dióxidos de C + 4 aguas
COMBUSTION INCOMPLETA: Se produce cuando no se alcanza el grado máximo de oxidación y hay presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de la reacción. Ejemplo :
C3H8 + 4O2 -----3CO2 +4H2O + C Propano+4 oxígenos →3 dióxidos de C + 4 aguas + C
COMBUSTIÓN ESTEQUIOMÉTRICA O TEÓRICA: Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción. Ejemplo: Combustión Estequiometrica con Metano en Oxigeno
CH4 + 2O2---CO2 + 2H2O
1 MOL DE METANO +2MOLES DE O2 GENERAN UN MOL DE CO2 Y DON MOLES DE AGUA
COMBUSTIÓN CON EXCESO DE AIRE: Es la reacción que se produce con una cantidad de aire superior al mínimo necesario. Cuando se utiliza un exceso de aire, la combustión tiende a no producir sustancias combustibles en los gases de reacción. Ejemplo:
C3H +4O2 ---- 2CO2 + 4H2O + C METANO + OXIGENO ----- DIOXIDO DE CARBONO +AGUA+C
COMBUSTIÓN CON DEFECTO DE AIRE: Es la reacción que se produce con una menor cantidad de aire que el mínimo necesario. En este tipo de reacción es característica la presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de reacción.
Ejemplo:
C3H + 4O2 ----2CO2 + 4H2O+ C METANO+ OXIGENO ------ DIOXIDO DE CARBONO +AGUA+C
REACCIONES DE COMBUSTION SON LAS QUE GENERALMENTE OCURREN EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO CUANDO SE COMBINAN CON EL OXIGENO
EJERCICIOS IDENTIFICA CUAL DE ESTAS REACCIONES QUIMICAS ES DE COMBUSTION
C + O2 ---- CO2
PbO2 ---- PbO + O2
KBr + NaOH --- NaBr + KOH
EJERCICIO 2 IDENTIFICA CUAL DE ESTAS REACCIONES QUIMICAS ES DE COMBUSTION
INTRODUCCION En esta exposición veremos lo que es la teoría de la hibridación, su formación de enlaces la distribución de sus orbitales y algunas moléculas formadas por la hibridación.
INDICE LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (1)………………7 LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (2)………………8 LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (3)………………9 LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (4)……………..10 HIVRIDACION SP3…………………………………..11 FORMACIÓN DE ENLACE C – H……………12, 13 DISTRIBUCION EN EL ESPACIO DE LOS ORBITALES HIBRIDOS sp3 …………………14 FORMACIÓN DE ENLACE C – H……….………15 MOLÉCULA DE METANO……………….…………16 JUSTIFICACIÓN PARA LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES…………………………………….17, 18 ENLACE C – C EN EL ETANO…………………19 ESTRUCTURA DEL ETILENO……………………20 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES……………...21, 22 ENLACE EN EL ETILENO………………….......23 FORMACIÓN DEL ENLACE (1)………………..24 FORMACIÓN DEL ENLACE ……………………25 ENLACE EN EL ETILENO……………….…26, 27 MOLÉCULA DE ACETILENO………………...…..28 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES…………………..29 HIBRIDACIÓN sp ................................................30 ENLACES EN EL ACETILENO….....................31 ENLACE EN EL ACETILENO (1)…………....…32 ENLACES EN EL ACETILENO(2) ……………..33 ENLACES EN EL ACETILENO(3)……………...34 CONCLUSION……………………..................…...35
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (1) Para hacer coincidir la teoría (configuración electrónica) y la realidad (estructura del metano CH4), se estableció la Teoría de la Hibridación, que consideró que sí el compuesto más simple existente entre carbono e hidrógeno es CH4 , y los átomos de hidrógeno eran equivalentes, era necesario modificar lo establecido por la configuración electrónica y hacerlo coherente con la estructura real de la molécula.
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (2) 1. La teoría de la hibridación propuso que en el caso del átomo de carbono, Para que fuera tetravalente y sus orbitales equivalentes, sería necesario combinar (hibridar) los orbitales atómicos 2s y los tres 2p, y de esa combinación obtener cuatro orbitales híbridos, 2sp3, con la misma energía, es decir equivalentes.
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (3) 2. La formación de los orbitales híbridos garantiza que: a) El átomo de carbono sea tetravalente.
b) Que los orbitales híbridos al tener la misma energía, la combinación del carbono con hidrógeno produzca átomos de hidrógeno químicamente equivalentes (iguales)
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (4) A continuación de manera gráfica mostraremos la aplicación de la teoría de la hibridación aplicada a la formación de las moléculas de metano CH4, y eteno CH2 = CH2 y acetileno CH CH
Hibridación sp3 SE MEZCLAN EL ORBITAL 2s Y LOS TRES ORBITALES 2p, FORMANDO 4 ORBITALES HIBRIDOS 2sp3
Distribución en el espacio de los orbitales híbridos sp3
FORMACIÓN DE ENLACE C – H.
MOLÉCULA DE METANO
JUSTIFICACIÓN PARA LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES El modelo es consistente con la estructura del metano. Permite la formación de 4 enlaces en lugar de 2. Los cuatro átomos de hidrógeno, al estar distribuidos uniformemente alrededor del átomo de carbono hace que sean químicamente equivalentes.
EN RESUMEN EN EL ÁTOMO DE CARBONO, CUATRO PARES ELECTRÓNICOS IMPLICAN: ARREGLO TETRAÉDRICO DE LOS PARES ELECTRÓNICOS. HIBRIDACIÓN sp3
ENLACE C – C EN EL ETANO
ESTRUCTURA DEL ETILENO
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES: Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacio y se hibridan el orbital 2s con dos orbitales 2p, formando tres orbitales hibridos 2sp2, quedando un orbital 2p sin participar
ENLACE EN EL ETILENO
FORMACIÓN DEL ENLACE (1)
FORMACIÓN DEL ENLACE
ENLACE EN EL ETILENO
MOLÉCULA DE ACETILENO
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES : Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacío y se hibridan el orbital 2s con un orbital 2p, formando dos orbitales hibridos 2sp, quedando dos orbitales 2p sin participar
HIBRIDACIÓN sp: SE HIBRIDAN EL ORBITAL 2s Y UNO DE LOS TRES ORBITALES 2p, QUEDANDO DOS ORBITALES 2p PUROS.
ENLACES EN EL ACETILENO
ENLACE EN EL ACETILENO (1)
ENLACES EN EL ACETILENO(2)
ENLACES EN EL ACETILENO(3)
CONCLUSION: LA HIBRIDACION SE PUEDE PRESENTAR DE DIFERENTES FORMAS. PARA HACER LA HIBRIDACION SOLO SE OCUPA EL CARBONO Y EL HIDROGENO.
Números cuánticos Los números cuánticos describen los valores de las variables dinámicas que se conservan en los sistemas cuánticos. Así, los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del Hamiltoniano. En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que nos indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad. En física de partículas también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discreto. hay tres números cuánticos. Estos números cuánticos son:
El número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4 ...), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital. El número cuántico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
El número cuántico de spin (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2. En resumen, el estado cuántico de un electrón está determinado por sus números cuánticos.
El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).
Se aplica a fermiones, son, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia.
En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.
"Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos". Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que:
La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del sistema completo es |ψψ>. Entonces,así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos partículas.
Consecuencias: Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.
Ejemplos: Considerando un átomo neutro de helio, que tiene dos electrones ligados. Estos dos ocupan los estados de mínima energía (1s), si presentan diferente espín. Esto no viola el principio de Pauli, porque el espín es parte del estado cuántico del electrón, así que los dos electrones están ocupando diferentes estados cuánticos (espínorbitales). Sin embargo, el espín sólo puede tomar dos valores propios diferentes.
En un átomo de litio, que contiene tres electrones ligados, el tercer electrón no puede entrar en un estado 1s, y tiene que ocupar uno de los estados 2s (de energía superior). De forma análoga, elementos sucesivos producen capas de energías más y más altas. Las propiedades químicas de un elemento dependen decisivamente del número de electrones en su capa externa, lo que lleva a la tabla periódica de los elementos.
Regla de Hund La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula mini atómica es mas estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o anti paralelos). También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund.
Nota: El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento. Cada espectro de emisión atómico de un átomo es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o anti paralelo).
Por ejemplo:
3 electrones en el orbital 2p; px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0 (px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)
Conclusion: Los tres temas tocados , fue esencial los temas de los fermiones y bosoNes que son las particulas subatomicas mas importantes por la cual esta constituida la materia existen otras pero estas son las mas relevantes sin estas tres ninguna de las leyes se pudiera a ver logrado a igual de la teoria de Hund y tema del los espines “SPDF” QUE ES DONDE SE DETERMINA ELECTRONES DE VALENCIA Y DE DONDE SE GENERO LA TABLA PERIODICA QUE HOY CONOCEMOS”.
Particulas fundamentales en el atomo. 6°CPS. INTEGRANTES Erik Carrillo. Natalia Hernández. Liliana Arroyo.
INDICE. PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO……….4 EL ELECTRON…………………………………………………………….6 LOS ELECTRONES……………………………………….…………….7 EL PROTON…………………………………………………………….….9 EL NEUTRON……………………………………………………...…....12 CONCLUSION…………………………………………………………...13
Introduccion. En este tema veremos las partículas fundamentales que integran al átomo, así como las características sobre cada partícula.
Partículas Fundamentales del atomo:
Las partículas fundamentales de un átomo son los bloques constituyentes básicos de cualquier átomo. El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las interacciones químicas. La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente tabla.
La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del neutrón. La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del electrón. Procederemos a estudiar estas partículas con mayor detalle.
El Electrón: El electrón, comúnmente representado como e− es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto de protones y neutrones. Los electrones tienen la carga eléctrica más pequeña, y su movimiento genera corriente eléctrica. Dado que los electrones de las capas más externas de un átomo definen las atracciones con otros átomos, estas partículas juegan un papel primordial en la química.
Historia y descubrimiento del electrón: La existencia del electrón fue postulada por G. Johnston Stoney, como una unidad de carga en el campo de la electroquímica. El electrón fue descubierto por Thompson en 1897 en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, mientras estudiaba el comportamiento de los rayos catódicos. Influenciado por el trabajo de Maxwell y el descubrimiento de los rayos X, dedujo que en el tubo de rayos catódicos existían unas partículas con carga negativa que denominó corpúsculos.
Los electrones. Es la subparticula de carga negativa que se encuentra girando dentro del átomo. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Electrones en la industria: Los haces de electrones se utilizan en soldaduras. Electrones en el laboratorio: El microscopio electrónico, que utiliza haces de electrones en lugar de fotones, permite ampliar hasta 500.000 veces los objetos. Los efectos cuánticos del electrón son la base del microscopio de efecto túnel, que permite estudiar la materia a escala atómica.
El Protón: Partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleo atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones. El núcleo del átomo de hidrógeno está formado por un único protón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.
El número atómico de un elemento indica el número de protones de su núcleo, y determina de qué elemento se trata. En física nuclear, el protón se emplea como proyectil en grandes aceleradores para bombardear núcleos con el fin de producir partículas fundamentales. Como ion del hidrógeno, el protón desempeña un papel importante en la química.
El Neutrón: El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1.838,4 veces mayor que la del electrón y 1,00014 veces la del protón; juntamente con los protones, los neutrones son los constitutivos fundamentales del núcleo atómico y se les considera como dos formas de una misma partícula: el nucleón. La existencia de los neutrones fue descubierta en 1932 por Chadwick; estudiando la radiación emitida por el berilio bombardeado con partículas, demostró que estaba formada por partículas neutras de gran poder de penetración, las cuales tenían una masa algo superior a la del protón. El número de neutrones en un núcleo estable es constante, pero un neutrón libre, en decir, fuera del núcleo, se desintegra con una vida media de unos 1000 segundos, dando lugar a un protón, un electrón y un neutrino.
CONCLUSION: En el tema que se desarrollo tratamos y comprendimos como esta formado un átomo, cual es la función que desempeña cada partícula y quienes fueron los físicos que descubrieron dichas partículas.
=Métodos de Separación de Mezclas.= equipo #3 6DPS *Castillo Reyes Paloma *Maldonado Ventura Isis *Torres Nopiri Marible
Mezclas. Una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales.
¿Cómo se pueden separar las mezclas? Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos como destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación. Si después de mezclar algunas sustancias, éstas reaccionan químicamente, entonces no se pueden recuperar por medios físicos, pues se han formado compuestos nuevos.
Métodos físicos de separación. CRISTALIZACIÓN Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con curvas de solubilidad diferentes. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución. Para el compuesto menos soluble la disolución llegará a la saturación debido a la eliminación de parte del disolvente y precipitará.
FILTRACIÓN En la filtración, se hace pasar la mezcla por filtros de distintos tamaños, en los que quedan retenidas las partículas de mayor tamaño que los poros del filtro. Es un método sencillo y barato; sólo es útil en algunas situaciones.
DESTILACIÓN La destilación y la destilación fraccionada es el método utilizado cuando se quieren separar dos líquidos y uno de ellos es más volátil que el otro. Es también útil cuando ambos líquidos tengan temperaturas de ebullición parecidas. Cuando calentamos la mezcla el vapor que aparece está compuesto en mayor porcentaje por el líquido más volátil. Se recoge el vapor y se enfría, obteniéndose un líquido de concentración distinta al original. La mezcla inicial ha cambiado también de composición y por tanto también de punto de ebullición.
CROMATOGRAFÍA La cromatografía se utiliza con los fluidos, que pueden ser gases o líquidos, se empuja a circular la mezcla por un sólido o un líquido que permanece estacionario (fase estacionaria). Los distintos componentes de la mezcla circulan a velocidades diferentes por la fase estacionaria, y por lo tanto unos componentes están más tiempo retenidos en ella que otros, emergiendo después. Sirve como método físico de separación.
Centrifugación La centrifugación es un método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de diferente densidad mediante una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza mayor que la de la gravedad, provocando la sedimentación de los sólidos o de las partículas de mayor densidad.
Filtración al vacio La Filtración al vacio es una técnica de separación de mezclas sólido-líquido. La mezcla se introduce en un embudo plano con el papel de filtro acoplado al fondo. Desde el fondo del embudo, se aplica con una bomba, un vacio que succiona la mezcla quedando el sólido atrapado entre los poros del filtro, el resto de la mezcla atraviesa el filtro y queda depositada en el fondo del recipiente.
Introducción Se hablara de la combustión, los elementos que se requieren para llevarla a cabo, los tipos de combustiones que existen, y algunos ejemplos de colores que se dan mediante la combustión de algunos elementos químicos.
¿Qué es la Combustión? La combustión es una reacción química en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de calor y luz. Sin embargo el fenómeno puede manifestarse en forma muy lenta y no ir acompañado de un incremento de la temperatura que nosotros podamos percibir.
Elementos La combustión es una reacción entre un comburente y un combustible, con desprendimiento de luz y calor. Se denomina comburente al medio de reacción que permite que ocurra una combustión. En nuestro planeta, el comburente natural es el oxígeno (O2). Sin oxígeno no es posible una combustión.Se define combustible a toda sustancia capaz de arder.
¿Dónde inicia el procesó de combustión? Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición o de inflamación. El proceso de combustión transcurre esencialmente en fase de vapor. Los sólidos se someten primero a un proceso de descomposición de su estructura molecular, a elevada temperatura, hasta llegar a la formación de gases. Los líquidos primero se vaporizan, luego se mezclan con el comburente y se someten a la acción de la llama para iniciar la reacción.
Tipos de combustión Combustión completa: La combustión completa presenta llama azul pálido, y es la que libera la mayor cantidad de calor comparada con la combustión incompleta del mismo combustible.
*C+O2 = CO2 Combustión incompleta: Libera menor cantidad de calor que la combustión completa del mismo combustible. La combustión es incompleta cuando la cantidad de O2 no es suficiente para quemar de modo completo al combustible.
2C + O2 =2(CO). Produce ese color amarillo-anaranjado a la llama.
Combustiones lentas
Se producen sin emisión de luz y con poca emisión de calor. Se dan en lugares con escasez de aire, combustibles muy compactos o cuando la generación de humos enrarece la atmósfera, como ocurre en sótanos y habitaciones cerradas. Son muy peligrosas, ya que en el caso de que entre aire fresco puede generarse una súbita aceleración del incendio, e incluso una explosión
Combustiones rápidas:
Son las que se producen con fuerte emisión de luz y calor con llamas.
Combustión con exceso de aire: Es la reacción que se produce con una cantidad de aire superior al mínimo necesario. En este tipo de combustión es típica la presencia de oxigeno en los gases de combustión.
La razón por la cual se utiliza normalmente un exceso de aire es hacer reaccionar completamente el combustible disponible en el proceso.
Conclusión La combustión es una reacción entre 2 elementos, combustible y comburente, que tiene dos tipos esenciales completa e incompleta, una ejerce calor y la otra casi no, una de ella puede llegar hacer muy peligrosa porque emite gases que pueden ser muy tóxicos . Y con esta reacción algunos elementos emiten diferentes tipos de colores.
TEMA: NUMEROS CUANTICOS,PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI,PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND. EQUIPO: #6 INTEGRANTES: SANCHEZ VENTURA BRENDA FLORES MEDINA LUISA VALENZUELA MUÑOZ KARINA GRUPO: 6EPS
1.-NUMEROS CUANTICOS
LOS NUMERO CUANTICOS SON 4: n,l,ml y ms LOS NUMEROS CUANTICOS NOS SIRVEN PARA IDENTIFICAR COMO ESTAN COLOCADOS LOS ELECTRONES EN UN ATOMO. EL NUMERO CUANTICO "n" NOS INDICA EL NIVEL DE ENERGIA O LA CAPA EN LA CUAL SE ENCUENTRA UN ELECTRON. EL NUMERO CUANTICO "l" NOS INDICA LA SUBCAPA O EL TIPO DE ORBITAL QUE SE TIENE. EL NUMERO CUANTICO "ml" NOS INDICA HACIA DONDE SE DIRIGE NUESTRO ORBITAL. EL NUMERO CUANTICO "ms" ESTA RELACIONADO CON EL VALOR QUE TIENE UN ELECTRON DENTRO DEL CAMPO MAGNETICO SUS VALORES SON : 1/2 Y -1/2
2.-PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI Wolfgang Ernst Pauli (Viena, 25 de abril de 1900 - Zúrich, 15 de diciembre de 1958) fue un físico austríaco, nacionalizado suizo y luego estadounidense. Se cuenta entre los padres fundadores de la mecánica cuántica; es suyo el principio de exclusión.
Wolfgang Pauli, otro de los principales contribuidores de la teoría cuántica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuánticos, según el cual es imposible que dos electrones -en un átomo- puedan tener la misma energía, el mismo lugar, e idénticos números cuánticos. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de átomos cada vez más pesados, y daba cuenta de por qué la materia ocupa lugar en el espacio.
En un orbital puede haber hasta 2 electrones de spines opuestos, esto significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus 4 números cuánticos iguales.
CONSECUENCIAS El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. El principio de Pauli también es responsable de la estabilidad a gran escala de la materia. Las moléculas no pueden aproximarse arbitrariamente entre sí, porque los electrones ligados a cada molécula no pueden entrar en el mismo estado que los electrones de las moléculas vecinas.
Otro fenómeno físico del que es responsable el principio de Pauli es el ferromagnetismo, en el que el principio de exclusión implica una energía de intercambio que induce al alineamiento paralelo de electrones vecinos (que clásicamente se alinearían antiparalelamente).
3.-PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND Friedrich Hund (4 de febrero, 1896 - 31 de marzo, 1997) fue un físico alemán, conocido por su trabajo en la estructura de átomos y moléculas. Estudió matemáticas, física y geografía en Marburgo y Göttingen. Investigó e impartió clase (de física teórica) en universidades Publicó más de 250 artículos y libros científicos .
En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con espines opuestos.
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o antiparalelos).
Teoría de la hibridación, formación y representación de la hibridación Equipo: #7 6eps Martínez Pérez Diana Gabriela Ramírez González alma rosario García Ramírez Reyna Isabel TEORIA DE HIBRIDACION • La palabra hibrido significa algo asi como cruzado, mezclado. hibridación sp2 significa que se mezcló un orbital s y dos orbitales p para formar un nuevo orbital (mezclado )que se llama ahora sp2. • así sucede con las otras hibridaciones sp3,sp3d sp3d2,se juntan los orbitales para formar estos nuevos orbitales híbridos así se pueden enlazar los átomos entre si LA TEORIA DE HIBRIDACIÒN La teoría de hibridación de orbitales, establecida por Linus Pauling en su obra publicada en 1931 The Nature of che Chemical Bond, complementa la teoría de enlace de valencia a la hora de explicar la formación de enlaces covalentes. En concreto, la hibridación es el mecanismo que justifica la distribución espacial de los pares de electrones de valencia (lineales, triangulares planas y tetraédricas). Los tipos de hibridación de orbitales que necesitamos aplicar para justificar la geometría de las moléculas más simples son: sp, sp2 y sp3. TEORIA DE HIBRIDACION Los orbitales atómicos híbridos resultan de la combinación de las propiedades de los orbitales s, p, d y f. La descripción de un orbital híbrido sp3 se obtiene mediante la combinación de un orbital s y tres orbitales p. De manera similar, un orbital sp2 es un híbrido de un orbital s y dos orbitales p; a su vez, el orbital sp es un híbrido de un orbital s
Se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva, HIBRIDACIÒN DE ORBITALES ATÒMICOS EN EL CARBONO Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal. 1. HIBRIDACIÓN DIGONAL ,O, SP.
Estructura Tipo de compuesto Aleno Acetiluro Geometría Lineal Lineal HIBRIDACIÓN TRIGONAL ,O, SP2
Estructura Tipo de compuesto Carbocatión (ion carbenio) Radical Geometría Trigonal plana Trigonal plana 3. hibridación tetraedral, o, sp3
Estructura Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos Geometría Piramidal Angular Conclusión Un orbital híbrido es una combinación de orbitales atómicos. - El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. - Los orbitales híbridos formados tienen la misma forma y una determinada orientación espacial: sp lineal; sp2 triangular plana y sp3 tetraedro
INDICE: 1.¿Qué es ? 2.Uso 3.TIPOS DE FERMENTACION *Fermentación acética *Fermentación alcohólica *Fermentación butírica *Fermentación de la glicerina *Fermentación láctica
1.-QUE ES?
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.
2.-USOS
El beneficio industrial primario de la fermentación es la conversión del mosto en vino, cebada en cerveza y carbohidratos en dióxido de carbono para hacer pan.
la fermentación de los alimentos sirve a 5 propósitos generales:
♥Enriquecimiento de la dieta a través del desarrollo de una diversidad de sabores, aromas y texturas en los substratos de los alimentos. ♥Preservación de cantidades substanciales de alimentos a través de ácido láctico, etanol, ácido acético y fermentaciones alcalinas. ♥Enriquecimiento de substratos alimenticios con proteína, aminoácidos, ácidos grasos esenciales y vitaminas. ♥Detoxificación durante el proceso de fermentación alimenticia. ♥Disminución de los tiempos de cocinado y de los requerimientos de combustible.
3.-TIPOS DE FERMENTACION
FERMENTACION ALCOHOLICA
La fermentación alcohólica es un proceso anaeróbico que además de generar etanol desprende grandes cantidades de dióxido de carbono (CO2) además de energía para el metabolismo de las bacterias anaeróbicas y levaduras
La fermentación alcohólica es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire , originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono para obtener como productos finales: un alcohol en forma de etanol (CH3-CH2-OH), dióxido de carbono (CO2) en forma de gas y unas moléculas de ATP que consumen los propios microorganismos en su metabolismo celular energético anaeróbico. El etanol resultante se emplea en la elaboración de algunas bebidas alcohólicas, tales como el vino, la cerveza, la sidra, etc. Aunque en la actualidad se empieza a sintetizar también etanol mediante la fermentación a nivel industrial a gran escala para ser empleado como biocombustible. La fermentación alcohólica tiene como finalidad biológica proporcionar energía anaeróbica a los microorganismos unicelulares (levaduras) en ausencia de oxígeno para ello disocian las moléculas de glucosa y obtienen la energía necesaria para sobrevivir, produciendo el alcohol y CO2 como desechos consecuencia de la fermentación.
TIPOS DE FERMENTACIO ALCOHOLICA: ♪Fermentación industrial ♪Fermentaciones naturales ♪Fermentaciones específicas ♪Fermentación del vino ♪Fermentación de la cerveza
FERMENTACION BUTIRICA
Se produce a partir de la lactosa con formación de ácido butírico y gas. Es característica de las bacterias del género Clostridium y se caracteriza por la aparición de olores pútridos y desagradables
FERMENTACION D ELA GLICERINA
El propanotriol, glicerol o glicerina (C3H8O3) (del griego Glykos, dulce) es un alcohol con tres grupos hidroxilos. El glicerol está presente en todos los aceites y grasas animales y vegetales de la forma combinada, es decir, vinculadas a los ácidos grasos como el ácido esteárico, oleico, palmítico y ácido láurico para formar una molécula de triglicéridos
FERMENTACION LACTICA
La fermentación láctica es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desecho es el ácido láctico. Este proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas), hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales; en efecto, la fermentación láctica también se verifica en el tejido muscular cuando, a causa de una intensa actividad motora, no se produce una aportación adecuada de oxígeno que permita el desarrollo de la respiración aeróbica.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES EN EL ÁTOMO Y MASA ATÓMICA
TEMAS: 1-.Que es un átomo? 1.1Partículas del átomo *neutrones *protones *electrones *neutrinos 2-.Que es masa atómica? 2.1Particulas de la masa atómica *peso atómico
QUE ES UN ÁTOMO?? Es la unidad más pequeña de un elemento químico que capaz de entrar en combinación con otra u otras análogas para formar un compuesto químico.
UN EJEMPLO Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES EN EL ÁTOMO Por una parte están los neutrones y los protones, en lo que constituyen el núcleo. El núcleo es la parte del átomo que aporta la mayoría de la masa.
PROTONES : Masa : 1,672 621 637(38)x 10) –27 kg Carga eléctrica : 1,602 176 487 × 10–19 Culombio.
COMPOSICIÓN DE NEUTRONES Y PROTONES 2 quark arriba, 1 quark abajo . Los quarks son constituyentes fundamentales de la materia y las partículas más pequeñas que el hombre ha logrado identificar. Varias especies de quarks se combinan de manera específica para formar partículas tales como protones y neutrones.
EJERCICIOS 13 27Al+3 R=13 protones, 14 neutrones y 10 electrones. 13 27Al R=13 protones, 14 neutrones y 13 electrones 12H R=1 protón, 1 neutrón y 1 electrón
NEUTRINOS Son partículas subatómicas de tipo fermiónico, de carga neutra . los neutrinos tienen masa, aunque el valor de ésta no se conoce con exactitud, en todo caso, sería muy pequeño. QUE ES LA MASA ATÓMICA?? La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento).
Tritio(Hidrogeno -3) 1 proton + 2 neutrones masa atomica =3
PESO ATÓMICO Es un valor asignado a cada elemento para especificar la masa promedio de los átomos que le componen. Tiene un valor decimal precisamente por la diferencia en la abundancia relativa en la que se halla cada isótopo del elemento.Por lo tanto suele expresarse en gramos/mol de elemento.
EJEMPLOS DE PESO ATOMICO DE ALGUNOs ELEMENTOS: ELEMENTO PESO ATOMICO Aluminio 26.98154 Carbono 12.011 Bario 137.34
indice 3. Fermentation 4. fermentation 5. La fermentation en los seres vivos 6. La fermentation en los seres vivos 7. Tipos de fermentacion 8. La fermentacion en alimentos sirve a 5 propositos generales 9. Beneficios de la fermentacion 10. Beneficios de la fermentacion 11. Fermentacion lactica 12. Fermentacion lactica 13. Fermentacion alcoholica 14. Proceso de fermentacion 15. Proceso de fermentacion 16. Proceso de fermentacion 17. Resumen 18. conclusion
La fermentación
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones. La fermentación fue descubierta por Louis Pasteur, que la describió como la vida sin el aire. La fermentación típica es llevada a cabo por las levaduras. También algunos metazoos y protistas son capaces de realizarla.
La fermentación en los seres vivos
En los seres vivos, la fermentación es un proceso anaeróbico y en él no interviene la mitocondria ni la cadena respiratoria. Son propias de los microorganismos, como algunas bacterias y levaduras. También se produce la fermentación en la mayoría de las células de los animales (incluido el hombre), excepto en las neuronas que mueren rápidamente si no pueden realizar la respiración celular. Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias y se ven obligadas a fermentar. El tejido muscular de los animales realiza la fermentación láctica, cuando el aporte de oxígeno a las células musculares no es suficiente para el metabolismo aerobio y la contracción muscular.
Tipos de fermentación
Las fermentaciones pueden ser: naturales, cuando las condiciones ambientales permiten la interacción de los microorganismos y los sustratos orgánicos susceptibles; o artificiales, cuando el hombre propicia condiciones y el contacto referido.
La fermentación en alimentos sirve a 5 propósitos generales
Enriquecimiento de la dieta a través del desarrollo de una diversidad de sabores, aromas y texturas en los substratos de los alimentos. Preservación de cantidades substanciales de alimentos a través de ácido láctico, etanol, ácido acético y fermentaciones alcalinas. Enriquecimiento de substratos alimenticios con proteína, aminoácidos, ácidos grasos esenciales y vitaminas. Detoxificación durante el proceso de fermentación alimenticia. Disminución de los tiempos de cocinado y de los requerimientos de combustible.
Beneficios de la fermentacion
El ácido producido en la fermentación ayuda a preservar el alimento. En las avenas machacadas fermentadas, los ácidos principales son el láctico y el acético. En Tanzania, los niños alimentados con avena machacada fermentada tienen menos diarreas que los que se alimentan con avena machacada sin fermentar. El avena machacada está a menudo contaminada con bacterias que causan diarrea debido a la impureza del agua o la mala higiene. La fermentación ayuda a reducir la contaminación porque estas bacterias perjudiciales no se pueden multiplicar con tanta facilidad en los alimentos fermentados. La fermentación mejora la absorción de importantes nutrientes, particularmente hierro y zinc. La fermentación mejora el contenido proteico y agrega vitaminas y minerales. Mucha gente prefiere el sabor de los alimentos fermentados. Se ha sugerido que el sabor agrio ayuda a restaurar el apetito cuando la gente está enferma.
La fermentación láctica es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desechEste proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas), hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales; en efecto, la fermentación láctica también se verifica en el tejido muscular cuando, a causa de una intensa actividad motora, no se produce una aportación adecuada de oxígeno que permita el desarrollo de la respiración aeróbica. Cuando el ácido láctico se acumula en las células musculares produce síntomas asociados con la fatiga muscular. Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias de manera que se ven obligadas a obtener energía por medio de la fermentación láctica; por el contrario, el parenquima muere rápidamente ya que no fermentan, y su única fuente de energía es la respiración.o es el ácido láctico.
Fermentación alcohólica
La fermentación alcohólica (denominada también como fermentación del etanol o incluso fermentación etílica) es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire (oxígeno - O2), originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono (por regla general azúcares: como pueden ser por ejemplo la glucosa, la fructosa, la sacarosa, el almidón, etc.) Nota: De acuerdo al tipo de fermentación, algunos productos (ej. alcohol) pueden ser dañinos para la salud.
Proceso de fermentación
1) crecimiento 2) desarrollo: proceso por el cual el organismo se desarrolla, produce y propaga implica el crecimiento individual del microorganismo y los crecimientos de la colonia por medio de la reproducción. 3) conservación celular. A) anabolismo: proceso de construcción del microorganismo (hay consumo de energía suministrada por la desasimilación) B) asimilación: proceso endoenergético por el cual una sustancia del sustrato pasa a formar parte del microorganismo C) biosíntesis: proceso endoenergético por el cual el microorganismo sintetiza las sustancias asimilables. es la formación de compuestos complejos dentro de la célula en cantidades mayores alas necesarias para el sostenimiento de las actividades normales de la vida. los compuestos biositetizados (vitaminas, enzimas, antibióticos, toxinas, etc.) con gran frecuencia son eliminados de la célula pasando al sustrato D) catabolismo o desasimilación: es un proceso destructivo. Se transforman sustancias sintetizadas en compuestos de menor energía => se pone en libertad energía. la desasimilación se produce dentro de la célula pero los productos son expulsados al sustrato o medio que la rodea. los compuestos resultantes son los productos industriales buscados por fermentación. la energía liberada es en parte consumida por el proceso de anabolismo y el resto se libera en forma de calor.
Resumen
La fermentación sirve para la preservación en algunos alimentos y la fabricación de otros ayudando a ingerir bacterias benéficas al organismo y reteniendo por mas tiempo el estado de algunos de esos alimentos.
Conclusión
A través de nuestra alimentación encontremos las herramientas necesarias para llevar una vida mas sana, algunos de ellos son alimentos fermentados por ejemplo el yogurt.
Grado y grupo: 6cps Equipo: #2 Tema: La fermentación Integrantes del equipo: Estrada Zepeda Luis Alfredo Gonzales Tiznado Juan Edgar Peñaloza Moran Christian David
Formación, representación y características de los orbitales híbridos.
Integrantes: 6FPS Camacho Aguayo Luis Gutiérrez Gutiérrez Alfonso Rivera Gómez Marisol
Teoria de la hibridacion La teoría fue propuesta por el químico Linus Pauling. Se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva
El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: estado basal y estado de hibridación
ESTADO BASAL.- Es cuando el átomo se encuentra aislado de toda exitacion magnetica
ESTADO DE HIBRIDACIÓN.- Es cuando el átomo recibe una exitacion magnetica
HIBRIDACION sp Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Por ejemplo: CH2
HIBRIDACION sp² Esta hibridación, es aplicable a todas las estructuras trigonales planas, que permite que se enlacen otros tres átomos formando 120º. Ejemplo: BCL3
HIBRIDACION sp³ La disposición de los pares de electrones adopten una geometría tetraédrica. Estos enlaces usan electrones ubicados en los orbitales de la capa de valencia…
RUELAS RUELAS SAYURI MONSERRAT MOROYOQUI CARBAJAL MARITZA DE LA VEGA DIAZ JAMI IVONE
JOHN DALTON * El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones. * Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. * En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.
J.J Thompson
El "Modelo atómico de Thomson", también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón,[1] antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.
RUTHERFORD
El "Modelo atómico de Thomson", también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón,[1] antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.
BORH
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
SOMMERFELD
El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913). El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes para un nivel energético dado.
Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones y de electrones.
Difracción de neutrones: Son método para la determinación de la estructura atómica.
1.Los Rayos x.
2.La alternativa es utilizar proyectiles que impacten sobre los núcleos.
Electronegatividad : La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
Escalas de electronegatividad: Iónico (diferencia superior o igual a 1.8) Covalente polar (diferencia entre 1.8 y 0.4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Energía de ionización: El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón. Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
afinidad electronica: La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomfundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivoo gaseoso neutro en su estado
INTEGRANTES Galindo Hernández Epifanio Ocegueda Meraz Armando Barragán Padilla Jonathan
[Numeros Cuanticos,Principio de Exclusion de Pauli & Maxima Multiplicidad de Hund] '6 CTPS' Integrantes -Rangel Valdez Aida Tanairy -Cortes Garcia Brenda Janeth -Martinez Salazar Javier
INDICE Portada…………………………………………....……………1 Integrantes………………………………………………….….2 Índice…………………………………………………………....3 Introducción…………………………………………………...4 Números Cuánticos…………………………………………..5 Descripición de los números cuánticos…………………..6 Principio de Exclusión de Pauli……………………………..7 Desarrollo…………………………………………………...8 &9 Máxima multiplicidad de Hund……………………..10 &11 Conclusión……………………………………………..……..12
[Introduccion] En este tema hablaremos sobre los número cuánticos la descripción de cada uno de ellos asi como el princio de exclusión de Pauli y la maxima multiplicidad de Hund.
[Numeros Cuanticos] Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann.
[Desarrollo]
-Numero Cuantico Principal: [n] Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,....
-Numero Cuantico Azimutal: [l] Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1.
-Numero Cuantico Magnetico: [m] Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l
-Numero Cuantico De Spin: [s] Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.
[Principio de Exclusion de Pauli] CONTINUACION.... '6CPS' Integrantes -Rangel Valdez Aida Tanairy -Cortes Garcia Brenda Janeth -Martinez Salazar Javier
[Principio De Exclusion de Pauli] El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual).
[Desarrollo] El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres. El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.
[Maxima Multiplicidad de Hund] En química cuántica se conoce la regla de Hund, que estipula que, cuando en el nivel más alto hay varios orbitales con la misma energía (degenerados), el alineamiento del espín de los electrones desapareados es ferromagnético. Con esto se explica el paramagnetismo del dioxígeno, y de los cationes de muchos metales de transición. Principio de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con espines opuestos. También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de espines). Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o antiparalelos).
John Dalton descubrió la teoría del átomo..1803 Eectron joseph John Thompson...1897 proton:ernest rutthenford....1918 Neutrón james Chadwick...1932
El atomo & sus particulas...
Los átomos no son las partículas mas pequeñas que existen: Están formados por partículas mas pequeñas, llamadas partículas subatómicas: Distintas investigaciones llevaron al descubrimiento de tres partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones.
PARTICULAS CARGA MASA gr u.m.a ELECTRISCAS
Electrón -1. 9.11x10-28 1/1823
Protón +1 1.673x10-24 1.007277
Neutrón 0 1.673x10-24 1.006665
ELECTRONES
El electrón (del griego ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones. El electrón es un tipo de partícula subatómica denominada leptón, y parece ser una de las partículas fundamentales (es decir, que no puede ser dividida en constituyentes más pequeños) de acuerdo con el modelo estándar de partículas El electrón tiene una carga eléctrica negativa de −1,6 × 10−19 coulombs y una masa de 9,1 × 10-31 kg (0,51 MeV/c2), que es aproximadamente 1800 veces menor que la masa del protón.
PROTOMNES =)
Los protones tienen una carga del mismo valor, pero con polaridad opuesta, es decir +1. La carga fundamental tiene un valor de 1.602 x 10-19 columbs es la cantidad más pequeña de electricidad positiva que existe individualmente. Cada elemento tiene asociados dos valores numéricos que indican el número de partículas fundamentales que posee :
Z.- NUMERO ATOMICO, indica el número de electrones de la corteza o el número de protones (ya que ambos coinciden).
A.- NUMERO MASICO, indica la suma de protones y neutrones presentes, y por tanto la masa del átomo.
NEUTRONES =)
El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1000 veces mayor que la del electrón y 1,00014 veces la del protón; juntamente con los protones, los neutrones son los constitutivos fundamentales del núcleo atómico y se les considera como dos formas de una misma partícula: el nucleón.
La existencia de los neutrones fue descubierta en 1932 por Chadwick; estudiando la radiación emitida por el berilio bombardeado con partículas , demostró que estaba formada por partículas neutras de gran poder de penetración, las cuales tenían una masa algo superior a la del protón.
6CPS. METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS INTEGRANTES: VICTOR FERNANDO ELENA MARIAS ALAIN ALEXIS VEGA BARRERA ISRAEL MARTINEZ VARGAS INTRODUCCION El trabajo que a continuación se presentará contiene información relacionada con la "separación de mezclas", lo cual tiene una gran importancia porque se conoce sobre propiedades, instrumentos y métodos adecuados para separar mezclas. Índice Destilación Evaporación Centrifugación Levigación Imantación Cromatografía Decantación Filtración Tamizado DESTILACION La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles. La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación. EVAPORACION Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase. Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc… CENTRIFUGACION Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan al fondo y las más livianas queden en la parte superior.
LEVIGACION Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean. IMANTACION Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuente atractora, que si es suficientemente grande, logra que los materiales se acercan a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no. CROMATOGRAFÍA La cromatografía se utiliza con los fluidos, que pueden ser gases o líquidos, se empuja a circular la mezcla por un sólido o un líquido que permanece estacionario (fase estacionaria). Los distintos componentes de la mezcla circulan a velocidades diferentes por la fase estacionaria, y por lo tanto unos componentes están más tiempo retenidos en ella que otros, emergiendo después. Sirve como método físico de separación. DECANTACION Es la separación mecánica de un sólido de grano grueso, insoluble, en un líquido; consiste en verter cuidadosamente el líquido, después de que se ha sedimentado el sólido. Por este proceso se separan dos líquidos miscibles, de diferente densidad, por ejemplo, agua y aceite. FILTRACION En la filtración, se hace pasar la mezcla por filtros de distintos tamaños, en los que quedan retenidas las partículas de mayor tamaño que los poros del filtro. Es un método sencillo y barato; sólo es útil en algunas situaciones. Es uno de los métodos más simples de separación física, que no altera las propiedades de las sustancias que intervienen. TAMIZADO Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están elaborados en telas metálicas. Conclusión Como se pudo observar, hay diferentes métodos para separar las mezclas, unas son especiales para separar cierto tipo de mezclas o sustancias dependiendo de sus propiedades. Los métodos requieren la intervención de la mano humana para llevarse a cabo.
Períodos Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7 La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau. Bloques
Tabla periódica dividida en bloques. La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f
Valencia. Un elemento tiene valencia 1,2,3 si un átomo de ese elemento se combina con ( o sustituye a ) 1 ,2,3 átomos de hidrógeno, respectivamente Una ecuación química de las proporciones en la masa de todos los cuerpos que intervienen y las proporciones en volumen de los que intervienen en estado gaseoso. Ejemplo: Fe2O3 + 3CO ---------> 3CO2 + 2Fe 56*2+16*3 22.4*3 22,4*3 56*2 160g 67.21 67.21 112g
Equipo #8 6eps Integrantes: Urias Salcido Jesus Adalbreto Carrillo Herrera Jhonatan Bojorquez Rendon Iram
Primera parte Grupos A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica son: Grupo 1: (I) los metales alcalinos Grupo 2: (II) los metales alcalinotérreos Grupo 3: (III) Familia del Escandio Grupo 4: (IV) Familia del Titanio Grupo 5: (V) Familia del Vanadio Grupo 6: (VI) Familia del Cromo Grupo 7: (VII)Familia del Manganeso Grupo 8: (VIII) Familia del Hierro Grupo 9: (IX) Familia del Cobalto Grupo 10: (X)Familia del Níquel Grupo 11: (XI)Familia del Cobre Grupo 12: (XII)Familia del Zinc Grupo 13 (XIII): los térreos Grupo 14 (XIV): los carbonoideos Grupo 15 (XV): los nitrogenoideos Grupo 16 (XVI): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (XVII): los halógenos Grupo 18 (XVIII): los gases nobles
Serie química Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera. Los elementos de esta tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias. Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica. Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido: Alcalinos (grupo 1) Alcalinotérreos (grupo 2) Halógenos (grupo 17) Gases nobles (grupo 18) Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: el grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso: Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11) Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13) Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14) Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15) Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16) Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica: Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f Bloque g A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series: Lantánidos Actínidos Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como: Elementos representativos Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma: Metales alcalinos y metales alcalinotérreos Metales de transición (y metales de transición interna) Metales del bloque p Metaloides o semimetales No metales Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa. Finalmente, otras familias de elementos: Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro) Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino)
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Períodos Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7 La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau. Bloques
Tabla periódica dividida en bloques. La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f
Valencia. Un elemento tiene valencia 1,2,3 si un átomo de ese elemento se combina con ( o sustituye a ) 1 ,2,3 átomos de hidrógeno, respectivamente Una ecuación química de las proporciones en la masa de todos los cuerpos que intervienen y las proporciones en volumen de los que intervienen en estado gaseoso. Ejemplo: Fe2O3 + 3CO ---------> 3CO2 + 2Fe 56*2+16*3 22.4*3 22,4*3 56*2 160g 67.21 67.21 112g
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• Combustion: podríamos decir que la combustión es una reacción química rápida entre dos sustancias, que es generalmente acompañada por la generación de calor y luz en forma de Flama.
Energía desprendida en la combustión de un gramo de sustancia. • Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada o ajustada. EJEMPLO: 2H2 + O2 = 2H2O
NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO Composición o síntesis Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto 2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
Descomposición o análisis Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula : 2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)
Energía desprendida en la combustión de un gramo de sustancia. Combustible Valor energético Madera ~18 kJ/g Carbón (antracita) 31 kJ/g Gasolina 49 kJ/g Gas natural 53 kJ/g Hidrógeno 142 kJ/g
Aspectos físicos y químicos de la combustión:La combustión también puede emitir energía luminosa, especialmente en la porción infrarroja del espectro luminoso. La luz emitida por una Flama, se origina de la presencia de partículas en estado de excitación eléctrica y de iones, radicales y electrones. Otro detalle que encontramos entre las curiosidades de la combustión, es que todos los combustibles corrientes contienen Carbono (C). La hulla y el coque son carbono más o menos puro; el gas de la ciudad, el butano, la gasolina, el petróleo y el aceite pesado son compuestos orgánicos de carbono e hidrógeno, mejor conocidos por todos nosotros como Hidrocarburos. Reacciones de combustión En este experimento vamos a estudiar la combustión de una vela y vamos a ver cómo es necesaria la presencia de oxígeno para la combustión y cómo este oxígeno se consume en el proceso. Se trata de un experimento muy famoso que realizó Lavoisier en la segunda mitad del siglo XVIII.
2da parte:La combustión: La combustión es un tipo de reacción química en la que los reactivos son el combustible y el oxígeno del aire, y los productos suelen ser (aunque no siempre) dióxido de carbono y vapor de agua. Fijémonos en los siguientes ejemplos. • Butano + oxigeno ⇒ dióxido de carbono + agua • Alcohol + oxígeno ⇒ dióxido de carbono + agua • Carbono + oxígeno ⇒ dióxido de carbono Reacciones de combustión: • Combustión de hidrocarburos con O2 • Hidrocarburo+Oxígeno CO2+H2O • EJEMPLOS: • a) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O • b) C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O Ésta consiste en una combinación química con el oxígeno de la atmósfera para dar dióxido de carbono y agua. Se obtiene una gran cantidad de energía que se utiliza con fines industriales y domésticos. Un ejemplo de reacción de combustión puede ser la del metano (gas natural): metano + oxígeno dióxido de carbono + agua + energía CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 890 Kg/mol • Las reacciones químicas implicadas en la combustión no suelen, al contrario de lo que sucede en la oxidación, producirse de forma espontánea. Una fuga de gas puede permanecer un tiempo considerable sin que se produzca reacción alguna, pues es necesario un iniciador, como puede ser el contacto con una llama o chispa accidental, para que la combustión de comienzo. Combustión estequiométrica o teórica Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción. En este tipo de combustión no hay presencia de oxigeno en los humos, debido a que este se ha empleado íntegramente en la reacción. Aplicaciones de las reacciones de combustión
3ra parte:Las reacciones de combustión son muy útiles para la industria de procesos ya que permiten disponer de energía para otros usos y generalmente se realizan en equipos de proceso como hornos, calderas y todo tipo de cámaras de combustión ¿Que pasa en una combustión pobre? Una llama pobre, con poca entrada de aire al mechero, tiene forma vacilante, es de color rojizo (menor temperatura) y más oscura porque contiene muchas partículas de hollín, y produce humos que manchan. Teorías de la combustión:Desde el principio de los tiempos, la combustión ha estado con nosotros, pero sólo recién en los tiempos de Aristóteles se le ha observado con seriedad. Éste definió que el fuego era uno de los cuatro compuestos que componían toda la materia. Después de esta explicación debieron pasar siglos hasta que alguien, para ser más preciso, el médico Ernst Stahl, intentara explicar la naturaleza de la combustión mediante un método serio. Resumen: Se hablo de que la combustion es una reacción química que genera calor y luz . También del el triangulo de fuego que tiene 3 componente que son: combustible ,oxigeno y calor. EFECTOS AMBIENTALES Uno de los efectos más importantes y, por desgracia, más comunes de la combustión es la contaminación del aire. Esta contaminación consiste en la presencia en la atmósfera de una o varias sustancias en tales concentraciones que puedan originar riesgos, daños o molestias a las personas y al resto de seres vivos, perjuicios a los bienes o cambios de clima. Las reacciones de combustión son exotérmicas: desprenden energía; ésta es una de las aplicaciones más importantes: se utilizan como fuente de energía. Los peligros del monóxido de carbono: En las combustiones incompletas en los calentadores de agua o en los motores de los coches mal regulados, además de vapor de agua y dióxido de carbono. El principal protagonista de la combustión es el oxígeno. La vida no sería posible sin él; y la combustión, tampoco. Pero para que se produzca una reacción de combustión hace falta también un combustible. • El alcohol, el butano o la madera son combustibles. • Las piedras o el casco de un bombero, sin embargo, son incombustibles. La lumbre de una chimenea cuyo tiro está muy cerrado, de forma que entra poco oxígeno, puede causar peligrosas intoxicaciones por monóxido de carbono. Si la combustión del carbón de piedra y de la madera es muy incompleta, se forma brea. La mayoría de los combustibles contiene sustancias minerales que no arden y quedan en forma de ceniza.
Combustión completa Ocurre cuando las sustancias combustibles reaccionan hasta el máximo grado posible de oxidación. En este caso no habrá presencia de sustancias combustibles en los productos o humos de la reacción.
Combustión incompleta Se produce cuando no se alcanza el grado máximo de oxidación y hay presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de la reacción.Al fumar un cigarrillo, se genera un proceso de combustión incompleta, durante el cual ocurren tres tipos de reacciones químicas: pirólisis, pirosíntesis y destilación de ciertos compuestos. Conclusión: Una manera fácil de producir calor es mediante una reacción química de combustión. En combustión obtenemos calor combinando un combustible (gasolina, butano, madera...) con el oxígeno del aire.
Los Métodos de Separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes de una mezcla, tales como: Punto de Ebullición, Densidad, Presión de Vapor, Punto de Fusión, Solubilidad, etc.
Los métodos mas conocidos son:
SEDIMENTACION:Este es un proceso basado en la diferencia de pesos mayores al del agua
FILTRACION:El procedimiento de filtración esta basada en la propiedad física de la diferentes tamaños de partículas.
DESTILACION:Separación basada en la propiedad física de diferentes puntos de ebullición.
EVAPORACION:Proceso de separación basada en diferentes temperaturas de evaporación
CRISTALIZACION:Basada en la propiedad química de diferencia de temperatura de solidificación. Por fusión:para cristalizar una sustancia como el azufre por este procedimiento, se coloca el azufre en un crisol y se funde por calentamiento, se enfría y cuando se ha formado una costra en la superficie, se hace un agujero en ella y se invierte bruscamente el crisol, vertiendo el líquido que queda dentro. Se observará una hermosa malla de cristales en el interior del crisol.
Por disolución: Consiste en saturar un líquido o disolvente, por medio de un sólido o soluto y dejar que se vaya evaporando lentamente, hasta que se han formado los cristales. También puede hacerse una disolución concentrada en caliente y dejarla enfriar. Si el enfriamiento es rápido, se obtendrán cristales pequeños, y si es lento, cristales grandes.
Sublimación: Es el paso directo de un sólido gas, como sucede con el Iodo y la naftalina al ser calentados, ya que al enfriarse, los gases originan la cristalización por enfriamiento rápido.
CENTRIFUGACION: Proceso mecánico que permite, por medio de un movimiento acelerado de rotación, provocar la sedimentación de los componentes de una mezcla con diferente densidad. Para ello se usa una máquina especial llamada centrífuga. Ejemplo: se pueden separar las grasas mezcladas en los líquidos, como la leche, o bien los paquetes celulares de la sangre, separándolos del suero sanguíneo. aquí como tantas ocasiones pondremos de ejemplo al talco como solido, para acelerar su sedimentación se aplica una fuerza centrifuga la cual acelera dicha sedimentación, el movimiento gravitacionál circular por su fuerza se logra la separación DECANTACION: La decantación es un proceso físico de separación de mezclas, especial para separar mezclas heterogéneas, estas pueden ser exclusivamente líquido – líquido ó sólido – líquido. Esta técnica se basa en la diferencia de densidades entre los dos componentes, que hace que dejándolos en reposo se separen quedando el más denso arriba y el más fluido abajo. Para realizar esta técnica se utiliza como instrumento principal un embudo de decantación, que es de cristal y esta provisto de una llave en la parte inferior. CROMATOGRAFIA La palabra cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los componentes separados eran colorantes. Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes viajen de una fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor separación. Las técnicas cromatográficas se basan en la aplicación de la mezcla en un punto (punto de inyección o aplicación) seguido de la influencia de la fase móvil Clasificación de la cromatografía:
Tema: Masa atomica y mOdelos atomicos Grupo: 6FPS! Intengrantes: Gomez Rodriguez Cristian Miguel Ceballos Bucio Martin Cervantes Mesa MigueL Isai
Masa atómica Definición:La masa atómica es la masa de un átomo en reposo. En pocas palabras la masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.
Historia de la masa atómica En la historia de la química, los primeros científicos en determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre 1803 y 1805, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación al elemento hidrógeno, el más ligero, tomándolo como 1, y en 1820
La Masa atómica y sus relaciones: La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico
El peso atómico. se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre,
La masa atómica relativa Es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica
Modelos atómicos. Definición: Un modelo atómico es una representación grafica de la materia al nivel atomico.Tiene como finalidad la facilitación de su estudio a través de la abstracción de la logia de una átomo a un esquema
Historia de modelos atómicos Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Descubrimientos experimentales 1808 Jon DaltonDurante el s .XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
1897 J. J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson
1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)
1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. Modelo atómico de Bohr
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones. La fermentación fue descubierta por Louis Pasteur, que la describió como la vida sin el aire. La fermentación típica es llevada a cabo por las levaduras. También algunos metazoos y protistas son capaces de realizarla.
La fermentación en los seres vivos
En los seres vivos, la fermentación es un proceso anaeróbico y en él no interviene la mitocondria ni la cadena respiratoria. Son propias de los microorganismos, como algunas bacterias y levaduras. También se produce la fermentación en la mayoría de las células de los animales (incluido el hombre), excepto en las neuronas que mueren rápidamente si no pueden realizar la respiración celular. Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias y se ven obligadas a fermentar. El tejido muscular de los animales realiza la fermentación láctica, cuando el aporte de oxígeno a las células musculares no es suficiente para el metabolismo aerobio y la contracción muscular.
!FERMENTACION ACETICA! La fermentación acética es la fermentación bacteriana, un género de bacterias aeróbicas, que transforma el alcohol en ácido acético. La fermentación acética del vino proporciona el vinagre debido a un exceso de oxígeno y es considerado uno de los fallos del vino. Características La formación de ácido acético (CH3COOH) resulta de la oxidación de un alcohol por la bacteria del vinagre en presencia del oxígeno del aire. .
FERMENTACION ALCOHOLICA! La fermentación alcohólica es un proceso anaeróbico que además de generar etanol desprende grandes cantidades de dióxido de carbono (CO2). La fermentación alcohólica (denominada también como fermentación del etanol o incluso fermentación etílica).
en conclusion la fermentacion nos ayuda
enl los alimentos a ke sepan mejor duren mas etc.
en nosotros podemos regenerr algunas neuronas...
Fermentación Láctica Es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desecho es el ácido láctico Este proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas) hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales.
DESTILACION: La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles. La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.
Evaporacion: Consiste ne calentar las mezclas hasta el punto de ebullicion de uno de los componentes y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este metodo se emplea si no tenemos interes en utilizar en componente evaporado.
Centrifugacion: Es un procedimiento que se utiliza para acelarar la sedimentacion.Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga lo cual tiene un moviemiento de rotacion constante y rapido logrando que las particulas de mayor densidad se vayan al fondo y las mas livianas se queden arriba.
Levigacion: Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales mas livianos atravez de una mayor distancia mientras que los mas pesados se van depositando, de esta manera hay una separacion de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.
Imantacion: Se fundamente en la propiedad de algunos materiales de ser atraidos por un iman el campo magnetico del iman gemera una fuente atractora que si es suficientemente granse logar que los materiales vayan hacia el. Para poder utiñizatr este metodo es necesario que uno de los componentes sea atraido y el resto de los componentes no.
Decantacion: Consiste en separa materiales de distinta densidad.Su findamento es que el material ams denso en la cromatografia de gases, la mescla disuelta o no, es transportada por la primera especie quimica sobre la segunda, que se encuentra inmovil formando un lecho o camino. Ambos materiales utilizaran las fuerzas de atraccion disponibles.
Filtracion: Se fundamente en que algunos de los componentes de la mezcla no es soluble, en el otro se encuantra un solido y otro liquido, se hace pasar la mezcla traves de una placa poroza o un filtro de papel el solidop se quedara en la superficie y el otro pasara.
Cromatografia de Gases: Es una tecnica cuya base se encuentra en diferentes grados de absorcion que a nivel superficial se pueden dar entre diferentes especies quimicas. En la cromatografia de gases la mezcla disuelta o no es transportada por la primera especie quimica sobre la segunda que se encuantra inmovil formando un lecho o camino.
CROMATOGRAFIA EN PAPEL: Se utiliza mucho en bioquímica, es un proceso donde el absorbente lo constituye un papel de Filtro. Una vez corrido el disolvente se retira el papel y se deja secar, se trata con un reactivo químico con el fin de poder revelar las manchas. Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.
Tamizado: Consiste en separa particulas solidas de acuerdo a su tamaño. Practicamente es utilizar coladores de distintos tamaños en los orificios colocados de forma consecutiva, en orden decresiente, de acuerdo al tamaño de los orificios, es decir los de orificios mas grandes se encuentran arriba y los mas chicos abajo, los coladores reciben el nombre de tamiz y estan elaborados en telas metalicas.
Conclusion: Al observas y investigar sobre dicha informacion "separacion de mesclaz hemos llegado a entender que para realizar cualquier separacion de mesclaz primero debemos saber su estado fisico, caracteristicas y propiedades. Es interesante realizar una mescla pero es mas importantes tener en claro cuales componentes se mezclan para que a la hora se separarlos usemos la tecnica mas adecuada.
La masa atómica y los modelos atómicos. Integrantes:
Jesús Antonio Rodríguez Rosales
Adrián Contreras Eguino
Misael Corral Rojo 6cps. La masa atómica. La masa atómica es la masa de un átomo en reposo. En otras palabras, la masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo. En el Sistema Internacional, su unidad es la masa atómica unificada. Modelo atómico de Dalton. Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos. Los postulados básicos de esta teoría atómica son: La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc. Modelo Atómico de Thompson:. Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:
Electrones, con carga eléctrica negativa Protones, con carga eléctrica positiva Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía
Modelo Atómico de Bohr Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es posterior.
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente Segundo postulado el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: Ea - Eb = h · n Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión). Correcciones al modelo de Bohr: números cuánticos. En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:
Número cuántico secundario o azimutal (l) Número cuántico magnético (m) Número cuántico de espín (s) CONCLUCION. Con esto aprendimos que la masa atómica es la masa de un átomo en reposo. También vimos los modelos atómicos de varios científicos como lo son: DALTON THOMPSON RUTHERFORD BOHR
Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus similitudes de sus propiedades físicas y químicas.
LINEA DEL TIEMPO
Johann Dobereiner: En 1829, clasificó algunos elementos en grupos de tres, que denominó triadas.
John Newlands: En 1863 propuso que los elementos se ordenaran en “octavas"
Dmitri Mendeleev: En 1869 publicó una Tabla de los elementos organizada según la masa atómica de los mismos
Lothar Meyer: Al mismo tiempo publico su propia tabla de los elementos ordenados
Henry Moseley En 1913, mediante estudios de rayos X, determinó la carga nuclear (número atómico) de los elementos
Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los elementos según sus masas atómicas. Ambos dejaron espacios vacíos donde deberían encajar algunos elementos entonces desconocidos.
¿Qué es un periodo? El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.
Los PERIODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles o capas.
¿Qué es un grupo? Los elementos que conforman un mismo GRUPO presentan propiedades físicas y químicas similares. Las columnas verticales de la Tabla Periódica se denominan GRUPOS (o FAMILIAS)
Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.
Carácter metálico Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir los metales son muy poco electronegativos Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy electronegativo Los gases nobles no tienen carácter metálico ni no metálico Los semimetales no tienen muy definido su carácter, se sitúan bordeando la divisoria
Metales alcalinos: El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas. Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban álcalis. No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales . Ejemplos: El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas abundante en el agua del mar. El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.
Metales alcalinotérreos: Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos
Metales de transición: TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE METÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN
Halógenos: Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se encuentran principalmente en forma de sales disueltas en el agua del mar.
Gases Nobles: Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan frente a otros elementos químicos
Número de oxidación: La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación. Se puede definir como el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une a otro elemento.
El número de oxidación está relacionado con la configuración electrónica: En un mismo grupo los elementos suelen presentar números de oxidación comunes. El número de oxidación más alto coincide con el número de grupo(1-7)
Metales alcalinos Tienen número de oxidación +1 porque tienden a “perder” el último electrón.
Metales alcalinotérreos Tienden a “perder” los dos electrones de valencia por lo que su número de oxidación es +2.
Familia del Boro Tienden en general a “perder” sus tres electrones externos por lo que tienen número de oxidación +3
Familia del Carbono Presenta en general números de oxidación +2 y +4, Aunque en el caso del Carbono es frecuente que también pueda “ganar” cuatro electrones -4
Familia del Nitrógeno Tienden a “ganar” tres electrones y por tanto presentan número de oxidación -3 pero también pueden “perder” esos cinco electrones finales y adquirir el número de oxidación +5
Familia del Oxígeno Tienden a “ganar” dos electrones por lo que su número de oxidación fundamental es -2, aunque pueden presentar otros como +2, +4 y +6
Halógenos Tienden a “ganar” un electrón por lo que su número de oxidación fundamental es -1, aunque pueden presentar otros como +1, +3, +5 y +7
Gases Nobles No tienen tendencia ni a “ganar” ni a “perder” electrones por lo que su número de oxidación es 0.
Metales de transición Para los metales de transición la situación es mucho más compleja debido a la existencia de los orbitales d internos. Ejemplos: Sc +3 Ti +3,+4 V +2,+3,+4,+5 Cr +2,+3,+6 Mn +2, +3, +4, +6, +7. Fe , Co y Ni +2,+3 Cu +1,+2 Zn +2 Ag +1 Cd +2 Au +1, +3 Hg +1,+2
Valencia También conocida como numero de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. un enlace co-valente significa que los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un electrón adicional.
INTEGRANTES: GONZALEZ TOPETE ANGEL ARANDA LEON MANUEL RUIZ AGUILAR JESUS ALONSO
• La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente sin oxigeno siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones. ALGUNOS TIPOS DE FERMENTACION • Fermentación acética • Fermentación alcohólica • Fermentación butírica • Fermentación de la glicerina • Fermentación láctica Que es exactamente la fermentación • El significado científico de la fermentación, es que la energía de levitación anaeróbica del metabolismo de unos nutrientes, tales como el azúcar convierte a estos nutrientes en ácido láctico, ácido acético, y etanol. Éstos son el producto final de fermentación de algunos microorganismos: • La fermentación como uso industrial • La fermentación se puede utilizar en algunos vinos, cevada, cerveza y en el pan.
• levadura • Se denomina levadura a cualquiera de los diversos hongos microscópicos unicelulares que son importantes por su capacidad para realizar la descomposición mediante fermentación de diversos cuerpos orgánicos, principalmente los azúcares o hidratos de carbono, produciendo distintas sustancia. • El proceso de fermentación : • El proceso de fermentación es sin oxigeno; ello significa que el receptor final de los electrones del NADH producido en la glucólisis no es el oxígeno, sino un compuesto orgánico que se reducirá para poder reoxidar el NADH a NAD+. • Que es NADH? • La di nucleótido de nicotina mida adenina (abreviada NAD+ en su forma oxidada y NADH en su forma reducida) es una coenzima que contiene la vitamina B3 y cuya función principal es el intercambio de electrones e hidrogeniones en la producción de energía de todas las células. • Usos exclusivos • y puede crear condiciones inadecuadas para organismos indeseables. La fermentación tiene algunos usos exclusivos para los alimentos. Puede producir nutrientes importantes o eliminar anti nutrientes. Los alimentos pueden preservarse por fermentación, la fermentación hace uso de energía de los alimentos • Fermentación acética • La formación de ácido acético (CH3COOH) resulta de la oxidación de un alcohol por la bacteria del vinagre en presencia del oxígeno del aire. Estas bacterias, a diferencia de las levaduras productoras de alcohol, requieren un suministro generoso de oxígeno para su crecimiento y actividad. El cambio que ocurre es descrito generalmente por la ecuación: • C2H5OH + O2 → Acetobacter aceti → CH3COOH + H2O • fermentación alcohólica • es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire (oxígeno - O2), originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono (por regla general azúcares: como pueden ser por ejemplo la glucosa, la fructosa, la sacarosa, el almidón, etc.) • Fermentación butírica • es la conversión de los glúcidos en ácido butírico por acción de bacterias de la especie Clostridium butyricum en ausencia de oxígeno. Se produce a partir de la lactosa con formación de ácido butírico y gas. Es característica de las bacterias del género Clostridium y se caracteriza por la aparición de olores pútridos y desagradables. • Clostridium butyricum • definen un amplio grupo de bacterias esporuladas que pueden encontrarse en todo tipo de alimentos, incluso en cantidades considerables., pueden tolerar durante prolongados períodos de tiempo condiciones medioambientales adversas. mantienen su capacidad para multiplicarse en alimentos a los que se les ha modificado su atmósfera gaseosa con una total o parcial sustitución del oxígeno. • Integrantes • Vallejo Torres Hugo Martin Alvares Gallegos Alberto Martínez Santiago Laura Patricia • 6DPS
6fps metales y no metales. propiedades. importancia economica y su relacion con la contaminocion.
*los metales... La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio
los no metales.... *Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos
propiedades de no metales...... *No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad al compararlos con los metales. Tienden a formar aniones (iones negativos) u oxoaniones en solución acuosa. Usualmente son menos densos que los metales. estos tienen mayor tamaño atómico que algunos metales, los enlaces que estos forman son enlaces covalentes .
Importancia económica y su relación en la contaminación...... *La contaminación de suelos por metales y no metales Desde tiempos remotos, los seres humanos han utilizado recursos líticos para su desarrollo, fragmentos de rocas o minerales medianamente trabajados como herramientas y armas; posteriormente, con la evolución continua y el conocimiento de diversos procesos, inventaron la metalurgia.
daños que causan... *La excavación de minas, la remoción de minerales y el proceso y la extracción de metales puede causar daños ambientales y, en casos extremos, destruir el ecosistema. por ejemplo: se pueden dañar tierras de cultivo, favorecer la erosión y contaminar cuerpos de agua con sales solubles de elementos potencial.
metales pesados.... *Muchos de los metales que tienen una densidad alta no son especialmente tóxicos y algunos son elementos esenciales en el ser humano, Sin embargo, hay una serie de elementos que en alguna de sus formas pueden representar un serio problema medioambiental y es común referirse a ellos con el término genérico de "metales pesados". Los metales pesados tóxicos más conocidos son el mercurio, el plomo, el cadmio y el talio.
daños ala salud por metales pesados.... *La exposición a estos elementos está relacionada con problemas de salud como retrasos en el desarrollo, varios tipos de cáncer, daños en el riñón, e, incluso, con casos de muerte. La relación con niveles elevados de mercurio, oro y plomo ha estado asociada al desarrollo de la autoinmunidad (el sistema inmunológico ataca a sus propias células tomándolas por invasoras). La autoinmunidad puede derivar en el desarrollo de dolencias en las articulaciones y el riñón, tales como la artritis reumática, y en enfermedades de los sistemas circulatorio o nervioso central.
INTEGRANTES: Lara Raya Daniel. Moreno Espinoza Karleth. Ramírez García Alma.
6 FTPS
INDICE
Teoría Cuántica. Números Cuánticos. Principios de la exclusión de Pauli de máxima multiplicidad. Principio de Multiplicidad de Hund. TEORIA CUANTICA Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. NUMEROS CUANTICOS Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos. SIGNIFICADO DE LOS NUMEROS CUANTICOS n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 . l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ). m = Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) . s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.. Asume únicamente dos valores +1/2 y – PRINCIPIO DE LA EXCLUSION DE PAULI Un fermión, llamado así en honor al célebre científico italiano Enrico Fermi, es uno de los dos tipos básicos de partículas que existen en la naturaleza L os fermiones se caracterizan por tener una propiedad física de las partículas subatómicas, semi-entero. Dos fermiones no pueden ocupar el mismo estado cuántico al mismo tiempo. El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual) Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin). Esta regla establece que por cada espacio o tipo de orbital, puede contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario. El par de electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere en el número cuántico de spin. Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo espacio de orbital tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo .La representación se llama configuración electrónica desarrollada, donde cada flecha indica un electrón , ¬ (+1/2) y ¯ (-1/2). Principio de Multiplicidad de Hund.
En un mismo orbital no pueden quedar espacios vacíos o espacios semillenos. Por ejemplo el Flúor con Z = 9 , acomoda sus nueve electrones entre el primer y el segundo nivel , eso se representa en una configuración condensada. à 9F 1s2/2s22p5 En una representación de configuración desarrollada, desde el acomodo del primer electrón, hasta el electrón número nueve, el llenado se haría de la siguiente forma: à 9F
Combustión La combustión es una reacción quimica en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de calor y luz En una reacción de oxidación tendremos : Primer Miembro
Combustible + comburente
Segundo Miembro
Gases de combustión + calor Tipos de combustión Se pueden clasificar según el modo en el cual transcurran de la siguiente manera:
Combustión NEUTRA o estequiometria Combustión INCOMPLETA o imperfecta Combustión COMPLETA
Combustión neutra Es aquélla que se produce cuando el aire empleado aporta la cantidad justa de oxígeno para que todos los reactivos se transformen en productos. Combustión incompleta Es aquélla en la que por defecto en el suministro de aire no hay oxígeno necesario para que se produzca la oxidación total del carbono. Pueden ser de dos clases: Pueden ser de dos clases: Sólidos: Carbono (hollín). Provocan un ennegrecimiento de los humos de combustión Gaseosos: CO, H2 Cuando aparecen inquemados es señal de que no se ha aprovechado bien el combustible, por lo que la combustión que se está realizando es mala y se deberían tomar medidas de algún tipo para mejorarla. Combustión completa Para que se produzca una combustión completa se hace necesario aportar un exceso de aire, es decir, de oxígeno. El exceso se realiza sobre la cantidad estequiométricamente necesaria para que todos los productos combustibles sufran la oxidación (tanto el C como el O ó el H). Conclucion: En general, los productos de combustión se llaman humos. Se definen éstos como la masa de compuestos que resultan de un proceso de combustión. Mayoritariamente están formados por óxidos de los elementos combustibles de un combustible, además de por los elementos del combustible que no sufren reacción, donde hay que incluir el N2 del aire que no va a reaccionar con el oxígeno.
integrante: Viedas Ochoa Ernesto Alonso Barrera Zamora Ulises Coronel Virgen Jesus Raul 6eps T.V Mat: Bioquimics
equipo#10 6eps metales y no metales propiedades importancia economica y su relacion con la contaminacion.
metales pesados contaminantes Contaminantes como los metales pesados tienen la capacidad de provocar cambios evolutivos debido a sus efectos dañinos en plantas. Ejemplos de metales pesados son el cobre (Cu), plomo (Pb), zinc (Zn), mercurio (Hg), arsénico (As)), etc.
Los metales pesados son potencialmente contaminantes devastadores ya que contaminan el aire, el agua y la tierra utilizados por las plantas y los demás eslabones de las cadenas tróficas Sus efectos en las plantas incluyen: Necrosis en las plant as de las hojas e inhibicion del crecimiento de las radices, junto con muchas. Metales no metales Tienen un lustre brillante; diversos colores,pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos. No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.
Elementos no metalicos:
Algunos elementos metalicos
Llacimientos: Carbón: Los yacimientos carboníferos se localizan en Naricual y Capiricual (Estado Anzoátegui), Sabana Grande y Taguay (Estado Guárico La explotación del carbón se inició en 1918, en los yacimientos de Naricual (Estado Anzoátegui), específicamente en dos minas: Mallorquín y Las Peñas. La producción de carbón para el año 2001 fue de 7.687.570 toneladas métricas
Radio Atómico El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X
Electronegatividad La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.1
Escalas de Electronegatividad Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina.
Grupo Electronegativo En química orgánica, la electronegatividad se asocia más con diferentes grupos funcionales que con átomos individuales. Los términos grupo electronegativo y sustitúyente electronegativo se pueden considerar términos sinónimos.
Energía de Ionizacion
El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. La reacción puede expresarse de la siguiente forma: Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón.
POTENCIAL DE IONIZACION El Potencial de ionización (PI) Es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula especifica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el Ion y el electrón. Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado.
AFINIDAD ELECTRONICA La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivo.
Nomenclatura de los compuestos inorganicos oxidos indice ♥ Definicion de nomenclatura ♥ Definicion de oxidos y tipos de oxidos ♥ Nomenclatura Stock ♥ Nomenclatura sistemática o estequiométrica ♥ Nomenclatura tradicional o clásica o funcional ♥ Ejemplos de nomenclatura en oxidos
introduccion En esta exposicion comprenderas que es la nomenclatura, en los compuestos inorganicos oxidos así como las reglas para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos quimicos, mostrando y explicando algunos ejemplos.
definicion de nomenclatura Es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.
oxidos
Un óxido o anhídrido es un compuesto químico que contiene uno o varios átomos de oxígeno, presentando el oxígeno un estado de oxidación -2, y otros elementos. También son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
Nomenclatura sistemática o estequiométrica:
Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula.
nomenclatura 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
nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia
Nomenclatura tradicional o clásica o funcional.. En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos griegos. ♥ Cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico o simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”.
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.
♥ -oso cuando el elemento usa la valencia menor: FeO, valencia del hierro (II), óxido ferroso … ♥ -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2O3, valencia del hierro (III), óxido férrico
oxidos basico metalico...
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal2 + O. Si la valencia del metal es par, se simplifica el subíndice 2 del metal.
Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) . Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos...
integrantesssss
Hernandez Martinez Maria Isabel(hooolaa=)
Sanchez Ruiz Estefania(locaaa= funyy)
Ramirez Scotto Araceli Betsabe (heMOo)...
peroxidozzz
Los peróxidos son obtenidos cuando reacciona un oxído con el oxígeno monoatómico y se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos diatómicos en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los peróxidos es Metal + (O-1) 2-2. superoxidozz
También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión superóxido, la fórmula general es Metal + (O 2)-1 Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos. Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido. Metal + Grupo superóxido → Superóxido
ozonidozzz Son compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados con una valencia total de -1. La fórmula general para los ozónidos es Metal + (O3)-1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de peróxido. Metal + Grupo ozónido → Ozónido
PROPIEDADES PERIODICAS INTEGRANTES DIAZ DE LA ROSA STEPHANIE
GOMEZ ROMERO TANIA
MENDEZ CEDILLO PAOLA
VILLEGAS GOMEZ VICTOR MANUEL 6cps INDICE INTRODUCCION
RADIO ATOMICO (3,4,5) ELECTRONEGATIVIDAD (7,8,9) ENERGIA DE IONIZACION (11,12,13) AFINIDAD ELECTRONICA (15)
CONCLUSION
INTRODUCCION En este tema vamos a conocer las propiedades periódicas: Radio Atómico Electronegatividad Potencial de ionización Afinidad electrónica Su definición, su historia y su aplicación. RADIO ATOMICO El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Los radios atómicos: se caracteriza en gran medida por la fuertemente atracción entre el núcleo sobre los electrones. Cuanta mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro del periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.
Electronegatividad La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:
Iónico (diferencia superior o igual a 1.8) Covalente polar (diferencia entre 1.8 y 0.4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. ENERGIA DE IONIZACION El potencial de ionización o energía de ionización es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón. El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, jules o en kilo Jules por mol (kJ/mol). 19 1 1 eV = 1,6 × 10 C 1 V = 96,487 kJ mol.
En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo, mientras que por periodos aumenta de derecha a izquierda de la tabla. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones. Potencial de ionización: Corresponde a la energía necesaria para lograr separar el último electrón del átomo, el cual está débilmente retenido, también denominada energía de ionización. AFINIDAD ELECTRONICA La afinidad electrónica o electroafinidad se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión.
Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones. Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y con relativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son fiables. CONCLUSION El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo, mientras que por periodos aumenta de derecha a izquierda de la tabla. Afinidad electrónica es la energía desprendida de un átomo al agregarle un electrón a su estructura.
reacciones de combinacion(o formacion) estaa reacciones se lleva a cabo cuando 2 sustancias , que pueden ser elemontos o compuestoss, se unnen para formarr un producto...
primera ecuacion general para este tipo de reaccion es A + B IGUAL AB elemento o compuesto compuesto final
algunos ejemplos de este tipo de reacciones son las siguientes: metal + no metal compuesto binario
4AL(s) + 3O2 (g) 2Al2 O3(s) oxido metalico
2Na(s) +Cl2(g) 2NaCl(s) sal sencilla
DESCOMPOCISION O ANALISIS estas se llevan a cabo de mnanbera inversa a las reacciones de convinaciion o sintessis ; como su nombre lo indica, una reaccion de descompocision ocurre cuando un compuesto 2 omas sustanciasa diferentes.
la ecuacion general es AB (FLECHA ) A + B
COMPOUEST ELEMNTO O COMP.. ELENTOO O COM..
algunoss ejempolos de este tipo de reacciones sae presentan por la descompociocion termica o lectriclitica de algunos compuestos que contienen oxigeno , como son los siguientes:_
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que la variación del calor en una reacción es la misma independiente del número de etapas. La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr.
El cambio de entalpía de una reacción química que transforma los reactivos en productos es el mismo independientemente de la ruta escogida para la reacción. Esto se llama la función de estado. Es decir, el cambio de entalpía que va desde los reactivos a los componentes intermedios A y luego hasta los productos es el mismo que el cambio cuando se va de los mismos reactivos a los componentes intermedios B y luego a los mismos productos.
La suma de ecuaciones químicas puede llevar a la ecuación neta. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación neta.
La ley de Hess dice que los cambios de entalpía son aditivos. ΔHneta = ΣΔHr. Tres reglas:
Si la ecuación química es invertida, el signo de ΔH se invierte también. Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar ΔH por el mismo factor. Si los coeficientes son divididos, dividir ΔH por el mismo divisor.
“si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.
asi , a apartir de las ecuaciones termoquimicas:
S(rombico) + O2(G) - 296,53 KJ/MOL
S(monoclombico) + O2(g) -296,86/mol
se puede calcular el valor de la entalpia para la tranformacion ejemplos mas faciles
Ácidos y bases Acido cualquier cosa que produce el hidrógeno iones en una solución del agua. Los ácidos se reconocieron primero como sustancias con sabor acido, el vinagre por ejemplo: sabe amargo porque es una solución diluida de acido acético, los limones presentan la característica de tener un sabor agrio a causa en acido cítrico que contienen y hacen que algunos tintes cambien de color ,el papel tornasol se pone rojo al contacto con los acidos.Proviene del latín ácidos ,que significa agrio o acre.
Ácidos básicos
Las frutas cítricas Aspirina Coca Cola Vinagre La vitamina C Base Cualquier cosa que produce el hidróxido iones en una solución del agua.Base también llamadas álcalis presentan un sabor amargo y son resbalosas al contacto, por ejemplo un jabón, la mayoría de los jabones de mano y productos comerciales para destapar el drenaje son bases. La palabra base proviene del latín basis, que significa fundamento o apoyo, es decir lo que está abajo. Existen distintas teorías pero solo mencionaremos 3: Definición de Liebig Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en 1838,[2] sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal.[3] La definición de Liebig, aún siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.[4
Definición de Usanovich La definición más general es la del químico ruso Mikhail Usanovich, y puede ser resumida como que un ácido es cualquier especie química que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base lo inverso. Esto tiende a solaparse con el concepto de reacción redox (oxidación-reducción), por lo que no goza del favor de los químicos. Esto se debe a que las reacciones redox se enfocan mejor como procesos físicos de transferencia electrónica, en lugar de procesos de formación y ruptura de enlaces, aunque la distinción entre estos dos procesos es difusa. Definición de Pearson En 1963[16] Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo avanzado conocido como teoría ácido-base duro-blando desarrollada posteriormente de forma cuantitativa con ayuda de Robert Parr en 1984. 'Duro' se aplica a especies que son pequeñas, tienen elevados estados de oxidación, y son débilmente polarizables. 'Blando' se aplica a especies que son grandes, tienen bajos estados de oxidación, y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son las duro-duro y blando-blando. Esta teoría ha encontrado uso en química orgánica e inorgánica.
Ph significa potencial de hidrogeno Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua). Podemos medir el ph con rapidez de una disolución por medio de un aparato llamado pontecimetro o pehachime (ph metro) el cual esta formado por dos electrodos conectados a un dispositico el cual es capaz de cuantificar pequesimas diferencias de pontencial. Cuando los electrodos del pH metro se introducen en una solución se genera una diferencia de potencial la cual podemos observar como lectura pH. Existen asi mismo algunos materiales que utilizamos como indicadores de acido-base ,los cuales son sustancias de color que cambian según el medio en que se encuentran ;es decir el indicador toma color en un medio acido y otro en un medio básico. Si conocemos el valor del ph en el cual el indicador cambia,podemos deducir si una solución tiene un valor de pH de cerca de 7,pero el papel tornasol rojo nos indica un valor menor a 5 y el papel tornasol azul a un valor de 8 o mayor.
Todas las soluciones neutras presentan un pH con valor de 7,las soluciones básicas o alcalinas un valor mayor de 7 mientras que las soluciones acidas su valor estará por debajo de 7.
El pH es muy importante en los procesos industriales,tales como las industria textil,la industria de pinturas,la industria de papel y fotográfica y también en la agricultura, para conocer si los terrenos son adecuados para un cultivo u otro,etc.
Neutralizacion Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base → sal + agua Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc.
ÁCIDOS Y BASES Desde la antigüedad los científicos clasificaron a los ácidos o a las bases por sus características. Los ácidos se reconocieron primero como sustancias son sabor acido, el vinagre por ejemplo. Las bases presentan un sabor amargo y son resbalosas al contacto, por ejemplo un jabón.
MODELO DE ARRHENIUS El primer químico en reconocer la naturaleza fundamental de los ácidos y las bases fue el sueco Svante Arrhenius.
Ácidos presencia de iones H+ Bases presencia de iones OH-
HCl (aq) H+ + Cl-
NaOH (aq) Na+ + OH-
Al ser el agua un compuesto bipolar, la auto ionización del agua es de gran importancia ya que por esta propiedad se pueden formar iones hidronio(H3O)+ y iones hidróxido (OH)- ; por lo tanto el agua es un acido y base a la vez. H + OH H2O
Arrhenius considero el proceso de neutralización como aquel en el cual el ion de hidrogeno (H+) y el hidróxido (OH) se une para formar agua
Modelo de Bronstead-Lowry El químico danés Johannes Bronstead y el ingles Thomas Lowry.
Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones acido-base implican la transferencia de iones de hidrogeno (H+) de una sustancia a otra. Acido Dona Protón Base Acepta Protón NH3(g) + H2O(l) NH4+ + OH-
FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES
Los experimentos de Arrhenius con electrolitos dieron como resultados que solo algunas soluciones conducían la corriente eléctrica y detecto que esta conductividad era ocasionada por la presencia de iones ya que se observa que al disolver sustancias como acido clorhídrico (HCL), acido nítrico (HNO3) y acido sulfúrico (H2SO4) en agua…
HCL H2O H + + Cl- HNO3 H2O H + + NO3
ÁCIDOS Y BASES FUERTES MAS COMUNES
Acidos Nombre Formula Acido Clorhídrico HCL Acido Bromhídrico HBr Acido Yodhídrico HI Acido Clórico HCLO3 Acido Perclórico HCLO4 Acido Nítrico HNO3 Acido Sulfúrico H2SO4
Bases Nombre Formula Hidróxido de Litio LiOH Hidróxido de Sodio NaOH Hidróxido de Potasio KOH Hidróxido de Rubidio RbOH Hidróxido de Cesio CsOH Hidróxido de Calcio Ca(OH)2 Hidróxido de Estroncio Sr(OH)2
CONCEPTOS DE PH Y POH La concentración de iones hidrogeno en una disolución acuosa comúnmente es muy pequeña, suele usarse el termino pH que es el logaritmo negativo de base 10 de iones de H+.
pH = -log(H +)
Esta ecuación nos permite calcular el pH de una disolución neutra a 25ºC, es decir una en la que el ion hidrogeno (H +) es igual a 1.0 x 10 -7
De la misma manera podemos calcular pH de una disolución básica, supongamos que el ion hidróxido es igual a 2.0 X 10 -3 Primero debemos calcular el ion hidrogeno (H +) con la ecuación de la constante de producto iónico (Kw).
Kw = (H +)(OH -)= 1.0 x 10 -14
Entonces: H + = Kw / OH - Por lo que la concentración de (OH-)=2X 10 -3
H + = 1 x 10 -14 / 2 x 10 -3 = 5 x 10 -12 entonces: pH = -log(5 x 10 -12) = 11.30
Medición de pH Podemos medir con rapidez el pH de una disolución por medio de un aparato llamado potenciómetro; existen así mismo algunos materiales que utilizamos como indicadores por ejemplo el papel tornasol H+ pH pOH OH- 1x10-0 0.0 14.0 1x10-14 HCL 1x10-1 1.0 13.0 1x10-13 Jugo gástrico 1x10-2 2.0 12.0 1x10-12 limón, vinagr 1x10-3 3.0 11.0 1x10-11 Vino 1x10-4 4.0 10.0 1x10-10 Tomate 1x10-5 5.0 9.0 1x10-9 Lluvia 1x10-6 6.0 8.0 1x10-8 Leche 1x10-7 7.0 7.0 1x10-7 Sangre 1x10-8 8.0 6.0 1x10-6 Agua de mar 1x10-9 9.0 5.0 1x10-5 Bicarb.Sodio 1x10-10 10.0 4.0 1x10-4 Bórax 1x10-11 11.0 3.0 1x10-3 Agua de cal 1x10-12 12.0 2.0 1x10-2 Amoniaco 1x10-13 13.0 1.0 1x10-1 Blanqueador 1x10-14 14.0 0.0 1x10-0 NaOH
H2O = pH = 7 Si la solución es neutra: Si la solución es acida: H + = OH- H + > OH- H + = 1x10-7 H + > 1x10-7 OH- = 1x10-7 OH- < 1x10-7
Si la solución es básica: OH- > H + OH- > 1X10-7 H + > 1X10-7
14 7 0 10-14 10-7 1 Base Neutro Acido
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Al llevar a cabo una mezcla de una disolución de un acido y otra de una base, se origina una reacción de neutralización; por ejemplo cuando mezclamos un acido clorhídrico con una disolución de hidróxido de sodio se da la siguiente reacción:
HCL + NaOH H2O + NaCl
Al llevar a cabo mezclas de acidos y bases fuertes, produce de manera constante es aquel que los iones hidrogeno (H+) reaccionan con los iones hidroxido (OH-) para formar agua.
H + + OH - H2O
ALGUNOS ANTIÁCIDOS COMUNES Nombre comercial Agente neutrali zador de acido Alka- Seltzer NaHCO3 Carbonato de sodio Amphojel AL(OH)3 Hidróxido de aluminio Di-Gel Mg(OH)2 y CaCO3 Hidróxido de magnesio y carbonato de calcio Leche de Magnesia Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio Melox Mg(OH)2 y Al(OH)3 Hidróxido de magnesio e hidróxido de aluminio Mylanta Mg(OH) y Al(OH)3 Hidróxido de magnesio e hidróxido de aluminio Tums CaCO3 Carbonato de calcio
6FPS Rivera Marisol Camacho Luis Rodriguez Alfonso
Los óxidos Son combinaciones entre el oxigeno y un metal tienen un carácter básico ya que al combinarse con el agua forman hidróxidos o bases. Hay óxidos que se encuentran en estado gaseoso liquido o sólidos a temperatura ambiente
¿Cómo se formulan? Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On, donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la valencia del otro elemento, sea metal o no metal
Nomenclatura de los óxidos Nomenclatura tradicional Se escribe primero la palabra oxido continuándole el nombre del metal con las sufijos, dependiendo de su numero de oxidación o de la palabrea de Li o=oxido de litio
Nomenclatura stock Se emplea la palabras oxido y en seguida el nombre del metal con sus numero de oxidación en números romanos y entre paréntesis Ejemplo N2O3 = óxidos de nitrógeno(III)
nomenclatura sistematica utiliza la palabra oxidos y posteriormente el nomdre del metal con sus respectivos prefijos numerales
mono di tri tetra penta hexa 1 2 3 4 5 6 hepta octa mona deca 7 8 9 10
Li o= monóxido de litio
Diferentes tipos de oxidos Hay otros dos tipos de óxido: peróxido y superoxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidacion y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos.También es posible hablar de protoxido que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación. EJEMPLOS N2O = Protóxido de Nitrógeno
Tipos de oxidos Según la estequiometria del compuesto: Óxidos binarios, formados por oxigeno y otro elemento. Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxigeno como son las espinelas.
Los oxidos acidos son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos; ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo: CO2+H2O→H2CO3
Hidróxidos Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos.
Como se formulan Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido con la base de un hidruro del radical hidróxido; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de calcio
Nomenclatura de los hidróxidos Nomenclatura Tradicional: Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible. Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio),
Nomenclatura stock Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible. Ejemplos: Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )
Nomenclatura estequiometria: Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto. Ejemplos: NaOH (mono hidróxido de sodio),
equipo # 3 6EPS integrantes: Nancy johanna guzman paz Barrera quintero lorena Martinez vazquez wendy marina
*!Tipos de Reacciones quimicas *Combinacion *Descomposicion
*Las reacciones de combinacion: Son aquellas que ocurren cuando se forma un compuesto a partir de materiales simples, es decir, son en los que se unen quimicamente dos o mas elmentos o compuestos para formar otros mas complejos, se pueden definir con la ecuacion A + B=AB, ejemplo de ste tipo de reaccion quimica serian: 2H2 + O2-----2H2O CaCO + CO2----CaCO3 SO3 + H2O-----H2SO4 NH3 + H2O-----NH4OH
*Las reacciones de Descomposicion: Son aquellas que ocurren cuando una sustancia o compuesto se descomponen y se obtienen otros mas sencillos, esta reaccion quimica es inversa a la de la combinacion. En algunas ocasiones estas reacciones necesitan la presencia de otros factores para que se lleve a cabo, por ejemplo: calor, electricidad o la accion de algunas enzimas. La reaccion de descomposicion se puede definir con la ecuacon matematica AB-->A+B algunos ejemplos de reaccion de descomposicion seran: Corriente electrica 2HH2O -------------------> 2H2+O2 2KC1O3 -------------------> 2KC1+3O2 CaCO3 -------------------> CaO+CO2 MnO2 2H2O2 ------------------->2H2O+O2 catalizador La descomposicion de carbonato de calcio (CaCO3) es un proceso vital.La piedra caliza o las conchas de moluscos que basicamente son CaCO3, se calientan para preparar oxido de calcio (CaO) que se conoce como cal o cal viva.
Son las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:
Soluciones empíricas estas a su vez se dividen en:
Diluidas
Concentrada
Saturada
Sobresaturada
Diluidas: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de solvente.
Concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con la cantidad de solvente.
Saturada: si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante, y se agita continuamente, formando una solución cada vez mas concentrada, hasta que llega a un punto en el cual el solvente ya no disuelve mas soluto.
Sobresaturada: es aquella que contiene mas soluto disuelto que una solución saturada.
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
Porcentual
Molaridad
Molalidad
Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso-volumen = g de soluto x 100
ml de solución
MOLARIDAD (M)
Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M = n
V
M = molaridad en mol/l
n = num. De moles
V = volumen en litros
MOLALIDAD (m)
Es el numero de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
m = n
Kg solvente
m = molalidad en mol/kg
n = num. De moles de soluto
NORMALIDAD (N)
Definido como el numero de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.
El balanceo por tanteo es un procedimiento que consiste en igualar el numero de átomos de reactivos con el de los productos por medio de la colocación de coeficientes en las moléculas que los contienen, hasta que se igualen cuantitativamente ambos miembros de la ecuación química, y de esta manera se cumpla con la ley la conservación de la materia.
Para balancear una ecuación química por tanteo se sugiere considerar los siguientes puntos:
• Verificar que la ecuación este correctamente escrita, es decir, que cada formula de los reactivos y productos sean correctos. • Hacer un primer balance e átomos de uno y otro lados de la ecuación para poder determinar por donde vamos a empezar. • Empezar ajustando los metales, después los no metales luego el hidrogeno, al final el oxigeno. • Colocar los coeficientes del lado izquierdo de la formula, eligiendo aquel que produzca las mínimas cantidades de átomos. El coeficiente elegido tendrá propiedad de multiplicar a cada átomo de la formula. • Cada vez que coloquemos un coeficiente ajustar los átomos en el otro lado de la ecuación hasta asegurar que cada elemento esta balanceado.
Ejemplo:
H20 + N2O5 HNO3
Si hacemos un recuento de atomos de cada elemento vemos que ninguno esta balanceado , ya que en los reactivos tenemos 2 atomos de hidrogenos , 6 atomos de oxigeno y 2 atomos de nitrógeno , mientras que en los productos tenemos 1 atomo dse hidrogeno , 1 atomo de nitrógeno y 3 atomos de oxigeno. Puesto que en la reacción no tenemos metales, empecemos a balancear el no metal , que en este caso seriael nitrógeno , ypuesto que en reactivos tenemos metales, empecemos a balancear el no metal , que en este caso seria el nitrógeno , y puesto que en reactivos tenemos 2 nitriogenos , coloquemos un 2 a la molecula HNO3 para balancear al nitrógeno.
H2O + N2O5 2HNO3
Al balancear el nitrógeno también queda balanceado el H con 2 atomos y también oxigeno con 6 de cada lado de la ecuación química. H2O + N2O5 2HNO3
EJEMPLO:
CH4 + O 2 CO2 + H2O
Consi derando de nuevo los puntos anteriores para balancear una ecuación ,podemos constatar que el único elemento que se encuentra balanceado en la ecuación es el carbono , y puesto que no hay metales , iniciaremos con este elemento el proceso de balanceo.
Puesto que en ambos lados del aecuacion tenemos un carbono , coloquemos un 1 tanto en el CH4 como en el CO2 para señalar que ya tenemos balanceado este elemento. Es importante hacer notar que por regla no se coloca el numero 1 en una ecuación, pues se sobreentiende que existe. Pero con el fin de ilustrar este ejemplo si lo colocaremos, continuando, podemos ver que el hidrogeno no esta equilibrado , teniendo 4 en reactivos y 2 en productos . coloquemos un 2 en la molecula del agua para balancerlos.
ICH4 + O3 ICO2 + 2H2O
Nos restaría balancear los oxigenas, puesto que en reactivos tenemos2 y en productos , lo que quieredecir que nos faltan 2. Entonces coloquemos un 2 al O2 para equilibrarlo.
ICH4 + 2O2 ICO2 + 2H2O
Por ultimo, escribimos la ecuacion sin el numero 1. CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O
Equipo 8:
Alvarado Pineda Fernando Omar Briseño Castañeda Bianca Vanessa Caudillo Carrillo Pablo
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes. Ej. : Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2 2KOH + H20 -> KOH +H2
. Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias re accionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio re accionante: AB + CD -> AC + BD
EQUIPO 4 GRUPO : 6CPS INTEGRANTES: MARTINEZ VARGAS ISRAEL VEGA VARRERA ALAIN ALEXIS ELENA MARIAS VICTOR FERNANDO TEMA: Reacciones Químicas Sustitución simple y doble
Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas. Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima de la flecha.
Reaccion Sencilla Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto. AB + C à CB + A ó AB + C à AC + B (dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)
EQUIPO 4 GRUPO : 6CPS INTEGRANTES: MARTINEZ VARGAS ISRAEL VEGA VARRERA ALAIN ALEXIS ELENA MARIAS VICTOR FERNANDO
Ejemplo 1: Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II).
Solución: El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio.
A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)
Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa. AB + CD à AD + CB
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (s)
Nomenclatura vista Ahora que un gran número de reglas de la nomenclatura se han introducido, tenemos que revisar.
• Simple compuestos iónicos binarios • Compuestos iónicos de los metales con múltiples cargos • Los compuestos que contienen iones poliatómicos • Simple compuestos moleculares
Es útil ser capaz de identificar el sistema que usa mirando el producto químico.
Un poco más sobre la nomenclatura Cuando el primer elemento es un metal entonces por lo general:
Si sólo hay un elemento que está presente y el segundo elemento es un no metal - el nombre del primer metal - como elemento. Nombre del no metal con el segundo-ide que termina
Si más de un elemento que está presente - el nombre del primer metal - como elemento. El resto es más probable un ion poliatómico a fin de utilizar el nombre de la tabla en el libro.
Un poco más sobre la nomenclatura Es un metal presente como primer elemento? NO utilizar prefijos (mono, di, tri ...) SÍ ¿Puede el metal han más de un NO numeralsare romana no es necesario. estado de oxidación? SÍ Use los números romanos
Más ejemplos Dar el nombre químico de CaCO3 • El primer elemento es un metal - Ca Ca • NO es un metal de transición - el calcio - Números romanos no son necesarias • CO3 es un ion poliatómico - carbonato • adecuada de calcio carbonato de nombre
Incluso los ejemplos más BCL3 \ ____ Tricloruro de boro Na3PO4 \ ___ Fosfato de sodio AlBr3 \ _____ Bromuro de aluminio UF6 \ ______ Uranio (VI) El fluoruro MgNH4PO4 \ _ Fosfato amónico magnésico Conseguir la fórmula a partir del nombre hierro (III) de hidróxido de \ _______ Fe (OH) 3 dióxido de azufre \ _______ SO2 hexacloruro de silicio \ _______ SiCl6 cianuro de plata \ _______ AgCN Química ecuaciones La farmacia método para resumir toda la información sobre una reacción química. Forma general Reactivos Productos
Ejemplo 2H2 + O2 2H2O
Los coeficientes delante de cada fórmula de contar cuántas moléculas o unidades involucradas. Química ecuaciones La información adicional también puede ser administrada en una ecuación química.
Un tipo de información es el Estado. 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
(G) gas (s) de sólidos (L) de líquido (aq) acuoso - disuelto en el agua
*Las reacciones de oxidación-reducción: Números de oxidación Números de oxidación y nomenclatura Identificar reacciones de oxidación-reducción Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción Las reacciones de desproporciona ión Valoraciones de oxidación-reducción La oxidación por el oxígeno
*Oxidación número: Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo. Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero. Ejemplos Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero En los compuestos: - Grupo IA son +1. - Grupo IIA son +2. - B y Al son 3, y F es -1. - El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1. - El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y superóxidos. Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación de cero.
*Los números de oxidación y la tabla periódica: Algunas tendencias observadas en los compuestos. • Los metales tienen números positivos de oxidación. • Metales de transición suelen tener más de un número de oxidación. No metales y semimetales • tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación.
*Oxidación número y nomenclatura Colección de sistema Para los metales con varios números de oxidación es posible, use números romanos en el nombre. FeSO4 de hierro (II) sulfato Fe2 (SO4) 3 de hierro (III) sulfato cobre Cu2O (I) óxido de cobre CuO (II) óxido de plomo PbCl2 (II) cloruro de PbCl4 plomo (IV) de cloruro
* La identificación de las reacciones de oxidación-reducción Oxidación-Reducción - REDOX Una reacción química donde hay un cambio neto en el número de oxidación de una o más especies. Tanto la oxidación y la reducción debe producirse durante la reacción. Aquí el número de oxidación del Mg ha cambiado de cero a 2. Cl ha pasado de cero a -1.
*Equilibrio de ecuaciones REDOX Muchas ecuaciones REDOX puede ser compensada por la inspección. H2S (g) + H2O2 (ac) S (s) + 2 H2O (l) Sin embargo, otros son más difíciles. 2KMnO4 (aq) + H2O2 (l) + 3H2SO4 (aq) 2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3O2 (g) + 4H2O (l)
*La mitad de las reacciones En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno. Fe2 + Fe3 + + Cr2O72-2Cr3 A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O. Fe2 + Fe3 + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
*Desproporcionación reacciones: En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido. Ejemplos 2H2O2 (l) 2H2O (l) + O2 (g) 3Br2 (aq) +6 OH-(aq) BrO3-(aq) +5 Br-(aq) +3 H2O (l) Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
*valoraciones de oxidación-reducción Las reacciones redox también puede servir como base para las valoraciones. Por ejemplo, podemos determinar la cantidad de hierro en un mineral por titulación. Inicialmente, hay que disolver la muestra.
*valorantes Común La estandarización de MnO42 con oxalato consiste en la reacción siguiente. 2MnO42-(aq) + 5C2O42-(aq) + 8H + (aq) 2Mn2 + (aq) + 10CO2 (g) + 8H2O (l) Desde MnO42 en un color magenta intenso y Mn2 + es de un verde tenue, detectar el punto final de la titulación es fácil. *La oxidación por el oxígeno Es capaz de reaccionar con todos los demás elementos, excepto: los gases nobles halógenos metales nobles como el oro Una reacción muy común que el oxígeno es: Combustión - oxidación rápida acompañada por el calor y la luz por lo general.
*Combustión Ejemplos
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) S (s) + O2 (g) SO2 (g) N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) 2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO INTEGRANTES DIAZ DE LA ROSA STEPHANIE GOMEZ ROMERO TANIA MENDEZ CEDILLO PAOLA 6cps INTRODUCCION OBJ: Calcular los coeficientes para balancear una ecuación.
OBJ: Diferenciar coeficientes de subíndices BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO Observa la siguiente ecuación: 2 C4H10(g) + 13 O2(g) --> 8 CO2(g) + 10 H2O(g) + 872 Kj
Los números 2, 13, 8 y 10 se llaman coeficientes ¿ De dónde salieron? ¿Para qué sirven? Balancear significa buscar un “punto de equilibrio” entre dos partes; precisamente el balanceo de ecuaciones consiste en que busques que “coeficientes” debes de anotar para que la “cantidad” de cada uno de los elementos que está en los reactantes se iguale con la de los productos. El hierro Fe, al contacto con el aire, lentamente se va oxidando, hasta transformarse en un polvo café- rojizo; éste es un ejemplo de reacción química. Para escribir la ecuación de esta reacción; primero anotas las sustancias que están reaccionado, que son el fierro (Fe) y el oxígeno (O2) , después una flecha que indica la transformación y enseguida los productos. La ecuación queda de la siguiente manera: Fe + O2 ______ Fe2O3 Pero esta ecuación no esta completa, le faltan los “coeficientes" que indican que la ecuación está balanceada. ¿Cómo los vas a encontrar?, ¿Cuáles son esos números? Para determinar los coeficientes se puede hacer por dos métodos: A) Por tanteo B) Por oxido-reducción. Balanceo por tanteo
Para esto observa si los elementos tienen subíndice, este número indica la cantidad, si no tienen número significa que es uno. Ejemplo en los reactantes el Fe no tiene subíndice, entonces hay uno , el oxigeno tiene subíndice 2, significa que son dos, en los productos el Fe tiene un subíndice 2, por lo tanto hay dos y el oxígeno tiene un tres, entonces hay 3. Escribes esta información, debajo de la ecuación. Fe + O2 Fe2O3 Reactantes Productos Fe 1 2 O 2 3 La ecuación no esta balanceado porque las cantidades de Fierro y Oxígeno son diferentes en los reactantes y en los productos, el siguiente paso es anotar un coeficiente 2, 3, 4, etc., empieza con el dos, si no da, intenta con el que sigue y así sucesivamente, volver a contar la cantidad de cada elemento en cada intento, hasta que la ecuación quede balanceada. Veamos que sucede si anotamos como coeficiente un 2 al Fe (Recuerda el lugar donde se escriben los coeficientes) 2 Fe + O2 ____ Fe2O3 Reactantes Productos Fe 2 2 O 2 3 Con este 2 queda balanceado el Fe, pero que coeficiente le ponemos al O2, si le ponemos un 2 no nos sirve porque serian 4 oxígenos en los reactantes ( el subíndice 2 del oxígeno se multiplica por el coeficiente 2) y en los productos hay tres, pero que sucede si le anotamos un 3 4Fe + 3O2 _____ 2Fe2O3 Reactantes Productos Fe 4x1 =4 2x2 =4 O 3x2 = 6 2x3 =6 Los coeficientes son 4 para el Fe, 3 para el O2 y 2 para el Fe2O3, CONCLUSION En el balanceo de ecuaciones vas a tantear el numero de coeficientes.
Nomenclatura Integrantes del equipo Estrada Zepeda Luis Alfredo Gonzales Tiznado Juan Edgar Peñaloza Moran Christian David
Nomenclatura Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, es la máxima autoridad en nomenclatura, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.
Elementos metalicos y no metalicos Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha . Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica . Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
Reglas 1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero. 2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1) 3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5. 4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1) 5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)
Bases o hidróxidos Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal. Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
Ácidos Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos; (a) HIDRÁCIDOS Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII. (b) OXÁCIDOS Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal. Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es: donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X
SALES Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como : Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-. También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.
SALES NEUTRAS Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ; NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL __________________hídrico __________________uro hipo_______________oso hipo________________ito __________________ oso ___________________ito __________________ ico ___________________ato per________________ico per________________ ato se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así; Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano SALES HALOIDEAS O HALUROS Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal. Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, OXISALES Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato SALES ÁCIDAS Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
SALES BÁSICAS Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical. Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal SALES DOBLES Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
continuacion PERÓXIDOS En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
HIDRUROS La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1). Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas; 1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes. 2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3 En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales
Neutralizacion ¿Qué ocurre cuando mezclamoz un acido fuerte y un hidroxido metalico? Si son cantidades equivalentes , los iones hidronio del acido (H 3º+) y los iones oxhidrilo del hidroxido (OH-) se combinan y forman agua. Esto es , ocurre una netralizacion. Se puede hablar de una reaccion de neutralizacion , según acido y una base o hidroxido para formar una sal y agua.cuando el acido se pone en contacto con la base, en solucion acuosa, los iones hidronio (H3O+) del acido se combinan con loz iones oxhidrilo(OH-) de la base , para formar agua y sal. Esta nueva sustancia no es acida ni basica , sino neutra.
HA + M OH ---> H2O + M A Acido base agua sal
Indicadores Intervalo de pH Cambio de color Violeta de metilo0.2 2.0 Amarillo a violeta Naranja de metilo 3.1 4.0 Rojo a amarillo Azul de bromofenol 3.0 4.6 Amarillo a azul Rojo de metilo 4.2 6.3 Rojo a amarillo Tornasol 4.5 8.3 Azul a rojo Purpura de bromocresol5.2 6.8 Amarillo a purpura Azul de bromotimol 6.0 7.6 Amarillo a azul Rojo fenol 6.8 8.4 Amarillo a rojo Purpura de micresol7.6 9.2 Amarillo a purpura Fenolftaleina 8.3 10.0 Incoloro a rojo Amarillo de alizarina10.1 12.0 Amarillo a violeta Carmin de indigo 12.0 14.0 Azul a amarillo
Reactivo limitante El reactivo limutante es aquel nos indica el rendimiento de un acido con otra de una base , el cual tiene como lugar una reaccion de neutralizacion.
Trozo de metal oxidado (corroido) Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: • El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. • 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; reducido.
Reacciones químicas de desplazamiento doble: En las reacciones de d3esplazamiento doble son a aquellas en las cuales se intercambian los iones o radicales entre compuestos para formar dos compuestos diferentes lo que podemos definir con la ecuación matemática AB+CD=AD+CD EJEMPLOS DE ESTE TIPO DE REACCIONES QUIMICAS SERAM” NaCl+AgNo3=AgCl+NaNo3 BaCl+H2So4=baso4+2HC NaOH+HCl=NaCl+H2O.
REACCION DE SUSTITUCION SIMPLE: reacción de sustitución simple: son las reacciones en las que un átomo sustituye a otro átomo dentro de una molécula; las reacciones de sustitución son topicas de los alcanos e hidrocarburos aromáticos.
cardenas moreno lilian livier ruiz vine karina elizabeth
tema= reacciones quimicas de desplazamiento simples y oxidacion
• Reacciones químicas combinaccion y descomposición: • Integrantes: Benítez Torres Elizabeth Ruiz García Rocio Higuera Sanchez Alejandra • Índice: • Reacciones quimicas:combinaccion y descomposición……………………………………….1 • Integrantes………………………………………………..2 • Índice………………………………………………………..3 • Introducción……………………………………………...4 • Composición o síntesis……………………………………….5,6,7,8,9, • Descomposición o análisis…………………………………10,11,12,13 • La ecuación química…………………………………………..14,15,16 • Características de la ecuación…………………………….17,18,19 • Método de tanteo……………….22,23,24,25,26,27,28,29,30,31 Conclusión……………………………………………………………………32 Introduccion: Este tema se va a tratar de dos de las reacciones químicas las cuales son: • Combinación y descomposición. Se van a dar ejemplo de ello. • Además vamos hablar de la ecuación química y del método del tanteo. Composición o Síntesis: Reacciones de Síntesis o Composición En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto. Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustanciaspara formar un solo compuesto. A + BàC (donde A y B puedenser elementos o compuestos) Ejemplo: • Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: • 4 Al (s) + 3 O2 (g) à 2 Al2O3 (s) Ejemplo: • 1) N2 + 3H2 2NH3 • 2) 2Ca + O2 2CaO • 3) 2Mg + O2 2MgO
Reacciones de Descomposición o Análisis Descomposición Química: la formación de dos o massustancias a partir de un solo compuesto. Aà B + C (donde B y C puedenser elementos o compuestos) Ejemplo: • Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: • 2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g) LA ECUACIÓN QUÍMICA En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. Ejemplo: EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O. las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos. Ejemplo: HCl + reactivos NaOH → NaCl + productos H2O características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) ) 2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO: 6CO2 + 6H2O → luz solar C6H12O6 + 6O2 3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen
EJEMPLO: 2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal 5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción; EJEMPLO: KClO3 KCl + O2
1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. EJEMPLO: N2 + H2 → NH3 En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
N2 + H2 → 2NH3 Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :
N2 + 3H2 → 2NH3 La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
SOLUCIONES EMPÍRICAS: Son aquellas soluciones en donde para determinar la concentración no se aplican cálculos matemáticos sino que la relación soluto-solvente se determina desde un punto de vista personal de acuerdo a un criterio propio, por lo tanto en este tipo de solución no hay precisión ni exactitud en la determinación de la concentración.
Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:
DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con el solvente.
CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable con respecto a la cantidad de solvente.
SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada de soluto no se disolverá.
SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita.
Las Soluciones Empíricas son aquellas en las que NO interesa ni la cantidad ni la naturaleza del soluto ni del solvente.
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
*
Porcentual *
Molaridad *
Molalidad *
Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos Tienen un sabor Agrio. Colorean de rojo el tornasol. Los ácidos reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrogeno. Las bases tienen sabor amargo. Colorean de azul el tornasol.
En este tema también veremos Electrolitos que son las sustancias que originan iones liberans al disolverse en agua.
Indicadores son sustancias que cambian de color al reaccionar con una disolución básica o con una disolución ácida
Cuando se combina una disolución acuosa con un acido con otra de una base, tiene lugar a una reacción de neutralización, generalmente se forman agua y sal. Así el acido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOHo2H2O + Na2SO4
Ácidos, bases y sales: Tres tipos de compuestos son electrólitos: Acido - un compuesto que aumenta la concentración de iones hidrógeno en el agua. Base - un compuesto que aumenta la concentración de iones hidróxido en el agua. Sal -Los iones que permanecen después de un ácido y una base reaccionan entre sí - la neutralización.
Ejemplos de ácidos y bases: El ácido clorhídrico HCl que ácido muriático El ácido cítrico que contiene las frutas El hidróxido de aluminio Al(OH)₃ El hidróxido de magnesio Mg(OH)₂ El ácido acético CH₃- CH₂- COOH
Neutralización
En una neutralización reaccionan los iones hidroxilo con los iones hidrógeno para dar agua y los cationes y aniones restantes dan una sal.
Las reacciones de neutralización entre un acido y una base se llevan a cabo entre las partes dando accesorio una sal. La parte fundamental, siempre ocurre, es que los oxhidrilos de la base para dar agua sin disociar.
integrantes: Rodriguez Rosales Jesus antonio corral rojo juan misael contreras eguino adrian
TEMA: Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxido reducción)
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.) Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones.
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. 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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos:
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación. Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente: En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1 El Oxigeno casi siempre trabaja con -2 Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0.
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación 0 0 +3 -2 Fe + O2 Fe2O3 Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción 0 0 +3 -2 Fe + O2 Fe2O3 El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0 Fierro se oxida en 3 x 1 = 3 Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa 4Fe + 3º2 2Fe2O3 Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo Otros ejemplos KClO3 KCl + O2 +1 +5 -2 +1 -1 0 KclO3 KCl + O2 Cl reduce en 6 x 1 = 6 O Oxida en 2 x 1 = 2 2KclO3 2KCl + 6º2
La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor. El nombre de “oxidación” proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl.
Reducción
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reduce: Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación
Número de oxidación
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
Mol-Moléculas Historia Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla. Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día, seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar. Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol.
Mol Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de numero de Avogadro y es igual a 6.02 x 10²³. Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo. 1) Una mol de H₂O contiene 6.02 x10²³ moléculas y pesa 18 gramos. 2) Una mol de Co₂ contiene 6.02 x 10²³ moléculas y pesa 44 gramos. 3) Una mol de S contiene 6.02 x10²³ moléculas y pesa 32 gramos. Aclaraciones Dado que un mol de moléculas H2 equivalen a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,02214179 (30) × 1023 átomos. Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macro elementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N2) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere. El mol se puede aplicar a las partículas, incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa.
Equivalencias • 1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales. • La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos. • 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm). • El número de moles (de átomos o de moléculas, según se trate de un elemento o un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es n = m/M, donde M es la masa atómica o molecular, según sea el caso.
Molécula-gramo Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos Así que tenemos que: 1) La molécula de H₂SO₄ pesa 98 gramos. 2) La molécula de Co₂ pesa 44 gramos. 3) La molécula de O₂ pesa 32 gramos.
Masa molecular La masa molecular se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas. La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso de la molécula de agua, H2O, su masa molecular sería:
(Masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994) Se multiplica por 2, ya que la molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno (H).
Átomo-gramo Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos por ejemplo: 1) Un átomo-gramo de oxigeno pesa 16 gramos. 2) Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos. 3) Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos. Peso molecular Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomando como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. El peso molecular de una sustancia es igual a una molécula Veamos algunos casos: 1.- el peso molecular de IO₂ es igual a 32 uma pues el peso atómico de IO es igual a 16 uma y la molécula es diatómica.
Grupo: 6 "FPS" integrantes: Gomez Rodriguez Cristian Miguel Ceballos Bucio Martin Cervantes Mesa MigueL Isai
"ooxidacion y reduccion"
Números de oxidación Números de oxidación y nomenclatura Identificar reacciones de oxidación-reducción Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción Las reacciones de desproporcionación Valoraciones de oxidación-reducción La oxidación por el oxígeno
Oxidación número o estado.
Cuando se trata de iones simples, esto es fácil de determinar. Es simplemente la carga del ion.
Ejemplos IA del grupo (1) 1 AI Grupo (2) 2 Grupo VII A (17) -1
El oxígeno -2 por lo general El hidrógeno unidos a +1 si no metal El hidrógeno -1 si en condiciones de servidumbre con el metal
Oxidación número.
Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo.
Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero.
Los ejemplos Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero
emjemplo:
Asigne los estados de oxidación de todos los elementos en el agua.
La electronegatividad son: H = 2,2, O = 3,5
Los electrones de las dos de hidrógeno se asignan al oxígeno.
Los números de oxidación: O = -2
Reglas para asignar números de oxidación.
El importe del número de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga neta de la especie.
En los compuestos: Grupo IA son +1. Grupo IIA son +2. B y Al son 3, y F es -1. El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1. El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y superóxidos.
Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación cero.
Los números de oxidación.
Muchos elementos tienen más de un número de oxidación posible.
A menudo, es posible determinar el número de oxidación de los elementos en un compuesto simplemente por ver en lo que haces saber.
Siga las reglas anteriores y luego asignar un número de oxidación que asegura que el compuesto en general no tiene carga neta.
ejeemploo:
Buscar el estado de oxidación de todos los elementos en:
HNO3
El hidrógeno sabemos - debe ser 1
El oxígeno debe ser -2 en este caso.
¿Qué pasa con el nitrógeno?
Los números de oxidación y la tabla periódica.
Algunas tendencias observadas en los compuestos. Los metales tienen números positivos de oxidación. Los metales de transición suelen tener más de un número de oxidación. No metales y semimetales tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación. Ningún elemento existe en un compuesto con un número de oxidación superior a 8. Los números de oxidación más negativo es igual a 8 - el número de grupo
Oxidación número y nomenclatura.
Stock system For metals with several possible oxidation numbers, use Roman numeral in the name.
FeSO4 iron(II) sulfate Fe2(SO4)3 iron (III) sulfate
Cu2O copper(I) oxide CuO copper(II) oxide
PbCl2 lead(II) chloride PbCl4 lead(IV) chloride
Oxidación número y nomenclatura.
Ejemplos
Cl oxidación número Fórmula Nombre 7 HClO4 ácido perclórico 5 HClO3 ácido clórico 3 El ácido cloroso HClO2 1 HClO ácido hipocloroso
7 NaClO4 perclorato de sodio 5 NaClO3 clorato de sodio 3 NaClO2 clorito de sodio 1 NaClO hipoclorito de sodio
Otro ejemplo Determine la ecuación balanceada para la reacción de Fe2 + con Cr2O72 en una solución ácida. Fe2 + + Cr2O72-Fe3 + + + Cr3 Las dos semirreacciones serían los siguientes: Fe2 + Fe3 + Cr2O72-Cr3 + La mitad de las reacciones. En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno.
Fe2 + Fe3 +
+ Cr2O72-2Cr3
A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O.
Fe2 + Fe3 +
Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
La mitad de las reacciones.
Recuerde que esta reacción se produce en una solución ácida para que podamos añadir H +, según sea necesario.
Fe2 + Fe3 +
14H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Ahora lo que necesitamos saber cuántos electrones son producidos o consumidos y colocarlos en nuestro medio-reacciones.
Para el hierro, un e-producido. Para dicromato, seis de correo se consumen
La mitad de las reacciones.
Fe2 + Fe3 + + e-
6e-+ 14 H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Tenemos el mismo número de electrones producidos y consumidos así:
6Fe2 6Fe3 + + + 6e-
6e-+ 14H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Como último paso, tenemos que combinar las semirreacciones y anular los electrones.
La mitad de las reacciones.
6Fe2 14H + + + + Cr2O72-
6Fe3 + + + + 7H2O 2Cr3
En esta reacción, Fe2 + se oxida y el ion dicromato se reduce.
Esta reacción se utiliza para la determinación de hierro por titulación.
reacciones desproporción.
En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido.
Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
valoraciones de oxidación-reducción.
Las reacciones redox también puede servir como base para las valoraciones. Por ejemplo, podemos determinar la cantidad de hierro en un mineral por titulación. Inicialmente, hay que disolver la muestra. Esto da como resultado tanto de hierro (II) y hierro (III) que se producen en la solución. El primer paso es conseguir que todo el hierro en un estado de oxidación.
Sales* En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión. La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización. Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
Sales Basicas* Las sales básicas se clasifican también como compuestos cuaternarios ya que su molecula contiene un elemento metal, otro no metal, hidrogeno y oxigeno; pero estos 2 ultimos en forma de radical hidróxido por ejemplo: Ca(OH)Cl, Al(OH)2NO3
Sales Sencillas Este tipo de compuestos se forman al reaccionar un metal con un no metal, es decir son compuestos binarios. Se obtienen al reaccionar un hidracido con un metal o un hidróxido.Para llamarlos debemos sustituir la terminación hídrico del acido de donde proviene, por la terminación “uro”, después se nombra el metal, y si este presenta valencias variables se tendrá que agregar la terminación “oso” o “ico” según corresponda. Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O
Algunos ejemplos de este tipo de sales son: -Cloruro de magnesio (MgCl2) -Cloruro ferrico (FeCl3) -Yoduro de cloro (Cal2) -Fluoruro de calcio (CaF2) -Bromuro de cobre (CuBr) -Bromuro Cuprico (CuBr2)
Sales Acidas… Estas sales son compuestos cuaternarios, es decir están constituidos por 4 atomos; hidrogeno, un metal , un no metal y oxigeno. Las sales acidas se obtienen de la sustitución parcial de los hidrogenos de un acido por un elemento metalico, es decir son oxisales que tienen hidrogeno. Para nombrarlos se utiliza el nombre del radical electronegativo con terminación “ato, ito ” según corresponda seguido de la palabra acido y, por ultimo el nombre del elemento metalico.
Reduccion-Oxidacion: Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox)son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
Oxidacion La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Reduccion: En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo: CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol
Que es el numero de valencia o numero de oxidacion? Las valencias de la tabla periódica nos indican los electrones que se comparten por parte de cada átomo, en cambio los estados de oxidación sirven para indicar el numero de electrones que tiene un átomo ya que esta relacionado con la suma de cargas positivas y negativas que posee. Por ejemplo; El Berilio se enlaza con la valencia 2 pero puede tener estados de oxidación por ejemplo +1, en este caso estaría ionizado y seria un catión.
Semireaccion de Oxidacion: La semireacción de oxidación se caracteriza por que los átomos aumentan su estado de oxidación cuando se transforman de reactivos a productos. Este aumento en el estado de oxidación es producto de una perdida de electrones por parte de los reactivos. Los electrones “perdidos” serán transferidos hacia los átomos que se van a reducir.
La nomenclatura química (del latín nomenclatura.) es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.
**HIDRUROS
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento (pudiendo ser este, metal o no metal). Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los hidrácidos.
**COMPOSICION MOLECULAR
Los metales que forman este tipo de compuesto son los de grupos 1 y 2 de la tabla periódica, cuando el hidrogeno reacciona para forma hidruros presenta -1 Ya que tiene mayor electronegatividad que estos metales.
**QUE SON LOS ACIDOS?
Un acido es una sustancia química de formula general HA (donde “H” es Hidrogeno y “A” y la otra parte es un “radical acido” ) que puede donar su hidrogeno como "protón" para receptores como el agua (H2O):
*Los ácidos débiles incluyen: Agua H2O Ácido carbónico H2CO3 (de H2O + CO2) Etanol (Alcohol) CH3CH2OH
**ACIDOS
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.
NOTA:
(*SUFIJO :Sufijo es la silaba que se agrega después del lexema, raíz o tema de una palabra. Una o mas letras que se agregan al final de una palabra para modificar su significado.
*PREFIJO :es una o más letras que se anteponen a una palabra para cambiar su significado. 1.- Ante-: Delante: Antesala: pieza delante de la sala. anteponer.)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.
Objetivo: Demostrar que la composición atómica determina el nombre del acido. Colocer los nombres de los acidos mas comunes.
Al disolver en agua, ciertas moléculas producen iones h+ (protones). Estas sustancias, llamadas acidos, se reconocieron por vez primera debido al sabor acido de sus soluciones. Por ejemplo, el sabor de los limones se debe al acido cítrico, al igual que el de las limas y las toronjas. Los aciidos se estudiaran con mayor detalle en capitulo porteriores. De momento simplemente se indican las reglas para nombrerlos. Un acido puede considerarse como una molecula que tiene uno o mas iones h+ unidos a un anion. Las reglas para nombrar blos acidos dependen de que el anion contenga oxigeno.
Reglas para nombrer los acidos:
1.Si el anion no contiene oxigeno el acido se nombre con el sufijo hídrico unido a la raíz del nombre del elemento. Por ejemplo al disolver HCI gaseoso(cloruro de hidrogeno) en agua se forma acido clorhídrico. De manera similar, las disoluciones acuosas del cianuro de hidrogeno(H(N) y sulfuro de hidrogeno(H2S) en agua, reciben el nombre de acido cianhidrico y acido sulfuhidrico, respectivamente.
2.Cuando el anion contiene oxigeno el nombre del acido se forma a partir de la raíz del nombre anion con el sufijo-ico u –osos. Cuando el nombre del anion termina en –ato, se usa el sufijo –ico. Por ejemplo
Las sales binarias que provienen de los hidrácidos, es decir, su molécula tiene un metal unido a un no metal. Para darles nombre se cambia la terminación del no metal de hídrico a uno, seguida del nombre del metal correspondiente
Ejemplos
Na⁺¹yCl⁻¹--NaCl---cloruro de sodio Rb ⁺¹yl⁻¹--RbI---yoduro de rubidio
Oxisales
Son sales que derivan de los oxiácidos, es decir, que contienen un metal unido a un radical negativo que contengan oxigeno. Se nombran cambiando la terminación oso de los ácidos por ito e ico de los ácidos por ato en las sales (este cambio es el nombre del radical) y se hace seguir del nombre del metal correspondiente
Ejemplos
Na⁺¹ySO₄⁻²--Na₂SO₄---sulfato de sodio Pb⁺²yNO₃⁻¹--Pb(NO₃)₂---nitrato de plomo
Sales acidas
En solución acuosa el pH de estas sales es menor a 7. La molécula de las sales acidas, se representa unida a un metal y aun radical negativo, pero entre ellos se encuentra el hidrogeno. Para nombrarlas se utiliza el nombre del radical para las sales con el prefijo bi y después se anota el nombre del metal
Ejemplos
Li ⁺¹yHCO₃⁻---LiHCO₃---bicarbonato de litio K⁺¹y HSO₄⁻¹--KHSO₃---bisulfito de potasio
Sales básicas
En solución, dan valores de pH mayores a 7
Ejemplos
Na⁺¹y s⁻²---Na₂S---sulfuro de sodio Mg⁺², OH⁻¹y Cl⁻¹--HOMgCl----cloruro básico de magnesio
Sales neutras
El pH resultante de la disolución de estas sales es 7
Ejemplos
Na⁺¹ y Cl⁻¹--NaCl---cloruro de sodio K⁺¹ y NO₃⁻¹--KNO₃---nitrato de potasio
Los hidruros resultan de la combinación del hidrogeno con cualquier metal.
En los hidruros el hidrogeno tiene numero de oxidación de -1.Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra hidruro seguida del nombre del metal correspondiente.
EJEMPLO:
Na+1 y H-1---NaH---Hidruro de sodio K+1 y H-1---KH---Hidruro de potasio Fe+3 y H-1---FeH---Hidruro férrico o hidruro de fierro
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles
El nombre tradicional es el de hidruro del metal y se utilizan los sufijos -oso e -ico para la menor y mayor valencia del metal, respectivamente. En el caso de que el metal sólo tenga una valencia se suele utilizar la terminación -ico para hacer referencia a dicho metal.
Se pueden utilizar también los nombres derivados del uso de la valencia entre números romanos o la que indica la proporción de cada elemento mediante prefijos.
Integrantes del equipo Estrada Zepeda Luis Alfredo Gonzales Tiznado Juan Edgar Peñaloza Moran Christian David
indice 4,5:Hidruros 6,7,8,9:ácidos
nomenclatura La nomenclatura química es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.
hidruros Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles. ¿Cómo se formulan? Hidruros Metálicos Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal. Fórmula: XHn Ácidos Hidrácidos Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuacion la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: XnH
Hidruros Volatiles
Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitorgeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del no metal correspondiente.Fórmula: XHn
acidos Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base).
Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos, o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H+ y un mol de su base conjugada, A-, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4). Ácidos de Arrhenius El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Ácidos de Lewis
Gilbert N. Lewis, que incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones.
conclusión En este tema se trato de explicar lo que son los hidruros, los ácidos y algunas de las teorías de algunos.
TEMA:BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DE TANTEO EQUIPO: #6 INTEGRANTES: SANCHEZ VENTURA BRENDA FLORES MEDINA LUISA VALENZUELA MUÑOZ KARINA GRUPO: 6EPS
1.-Introduccion
Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios métodos; entre ellos se tiene el de tanteos, generalmente utilizado para balancear ecuaciones sencillas. consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos.
2.-Desarrollo
Para aplicar correctamente este método se siguen los siguientes pasos:
Paso 1 Cuente el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación.
Paso 2 Determine qué números átomo no están equilibrados.
Paso 3 Balancee un átomo a la vez mediante el uso de coeficientes de frente a una o más sustancias.
Paso 4 Repita los pasos 1-3 hasta que todo se equilibre
.-Ejemplo1
HCl + Ca _____________> CaCl2 + H2 Paso 1 y 2 1 H 2 H - no equilibrada 1 Cl 2 Cl - no equilibrada 1 Ca 1 Ca Paso 3 2HCl + Ca _____________> CaCl2 + H2 Paso 4 2 H 2 H 2 Cl 2 Cl 1 Ca 1 Ca La ecuación balanceada 2HCl + Ca ______________> CaCl2 + H2
.-Ejemplo 2
Mg+HCl ___________________> MgCl+H2 Paso 1 y 2 1Mg 1Mg 1H 2H – no equilibrada 1Cl 2Cl – no equlibrada Paso 3 Mg+2HCl___________________> MgCl2+H2
El balance de ecuaciones químicas nos sirven para tener un elemento estable. es decir tiene que tener la misma cantidad de elementos iguales en reactivos y productos.
SALES: En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.
EJEMPLO: Es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
Una sal es un compuesto iónico. Existen 3 tipos de sales: binarias, ternarias y cuaternarias. SALES BINARIAS SALES SENCILLAS Este tipo de compuestos se forman al reaccionar un metal con un no metal , es decir son compuestos binarios, estos se obtienen al reaccionar un hidrácido con un metal o un hidróxido. Para llamarlos debemos sustituir la terminación hídrico del acido de donde proviene, por la terminación “uro”, después se nombra el metal, y si este presenta valencias variables se tendrá que agregar la terminación ”oso” o ”ico” según corresponda.
SALES TERNARIAS OXISALES Los oxisales son compuestos clasificados como ternarios ya que están formados por un metal, un no metal y oxigeno. Se forman cuando reacciona un oxácido con un metal o una base (hidróxido) y en la relación se sustituye el hidrogeno del acido por el metal. Para nombrar a las oxisales se utiliza el nombre del anion que indica el acido de donde proviene, pero debemos de cambiar la terminacion, si el acido termina en “oso”, la sal debera de terminar en “ito”, si el acido termina en “ico”, la sal debera de terminar en “ato”.
SALES CUARTENARIOS SALES ACIDAS Estas sales son compuestos cuaternarios y están constituidos por cuatro átomos; hidrogeno, un metal , un no metal y oxigeno. Las sales acidas se obtienen de la sustitución parcial de los hidrógenos de un acido por un elemento metalico, es decir son oxisales que tienen hidrogeno. Para nombrarlos se utiliza el nombre del radical electronegativo con “ato”, “ito”, según corresponda seguido de la palabra acido y por ultimo el nombre del elemento metalico SALES BASICAS Las básicas se clasifican también como compuestos cuaternarios ya que su molécula contiene un elemento metal, otro no metal, hidrogeno y oxigeno; pero estos dos últimos en forma de radical hidróxido.
equipo#3 6FTPS RAMIREZ GARCIA ALMA MORENO ESPINOZA KARLETH LARA RAYA DANIEL
TEMA:NUMERO DE MOLES EN "X" GRAMOS DE SUSTANCIA EQUIPO#1 6EPS Integrantes: Barrera Zamora Ulises Coronel Virgen Raul Viedas Ochoa Ernesto Alonso
El peso de una Mol es numericamente igual al peso atomico o molecular ;por tanto,el numero de moles contenidas en determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente relacion:
Num. de moles= masa en gramos ---------------- peso atomico o peso molecular
n=g ---- PA n=g ----- PM
Con esta ecuacion tambien podemos calcular la masa de un determinado numero de moles. Masa en gramos=num.de moles por peso molecular
g=nPM Ejercicio ejemplo
1._Cuantos atomos gramo y cuantas moleculas gramo contienen 28 gramos de nitrogeno?
DATOS Masa en g de nitrogeno=28g
PAN=14uma(unidad de medicion atomica)=14g/atomo g
PMN 2=28uma=28g/molecula
num. de atomos gramo=X num. de moleculas gramo=X
FORMULA Y DESARROLLO n=g ---- PA
n=g ---- PM
n=28g -------------------- n=2 atomos gramo 14g/atomo g
n=28g ------------------- n=1 molecula gramo 28g/molecula g
INTEGRANTES: RUELAS RUELAS SAYURI MONSERRAT DE LA VEGA DIAZ JAMI IVONE MOROYOQUI CARBAJAL MARITZA
reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
* El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. * 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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el KMnO4, el Cr2O7, el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:
Br− + O3 → BrO3−
El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:
REDUCCION En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas caracteristicas:
* Gana electrones. * Actúa como agente oxidante. * Es reducido por un agente reductor. * Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
* CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). * CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
NUMERO DE OXIDACION La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
El número de oxidación:
* Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. * Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
estaa reacciones se lleva a cabo cuando 2 sustancias , que pueden ser elementos o compuestoss, se unnen para formarr un producto...
primera ecuacion general para este tipo de reaccion es A + B IGUAL AB elemento o compuesto compuesto final
algunos ejemplos de este tipo de reacciones son las siguientes: metal + no metal compuesto binario
4AL(s) + 3O2 (g) 2Al2 O3(s) oxido metalico
2Na(s) +Cl2(g) 2NaCl(s) sal sencilla
DESCOMPOCISION O ANALISIS estas se llevan a cabo de mnanbera inversa a las reacciones de convinaciion o sintessis ; como su nombre lo indica, una reaccion de descompocision ocurre cuando un compuesto 2 omas sustanciasa diferentes.
la ecuacion general es AB (FLECHA ) A + B
COMPOUEST ELEMNTO O COMP.. ELENTOO O COM..
algunoss ejempolos de este tipo de reacciones sae presentan por la descompociocion termica o lectriclitica de algunos compuestos que contienen oxigeno , como son los siguientes:_
EQUIPO 5 SUSTITUCION SIMPLE INTRODUCCIÓN: Existen varios tipos de procedimientos por medio de los cuales se forman los compuestos; entre algunos tipos de reacciones tenemos los siguientes. SÍNTESIS. Dos reactivos se combinan para formar un solo producto. A + B------------- C C + O2 ----------------- CO2 DESCOMPOSICIÓN. Un solo reactivo se descompone para formar dos o mas compuestos. A ------------------------------ B + C Ca CO 3 ------------------------------- CaO + CO2 SUSTITUCIÓN. Un elemento mas activo sustituye a otro menos activo en un compuesto. A + BC------------------------AB + C Zn + Cu SO 4-------------------------Zn SO 4 + Cu DOBLE SUSTITUCIÓN ( metástasis ). Los átomos o los iones intercambian pareja AB + CD----------------------AD + CB NaOH + HCl------------------------Na Cl + H-OH Síntesis: cuando se juntan dos o más elementos Descomposición: cuando se rompe la molécula de un compuesto para la formación de uno o mas compuestos.
SUSTITUCION DOBLE
INTRODUCCIÓN: Existen varios tipos de procedimientos por medio de los cuales se forman los compuestos; entre algunos tipos de reacciones tenemos los siguientes. SÍNTESIS. Dos reactivos se combinan para formar un solo producto. A + B------------- C C + O2 ----------------- CO2 DESCOMPOSICIÓN. Un solo reactivo se descompone para formar dos o mas compuestos. A ------------------------------ B + C Ca CO 3 ------------------------------- CaO + CO2 SUSTITUCIÓN. Un elemento mas activo sustituye a otro menos activo en un compuesto. A + BC------------------------AB + C Zn + Cu SO 4-------------------------Zn SO 4 + Cu DOBLE SUSTITUCIÓN ( metástasis ). Los átomos o los iones intercambian pareja AB + CD----------------------AD + CB NaOH + HCl------------------------Na Cl + H-OH
CONCLUSION: Sustitución doble: es cuando en una reacción hay doble intercambio de elementos Sustitución simple: es cuando en una reacción hay intercambios de elementos. INTEGRANTES GUEVARA ONTIVEROS RICARDO JHOVANY☺ HERRERA ARIAS ANA ARACELY ♥ RANGEL CARDENAS ALICIA ♥ REYES DIONICIO MARICRUZ♥
Tema: Reacciones de neutralizacion. Integrantes: Natalia Hernandez Bautista. Erik carrillo Bautista y Liliana Arroyo.
DEFINICIONES DE NEUTRALIZACION. Disminución o anulación del efecto de cierta acción porque aparece otra contraria que la contrarresta, “Diccionario…” La reacción de un ácido con una base para producir una sal y agua, “Química Básica…” Proceso Químico en el cual una sustancia Acida reacciona con una sustancia Base cancelándose una a la otra produciendo Agua mas una Sal.
NEUTRALIZACION EN ACCION. Al llevar acabo una mezcla de una disolucion de un acido con una base, se origina una reaccion de neutralizacion, los productos de la reaccion no presentan ninguna de las caracteristicas de la disolucion de acido ni de la base. Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base → sal + agua
EJEMPLO: La reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua: HCl + NaOH NaCl + H2O.
Reacciones de neutralizacion. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.
Oxido de metal + óxido de no metal sal.
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+. • Base: sustancia capaz de donar iones OH-. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptores. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.Los ácidos y las bases tienen una gran importancia en la economía de cualquier país.
Son importantes en diversos ámbitos: En los seres vivos: Nuestro estómago, por ejemplo, segrega jugos gástricos que resultan fundamentales en el proceso de la digestión. Estos jugos gástricos contiene acido clorhídrico y contienen aproximadamente 0.1 moles de iones hidrogeno por litro de disolución, al incrementarse estos niveles la persona experimenta indigestión o acidez estomacal, este problema lo podemos controlar con un medicamento llamado antiácido, los cuales son bases simples que neutralizan a los acido digestivos.
En los productos de limpieza. Los jabones y detergentes se elaboran con sustancias básicas que permiten disolver las manchas con gran eficacia. En la alimentación. Algunos aditivos son sustancias ácidas: ácido cítrico, por ejemplo.En el medio ambiente. Determinadas actividades humanas generan compuestos tóxicos que dan lugar a la llamada lluvia ácida, que influye negativamente en el medio ambiente, destruyendo bosques o deteriorando los monumentos.
Una reacción de neutralización: es una reacción entre un acido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrogeno y de iones hidroxido para formar moleculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
Tema: Reacciones de neutralizacion. Integrantes: Natalia Hernandez Bautista. Erik carrillo Bautista y Liliana Arroyo.
Grupo 6DPS equipo 9 ibarra casas perez juarez perez motta
Índice Teoría acido base Teoría de Lewis Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted y Lowry PH Neutralización
Teoría de LewisEn esta teoría se define como ácido una molécula o un ión que acepta un par solitario de electrones para formar un enlace covalente, y una base como una molécula o ión que puede donar un par solitario de electrones para formar un enlace covalente.
Teoría de Arrhenius La teoría de Arrhenius, una sustancia que se disocia produciendo iones H+ es un ácido. Una sustancia que se disocia produciendo iones OH- es una base o hidróxido.
Las reacciones de neutralización ácido-base, según esta teoría, se pueden escribir de manera molecular, iónica o iónica neta. Esta última sería:
H+ + OH- H2O
Teoría de Bronsted y Lowry La teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es una sustancia donadora de protones y una base es una sustancia aceptora de protones (un protón es un átomo de H que ha perdido su electrón). Toma en cuenta el solvente, es decir, adiciona cada protón a una molécula de agua, obteniendo así un ión que denomina “hidronio”:
H3O+ La molécula de agua se comporta así como una base porque acepta un protón. Entonces el ión hidronio se comporta como un ácido porque dona un protón, y cualquier anión se comporta como una base cuando acepta ese protón.
Ph Significa potencial de hidrogeno Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
Neutralización Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua.
Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
soluciones neutras presentan un pH con valor de 7 las soluciones básicas o alcalinas un valor mayor de 7 las soluciones acidas su valor estará por debajo de 7. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, ácido + base → sal + agua
INTEGRANTES VILLEGAS GOMEZ VICTOR MANUEL SOLIS CARRILLO CYNTHIA 6CPS INTRODUCCION Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación.
En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados. Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido.
El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados. Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción: Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones.
Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones.
También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno. OXIDO - REDUCCION Un gran número de reacciones químicas transcurre con la pérdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro.
La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones oxidación El proceso global se denomina oxido-reducción o reacción redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (especie que se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce). 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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido. Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan a las ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante. Una reacción redox se puede considerar como la suma de dos semirreacciones:
2H+ (ac) + 2e- → H2 (g)
Semirreacción de reducción Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e-
Esta separación es conceptual y no corresponde a una separación real de los dos procesos Las especies oxidadas y reducidas de una semirreacción forman un par redox. El par se escribe colocando en primer lugar la especie oxidada y, a continuación, la especie reducida: H+/H2 y Zn2+/Zn.
POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION Cada semirreacción contribuye con cierto valor de ΔG° a la energía libre total, siendo ésta la suma de las energías libres normales de las dos semirreacciones.
La reacción global será favorable en el sentido en el que ΔG°total < 0. Como las semirreacciones se deben producir por parejas, se puede tomar una semirreacción como referencia y darle el valor de DG° = 0, en condiciones estándar.
La semirreacción que se elige es la siguiente: 2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) ΔGº = 0 Con este convenio resulta que el valor de DG° correspondiente a la reducción del Zn2+/Zn debe tener el mismo valor que el de la reacción del Zn2+ con hidrógeno:
Las energías libres normales se pueden obtener empleando una pila galvánica (Figura 1), en la que la reacción que impulsa la corriente de electrones por el circuito es la de interés. Así, midiendo la diferencia de potencial entre los electrodos se puede acceder al valor de la energía libre usando la siguiente expresión:
ΔG° = - nFE° Las medidas se deben realizar en condiciones estándar, que son 1 atm de presión, 25 °C y una concentración 1 M. Como DG° es cero para el par H+/H2, su potencial estándar E° = 0. De esta manera, es posible medir el potencial de cualquier otro par redox, como por ejemplo el del par Zn2+/Zn.
El potencial normal de una pila para la reacción global de una pila formada por un electrodo de H2 y el de Zn(s) será: 2H+ (ac) + 2e- → H2 (g)
Eº = 0 V
Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e-
Eº = 0.761 V
Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac)
Eºpila = 0.761 V
Y, por lo tanto, E°(Zn2+/Zn) = -0.761 V y DG°(Zn2+/Zn) = +147 kJ.
Si se analiza de nuevo la reacción entre H+ y el Zn se observa que el potencial de la pila es E° > 0, lo que implica que DG°pila < 0, por lo tanto, el Zn tenderá a reducir a los H+ para dar lugar a H2(g), en condiciones normales. Una información muy importante que se extrae de la serie electroquímica se encuentra en el hecho de que la especie reducida de un par puede reducir a la forma oxidada de cualquier par que se encuentre por encima de él en la serie.
Esta posibilidad es siempre termodinámica, y no asegura que la reacción se de en una extensión aceptable pues puede ser lenta desde el punto de vista cinético.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica: Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo. CONCLUSION Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.
NO3 - + 2H + + e - NO2 + H2O (Reducción) N +5 + e - N +4 (Reducción)
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e - ) provocando la reducción. Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H + + 4e - (Oxidación)
Grupo:6DPS Equipo:6 Integrantes: Jonnathan Cenobio Valdez Diaz Fernando Sanchez Hernandez Areli Concepcion Lopez Ramirez Mol-Moléculas 19 de abril de 2010 23:45 19 de abril de 2010 23:46 Profe Se me olvido ponerle Integarntes grupo y equipo ahi estan las fechas del dia que los subi y de los dos comentarios....
Disoluciones o soluciones empiricas y valoradas Miembros: Urias Salcido Jesus Adalberto Carrillo Herrera Jhonatan Bojorquez Rendon Iram Grupo: 6EPS
Disoluciónes o soluciones
En química, una disolución o solución (del latín disolutio) es una mezcla homogenea, la cual a nivel molecular o iónico de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por un soluto y un medio dispersante denominado solvente. También se define disolvente cómo la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución y en la cual se disuelve el soluto. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama). Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.
Disoluciones Empíricas También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera: • Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado. • Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. • Disolución insaturada: No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dados. • Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente. • Disolución sobresaturada: es la solución en la cual no es posible disolver más soluto. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto, esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, ósea puede retener un exceso soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación, este soluto en exceso se precipitará y la solución quedará saturada. Disoluciones Valoradas A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciónes valoradas cuantitativas, sí toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.
Equipo 7 Martinez perez diana,ramirez gonzalez alma y garcia ramireez reina
BALANCEO POR OXIDO –REDUCION (REDOX) EXISTE UNA GRAN CANTIDAD DE RELACIONES QUIMICAS EN LAS QUE HAY ELEMENTOS QUE CAMBIAN SU NUMERO DE OXIDACION , LO CUAL IMPLICA QUE SE LLEVA A CABO UNA TRANFERENCIA DE ELECTRONES EN LA QUE UN ELEMENTO SE OXIDA (PIERDE ELECTRONES )Y OTRO SE REDUCE (GANA ELECTRONES), A ESTE TIPO DE REACIONES SE LE CONOCE COMO OXIDOREDUCCION o REDOX ANTERIORMENTE LA OXIDACION (ADICION DE OXIGENO) Y LA REDUCION (TRASLADO DE OXIGENO) ESTABAN RELACIONADOS CON COMPUESTO QUE AUMENTABAN O DISMINUIAN SU CANTIDAD DE OXIGENO EJEMPLO: 1; FE+O2 FE2 O3 2; CuO+H2Cu+H2O EN LA PRIMERA REACION EL HIERRO SE OXIDA YA QUE SE LE ADICIONAN OXIGENO Y EN LA SEGUNDA EL COBRE SE REDUCE PUESTO QUE SE TRASLADAN A OTRO ATOMO. AUN QUE ESTO ES VALIDO EXISTEN OTRAS REACIONES EN LA QUE NO INTERVIENE EL OXIGENO Y SIN EMBARGO LOS ELEMENTOS DE SUS COMPUESTO SE OXIDAN Y SE REDUCEN EN LA ACTUALIDAD EMPLEAMOS EL CONCEPTO DE PERDIDA Y GANARIA DE ELECTRONES CON MAYOR PROFUNDIDAD DADO QUE ABARCA UNA MAYOR CANTIDAD DE REACCIONES QUIMICA. A LA PERDIDA DE ELECTRONES SE LE LLAMA OXIDACION Y LA GANANCIA DE ELECTRONES REDUCCION. AMBOS PROCESOS OXIDACION Y REDUCION, VAN SIEMPRE UNIDOS. ESTO QUIERE DECIR QUE CUANDO EXISTE UN ELEMENTO QUE PIERDE ELECTRONES HABRA OTRO QUE LOS ACEPTE. AL PERDER O GANAR ELECTRONES UN ATOMO, SU NUMERO DE OXIDACION CAMBIARA DE LA MANERA SIGUIENTE: • AL OXIDARSE UN ATOMO, PIERDE ELECTRONES, POR LO QUE SU NUMERO DE OXIDACION SE IRA HACIENDO MAYOR. • AL REDUCIRSE UN ATOMO, GANA ELECTRONES, POR LO QUE SU NUMERO DE OXIDACION SE IRA HACIENDO MENOS.
EL BALANCEO POR OXIDO-REDUCCION (REDOX) CONSISTE BASICAMENTE EN IGUALAR O BALANCEAR EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS CON EL NUMERO DE ELECTRONES PERDIDOS. PARA BALANCEAR UNA ECUACION POR ESTE METODO SE DEBEN CONSIDERAR LOS SIGUIENTES PASOS: 1. OBTEN EL NUMERO DE OXIDACION DE CADA MOLECULA DE LA ECUACION 2. DETERMINA QUE ELEMENTO CAMBIAN DE NUMERO DE OXIDACION DE REACTIVOS A PRODUCTOS 3. ESCRIBE DOS SEMIRREACIONES DE LOS ATOMOS QUE CAMBIA DE REACTIVOS A PRODUCTOS TAL COMO APARECEN EN LA REACCION CON SUS RESPECTIVOS SUBINDICES ANOTA EL CAMBIO DE NEMERO DE OXIDACION DE OXIDACION DE ACUERDO CON LA TABLA DE OXIDO-REDUCCION. 4. AL ANOTAR LAS DOS SEMIRREACIONES EL NUMERO DE ELECTRONES QUE SE GANA Y SE PIERDEN DEBEN SE IGUALES SI ESTO NO SUCEDE SE MULTIPLICA UNA O AMBAS REACCIONES POR UN NUMERO DE TAL FORMA QUE SE PUEDAN IGUALAR LOS ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS. 5. SE SUMAN AMBAS REACIONES PARA OBTENER UNA SOLA AL SUMAR LAS SEMIRREACIONES LOS ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS DEBEN NEUTRALIZARSE ARITMETICAMENTE. 6. LOS COEFICIENTE OBTENIDOS EN LOS PRODUCTO DE LA SEMIRREACION DEBARAN COLOCARSE EN LA REACION ORIGINAL AUNQUE EN OCACIONES SE COLOCA LOS DE LOS REACTIVOS ESTOS COEFICIENTE NO DEBEN MODIFICARSE Y SERVIRAN PARA BALANCEAR EL RESTO DE LA ECUACION. 7. SE SUGIEREN BALANCEAR LOS ATOMOS EN MENOR PROPORCION SEGUIDOS DE LOS DE MAYOR PROPORCION Y POR ULTIMO EL HIDROGENO Y EL OXIGENO EN ESE ORDEN.
ANTES DE TOMAR UNA ECUACION Y BALANCEARLA HAGAMOS UNOS EJERCICIOS CON LAS SEMIRREACCIONES QUE MENCIONAMOS EN EL METODO PARA BALANCEAR ECUACIONES REDOX.
ETAPA1: TENEMOS QUE OPTENER EL NUMERO DE OXIDACION DECADA ELEMENTO DE CADA MOLECULA DE LA ECUACION. PARA ELLO, RETOMAREMOS LAS REGLAS QUE SEÑALAMOS EN EL BLOQUE ANTERIOR PARA IBTENER EL NUMERO DE OXIDACION. REGLAS PARA OBTENER EL NUMERO DE OXIDACION: 1:LA SUMA DE TODOS LOS NUMEROS DE OXIDACCION DE UNA MOLECULA ES IGUAL A CERO. 2: EL NUMERO DE OXIDACION DE TODOS LOS NUMEROS LIBRES ES CERO 3:EL DEL HIDROGENO EN ESE COMPUESTOSES +1,EXCEPTO EN LOS HIDROUROS METALICOS QUE ES -1. 4: EL DEL OXIGENO EN SUS COMPUESTOS ES -2,EXEPTO EN LOS PEROXIDOS QUE ES -1. 5:EL DE LOS IONES ES IGUAL ALA CARGA DEL ION. +1+5-6=0 +2-2=.0 +3+5-8=0 +1+5-2 0 +1-2 +1+5-2 +2-2=0 NHO3 + AS + H2O ---- H3ASO4 + NO ETAPA 2: LOS ELEMENTOS QUE CAMBIAN EL NUMERO DE OXIDACION SON : N+5 A N+2 AS0 A AS+5 ETAPA 3: ESCRIBIMOS LA REACCIONES TOMANDO ENCUENTA LA TABLA DE OXIDO-REDUCCION SE OXIDA EL AS ---------- -3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 <----------------- SE REDUCE EL N
N+5+3e--------N+2 AS0-5e- ------ AS +5
ETAPA 4: PUESTO EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS DE BE SER IGUAL, Y EN ESTE CASO NO LO ES, YA TENEMOS +5e Y -5e, DEBEMOS MULTIPLICAR AMBAS SEMIRREACCIONES POR UN NUMERO QUE NOS DE ESA IGUALACION. PARA QUE ESTO SUCEDA POR LO GENERAL EL NUMERO DE ELECTRONES DE UNA REACCION MULTIPLICADA A LA OTRA Y VICEVERSA ,QUEDANDO ASI : 5(N+5+3e- --- N+2) 3(Asº -5e As ) Y COMO SI FUERA UNA EXPRECION ALGEBRAICA TENEMOS 5N + 15e 5N 3Asº - 15e 3As
ETAPA 5: SUMAMOS LAS SEMIRREACCIONES PARA LLEGAR A UNA SOLA EXPRESION, DONDE FINALMENTE SE NEUTRALIZAN EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS CON EL NUMERO DE ELECTRONES PERDIDOS, QUEDANDO LAS CARGAS BALANCEADAS. 5N + 15e 5N 3Asº - 15eº 3ª 5N + 3Asº 5N + 3As ETAPA 6: LOS COEFICIENTES OBTENIDOS EN LOS PRODUCTOS DE ESTA ULTIMA REACCION PARCIAL SE SUSTITUYEN EN LA ECUACION ORIGINAL, CON LA CONSIGNA DE QUE NO DEBEN SER CAMBIADOS, Y QUE APARTIR DE ELLOS SE BALANCEA TODA LA ECUACION. HNO + As +H2 O 3H ASO +5NO
ETAPA 7: INICIAMOS BALANCEANDO EL As, PUES ES EL QUE ESTA EN MENOR PROPORCION. PARA IGUALAR AMBOS LADOS COLOCAMOS UN 3 EN EL As DE LOS REACTIVOS. APROBECHAMOS Y BALANCEAMOS EL N, CON LO CUAL YA CONTAMOS CON 5, POR LO QUE COLOCAMOS OTRO NUMERO IGUAL EN LOS REACTIVOS. 5HNO + 3As +H2O 3H AsO + 5NO.
BALANCEO DE ECUACIONES (REDOX) Las reacciones de oxidación-reducción: Números de oxidación. Números de oxidación y nomenclatura. Identificar reacciones de oxidación-reducción. Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción. Las reacciones de desproporcionación. Valoraciones de oxidación-reducción. La oxidación por el oxígeno.
Oxidación número o estado: Cuando se trata de iones simples, esto es fácil de determinar. Es simplemente la carga del Ion.
Ejemplos IA del grupo (1) 1 AI Grupo (2) 2 Grupo VII A (17) -1
El oxígeno -2 por lo general El hidrógeno unidos a +1 si no metal El hidrógeno -1 si en condiciones de servidumbre con el metal
Numero de oxidación: Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo.
Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero.
Los ejemplos Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero. Numero de oxidacion: Con electrones enlaces covalentes polares son compartidos pero tampoco.
Para los electrones que se comparten en estos compuestos, asignamos los electrones compartidos con el elemento más electronegativo.
Ejemplo: Asigne los estados de oxidación de todos los elementos en el agua.
Las electronegatividades son: H = 2,2, O = 3,5
Los electrones de las dos de hidrógeno se asignan al oxígeno.
Los números de oxidación: O = -2 H = +1
Reglas para asignar números de oxidación: El importe del número de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga neta de la especie.
En los compuestos: Grupo IA son +1. Grupo IIA son +2. B y Al son 3, y F es -1. El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1. El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y súperóxidos.
Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación cero. Numero de oxidacion: Muchos elementos tienen más de un número de oxidación posible.
A menudo, es posible determinar el número de oxidación de los elementos en un compuesto simplemente por ver en lo que haces saber. Los números de oxidación y la tabla periódica: Algunas tendencias observadas en los compuestos. Los metales tienen números positivos de oxidación. Los metales de transición suelen tener más de un número de oxidación. No metales y semimetales tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación. Ningún elemento existe en un compuesto con un número de oxidación superior a 8. Los números de oxidación más negativo es igual a 8 - el número de grupo
Oxidación número y nomenclatura: Colección de sistema Para los metales con varios números de oxidación es posible, use números romanos en el nombre.
FeSO4 de hierro (II) sulfato Fe2 (SO4) 3 de hierro (III) sulfato
cobre Cu2O (I) óxido de cobre CuO (II) óxido de
plomo PbCl2 (II) cloruro de PbCl4 plomo (IV) de cloruro Oxidación número y nomenclatura: Inorgánicos que contienen oxígeno ácidos y aniones Oxo ácidos y aniones oxo se basan en una modificación del nombre para indicar el número de oxidación. Ácidos Aniones ________ic por por ________ate ________ate ________ic ________ite ________ous hipo hipo ________ous ________ite
Cl oxidación número Fórmula Nombre 7 HClO4 ácido perclórico 5 HClO3 ácido clórico 3 El ácido cloroso HClO2 El ácido hipocloroso HClO un
7 NaClO4 perclorato de sodio 5 NaClO3 clorato de sodio 3 NaClO2 clorito de sodio 1 NaClO hipoclorito de sodio
Identificar reacciones de oxidación-reducción: Oxidación-Reducción - REDOX
Una reacción química donde hay un cambio neto en el número de oxidación de una o más especies.
Tanto la oxidación y la reducción debe producirse durante la reacción. Reacciones Redox: Oxidación Un aumento en el número de oxidación. Reducción Una disminución en el número de oxidación.
Si el número de oxidación de cualquier elemento cambia en el curso de una reacción, la reacción es de oxidación-reducción. Ejemplo 2 Fe(NO3)3 (aq) + Zn(s) 2 Fe(NO3)2 (aq) + Zn(NO3)2 (aq) Equilibrio de ecuaciones REDOX: Muchas ecuaciones REDOX puede ser compensada por la inspección H2S (g) + H2O2 (aq) S (s) + 2 H2O (l) Sin embargo, otros son más difíciles. 2KMnO4 (aq) + H2O2 (l) + 3H2SO4 (aq) 2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3O2 (g) + 4H2O (l) Equilibrio de ecuaciones REDOX: Semirreacción método. Con este enfoque, la reacción se divide en dos partes.
medio de oxidación-reacción. La parte de la reacción en donde los electrones se pierden A An+ + ne- Reducción media-reacción. La parte de la reacción donde los electrones se ganan. me- + B Bm-
Equilibrio de ecuaciones REDOX: El objetivo es entonces para asegurarse de que el mismo número de electrones se producen y consumen. (m) ( A An+ + ne- ) (n) (me- + B Bm- ) nB + mA mAn+ + nBm+ Cuando está bien equilibrado, los electrones se cancelan. La mitad de las reacciones En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno.
Fe2+ Fe3+ Cr2O72- 2Cr3+ A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O. Fe2+ Fe3+ Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O Desproporcionación reacciones: En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido.
Ejemplos
2H2O2 (l) 2H2O (l) + O2 (g) 3Br2 (aq) +6OH- (aq) BrO3-(aq) +5Br-(aq) +3H2O(l) Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
INTEGRANTES: ARANDA LEON MANUEL RUIZ AGUILAR JESUS ALONSO GONZALEZ TOPETE ANGEL
INTEGRANTES Galindo Hernández Epifanio Ocegeda Meraz Armando Barragán Padilla Jonatán Israel Tema: Teoría de Ácidos y Bases de Arrhenius, Lowry y Lewis
*Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius.
Svante Arrhenius nació el 19 de febrero de 1859 en la ciudad de vik, situada en el condado de Sogn og Fjordane Sus padres fueron Svante Gustav y Carlonia Thunberg Arrhenius. Impartió clases de física en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-1895), alcanzando el grado de catedrático (1895-1904). En 1904 abandonó su tarea docente para pasar a dirigir en 1905 el Instituto Nobel de Química Física, cargo que ocupó hasta 1927. En 1909 fue nombrado miembro de la delegación extranjera de la Royal Society de Londres
Sus teorias:
Las moléculas de los electrolitos se disocian en solución acuosa y forman iones positivas y negativas El total de cargas positivas es igual al total de cargas negativas, por lo que la solución es neutra Las moléculas y los iones están en equilibrio
El grado de ionización depende del grado de disolución
Físico y químico danés (Varee, Rice, 1879, Copenhague, 1947). Inició sus investigaciones en el terreno de la termodinámica. Elaboro una teoría general de la ácido-bacisidad, la más usual en el pensamiento químico moderno, generalizado posteriormente por G.N Lewis. Trabajó en colaboración con el sueco Hevesy en la separación de los isótopos del mercurio. Teoría de Bronsted. • Clasificación de ácidos y bases encaminada a facilitar la comprensión y discusión de las reacciones básicas o ácidas, formulada por Bronsted. • Bronsted sugirió el uso de la forma hidratada porque quería indicar que el agua es un aceptor de protones, es decir que se combina con los protones. Bronsted deseaba aplicar los términos ácido y base en un sentido más amplio que anteriormente y enunció nuevas definiciones de esos conceptos. Un ácido Bronsted será toda sustancia que, especialmente en solución acuosa, sea capaz de ceder un protón; una base Bronsted será cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Medida de la fuerza de ácidos o bases La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
***Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875− 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente.
• Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. La Estructura de Lewis
• La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. • Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
• Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. • Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted − Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Hoy en día hay varias teorías acerca de loa ácidos y los bases las cuales difieren ligeramente entre sí pero nos damos cuenta que tienen mucho que ver una con la otra. Por ejemplo, la teoría de Lewis tiene mucho que ver con la de Arrhenius la cual dice que un ácido es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa y que base es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa.
Entradas
COMBUSTION.
ResponderEliminarProceso de oxidación rápida de una sustancia, acompañado de un aumento de calor y frecuentemente de luz.
LIBERACION DE ENERGIA
La mayoría de los procesos de combustión liberan energía (casi siempre en forma de calor), que se aprovecha en los procesos industriales para obtener fuerza motriz o para la iluminación y calefacción domésticas. La combustión también resulta útil para obtener determinados productos oxidados, como en el caso de la combustión de azufre para formar dióxido de azufre y ácido sulfúrico como producto final.
COMBUSTIBLES
Un Combustible es cualquier material capaz de liberar energía cuando se quema, y luego cambiar o transformar su estructura química.
COMBUSTIBLES SOLIDOS
Por orden de potencial calorífico, los combustibles sólidos más comunes son: el carbón, el coque, la madera, el bagazo de caña de azúcar y la turba. La combustión de estos materiales provoca la descomposición del combustible y la formación de materias volátiles como el gas, que arden con una llama tiznosa.
COMBUSTIBLES LIQUIDOS Y GASEOSOS
Los combustibles líquidos más comunes son el fuel-oil, la gasolina y las naftas derivadas del petróleo.
A los combustibles gaseosos como el gas natural, el gas refinado o los gases manufacturados, se les añade aire antes de la combustión para proporcionarles una cantidad suficiente de oxígeno.
COMBUSTION COMPLETA
COMBUSTION COMPLETA:
Ocurre cuando las sustancias combustibles reaccionan hasta el máximo grado posible de oxidación. En este caso no habrá presencia de sustancias combustibles en los productos o humos de la reacción. Ejemplo :
C3H8 + 5O2------ 3CO2 + 4H2O
propano + 5 oxígenos 3 dióxidos de C + 4 aguas
COMBUSTION INCOMPLETA:
Se produce cuando no se alcanza el grado máximo de oxidación y hay presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de la reacción.
Ejemplo :
C3H8 + 4O2 -----3CO2 +4H2O + C
Propano+4 oxígenos →3 dióxidos de C + 4 aguas + C
COMBUSTIÓN ESTEQUIOMÉTRICA O TEÓRICA:
Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción.
Ejemplo:
Combustión Estequiometrica con Metano en Oxigeno
CH4 + 2O2---CO2 + 2H2O
1 MOL DE METANO +2MOLES DE O2 GENERAN UN MOL DE CO2 Y DON MOLES DE AGUA
COMBUSTIÓN CON EXCESO DE AIRE:
Es la reacción que se produce con una cantidad de aire superior al mínimo necesario. Cuando se utiliza un exceso de aire, la combustión tiende a no producir sustancias combustibles en los gases de reacción.
Ejemplo:
C3H +4O2 ---- 2CO2 + 4H2O + C
METANO + OXIGENO ----- DIOXIDO DE CARBONO +AGUA+C
COMBUSTIÓN CON DEFECTO DE AIRE:
Es la reacción que se produce con una menor cantidad de aire que el mínimo necesario. En este tipo de reacción es característica la presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de reacción.
Ejemplo:
C3H + 4O2 ----2CO2 + 4H2O+ C
METANO+ OXIGENO ------ DIOXIDO DE CARBONO +AGUA+C
REACCIONES DE COMBUSTION
SON LAS QUE GENERALMENTE OCURREN EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO CUANDO SE COMBINAN CON EL OXIGENO
EJERCICIOS
IDENTIFICA CUAL DE ESTAS REACCIONES QUIMICAS ES DE COMBUSTION
C + O2 ---- CO2
PbO2 ---- PbO + O2
KBr + NaOH --- NaBr + KOH
EJERCICIO 2
IDENTIFICA CUAL DE ESTAS REACCIONES QUIMICAS ES DE COMBUSTION
)2C2H2 + 5O2 ------ 4CO2 +2H2O
Fe2O3 +Al --- Al2O3 + 2Fe
2Mg +F2 ---MgF2
Equipo1:
Alvarado Fernando
Caudillo Pablo
Briseño vanessa
6fps
TEORIA DE LA HIBRIDACION
ResponderEliminarINTRODUCCION
En esta exposición veremos lo que es la teoría de la hibridación, su formación de enlaces la distribución de sus orbitales y algunas moléculas formadas por la hibridación.
INDICE
LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (1)………………7
LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (2)………………8
LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (3)………………9
LA TEORIA DE LA HIVRIDACION (4)……………..10
HIVRIDACION SP3…………………………………..11
FORMACIÓN DE ENLACE C – H……………12, 13
DISTRIBUCION EN EL ESPACIO DE LOS ORBITALES HIBRIDOS sp3 …………………14
FORMACIÓN DE ENLACE C – H……….………15
MOLÉCULA DE METANO……………….…………16
JUSTIFICACIÓN PARA LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES…………………………………….17, 18
ENLACE C – C EN EL ETANO…………………19
ESTRUCTURA DEL ETILENO……………………20
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES……………...21, 22
ENLACE EN EL ETILENO………………….......23
FORMACIÓN DEL ENLACE (1)………………..24
FORMACIÓN DEL ENLACE ……………………25
ENLACE EN EL ETILENO……………….…26, 27
MOLÉCULA DE ACETILENO………………...…..28
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES…………………..29
HIBRIDACIÓN sp ................................................30
ENLACES EN EL ACETILENO….....................31
ENLACE EN EL ACETILENO (1)…………....…32
ENLACES EN EL ACETILENO(2) ……………..33
ENLACES EN EL ACETILENO(3)……………...34
CONCLUSION……………………..................…...35
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (1)
Para hacer coincidir la teoría (configuración electrónica) y la realidad (estructura del metano CH4), se estableció la Teoría de la Hibridación, que consideró que sí el compuesto más simple existente entre carbono e hidrógeno es CH4 , y los átomos de hidrógeno eran equivalentes, era necesario modificar lo establecido por la configuración electrónica y hacerlo coherente con la estructura real de la molécula.
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (2)
ResponderEliminar1. La teoría de la hibridación propuso que en el caso del átomo de carbono, Para que fuera tetravalente y sus orbitales equivalentes, sería necesario combinar (hibridar) los orbitales atómicos 2s y los tres 2p, y de esa
combinación obtener cuatro orbitales híbridos, 2sp3, con la misma energía, es decir equivalentes.
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (3)
2. La formación de los orbitales híbridos garantiza que:
a) El átomo de carbono sea tetravalente.
b) Que los orbitales híbridos al tener la misma energía, la combinación del carbono con hidrógeno produzca átomos de hidrógeno químicamente equivalentes (iguales)
LA TEORÍA DE HIBRIDACIÓN (4)
A continuación de manera gráfica mostraremos la aplicación de la teoría de la hibridación aplicada a la formación de las moléculas de metano CH4, y eteno CH2 = CH2 y acetileno CH CH
Hibridación sp3
SE MEZCLAN EL ORBITAL 2s Y LOS TRES
ORBITALES 2p, FORMANDO 4 ORBITALES
HIBRIDOS 2sp3
Distribución en el espacio de los orbitales híbridos sp3
FORMACIÓN DE ENLACE C – H.
MOLÉCULA DE METANO
JUSTIFICACIÓN PARA LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
El modelo es consistente con la estructura del metano.
Permite la formación de 4 enlaces en lugar de 2.
Los cuatro átomos de hidrógeno, al estar distribuidos uniformemente alrededor del átomo de carbono hace que sean químicamente equivalentes.
EN RESUMEN
EN EL ÁTOMO DE CARBONO, CUATRO PARES ELECTRÓNICOS IMPLICAN:
ARREGLO TETRAÉDRICO DE LOS PARES ELECTRÓNICOS.
HIBRIDACIÓN sp3
ENLACE C – C EN EL ETANO
ESTRUCTURA DEL ETILENO
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES:
Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacio y se hibridan el orbital 2s con dos orbitales 2p, formando tres orbitales hibridos 2sp2, quedando un orbital 2p sin participar
ENLACE EN EL ETILENO
FORMACIÓN DEL ENLACE (1)
FORMACIÓN DEL ENLACE
ENLACE EN EL ETILENO
MOLÉCULA DE ACETILENO
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES :
Se promueve un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacío y se hibridan el orbital 2s con un orbital 2p, formando dos orbitales hibridos 2sp, quedando dos orbitales 2p sin participar
HIBRIDACIÓN sp:
SE HIBRIDAN EL ORBITAL 2s Y UNO DE
LOS TRES ORBITALES 2p, QUEDANDO DOS ORBITALES 2p PUROS.
ENLACES EN EL ACETILENO
ENLACE EN EL ACETILENO (1)
ENLACES EN EL ACETILENO(2)
ENLACES EN EL ACETILENO(3)
CONCLUSION:
LA HIBRIDACION SE PUEDE PRESENTAR DE DIFERENTES FORMAS.
PARA HACER LA HIBRIDACION SOLO SE OCUPA EL CARBONO Y EL HIDROGENO.
EQUIPO: 7
INTEGRANTES:
CONTRERAS CANO ADAEL
HERNANDEZ BOCANEGRA MIGUEL ANGEL
ZAZUETA PEREZ ANGEL HORACIO
GRUPO: 6CPS
Números cuánticos
ResponderEliminarLos números cuánticos describen los valores de las variables dinámicas que se conservan en los sistemas cuánticos.
Así, los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del Hamiltoniano.
En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que nos indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.
En física de partículas también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discreto.
hay tres números cuánticos. Estos números cuánticos son:
El número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4 ...), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital.
El número cuántico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
El número cuántico de spin (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.
En resumen, el estado cuántico de un electrón está determinado por sus números cuánticos.
PRINCIPIOS DE EXCLUCION DE PAULI
ResponderEliminarEl principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).
Se aplica a fermiones, son, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia.
En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.
"Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos".
Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que:
La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del sistema completo es |ψψ>. Entonces,así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos partículas.
Consecuencias:
Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.
Ejemplos:
Considerando un átomo neutro de helio, que tiene dos electrones ligados. Estos dos ocupan los estados de mínima energía (1s), si presentan diferente espín. Esto no viola el principio de Pauli, porque el espín es parte del estado cuántico del electrón, así que los dos electrones están ocupando diferentes estados cuánticos (espínorbitales). Sin embargo, el espín sólo puede tomar dos valores propios diferentes.
En un átomo de litio, que contiene tres electrones ligados, el tercer electrón no puede entrar en un estado 1s, y tiene que ocupar uno de los estados 2s (de energía superior). De forma análoga, elementos sucesivos producen capas de energías más y más altas. Las propiedades químicas de un elemento dependen decisivamente del número de electrones en su capa externa, lo que lleva a la tabla periódica de los elementos.
Regla de Hund
ResponderEliminarLa regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula mini atómica es mas estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o anti paralelos). También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund.
Nota: El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento. Cada espectro de emisión atómico de un átomo es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o anti paralelo).
Por ejemplo:
3 electrones en el orbital 2p; px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0
(px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)
Conclusion:
Los tres temas tocados , fue esencial los temas de los fermiones y bosoNes que son las particulas subatomicas mas importantes por la cual esta constituida la materia existen otras pero estas son las mas relevantes sin estas tres ninguna de las leyes se pudiera a ver logrado a igual de la teoria de Hund y tema del los espines “SPDF” QUE ES DONDE SE DETERMINA ELECTRONES DE VALENCIA Y DE DONDE SE GENERO LA TABLA PERIODICA QUE HOY CONOCEMOS”.
EQUIPO: 6
INTEGRANTES:
Valdez Diaz Jonnathan Cenobio.
Lopez Ramirez Areli Concepcion.
Sanchez Hernandez Fernando.
GRUPO: 6DPS
Particulas fundamentales en el atomo.
ResponderEliminar6°CPS.
INTEGRANTES
Erik Carrillo.
Natalia Hernández.
Liliana Arroyo.
INDICE.
PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO……….4
EL ELECTRON…………………………………………………………….6
LOS ELECTRONES……………………………………….…………….7
EL PROTON…………………………………………………………….….9
EL NEUTRON……………………………………………………...…....12
CONCLUSION…………………………………………………………...13
Introduccion.
En este tema veremos las partículas fundamentales que integran al átomo, así como las características sobre cada partícula.
Partículas Fundamentales del atomo:
Las partículas fundamentales de un átomo son los bloques constituyentes básicos de cualquier átomo. El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las interacciones químicas.
La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente tabla.
La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del neutrón. La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del electrón. Procederemos a estudiar estas partículas con mayor detalle.
Partícula Masa(uma) Carga (escala relativa).
Electrón (e-) 0.00054858 1-
Protón (p+) 1.0073 1+
Neutrón (nº) 1.0087 Ninguna
El Electrón:
ResponderEliminarEl electrón, comúnmente representado como e− es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto de protones y neutrones. Los electrones tienen la carga eléctrica más pequeña, y su movimiento genera corriente eléctrica. Dado que los electrones de las capas más externas de un átomo definen las atracciones con otros átomos, estas partículas juegan un papel primordial en la química.
Historia y descubrimiento del electrón:
La existencia del electrón fue postulada por G. Johnston Stoney, como una unidad de carga en el campo de la electroquímica. El electrón fue descubierto por Thompson en 1897 en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, mientras estudiaba el comportamiento de los rayos catódicos. Influenciado por el trabajo de Maxwell y el descubrimiento de los rayos X, dedujo que en el tubo de rayos catódicos existían unas partículas con carga negativa que denominó corpúsculos.
Los electrones.
Es la subparticula de carga negativa que se encuentra girando dentro del átomo.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Electrones en la industria: Los haces de electrones se utilizan en soldaduras.
Electrones en el laboratorio: El microscopio electrónico, que utiliza haces de electrones en lugar de fotones, permite ampliar hasta 500.000 veces los objetos. Los efectos cuánticos del electrón son la base del microscopio de efecto túnel, que permite estudiar la materia a escala atómica.
El Protón:
Partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleo atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones. El núcleo del átomo de hidrógeno está formado por un único protón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.
El número atómico de un elemento indica el número de protones de su núcleo, y determina de qué elemento se trata. En física nuclear, el protón se emplea como proyectil en grandes aceleradores para bombardear núcleos con el fin de producir partículas fundamentales. Como ion del hidrógeno, el protón desempeña un papel importante en la química.
El Neutrón:
El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1.838,4 veces mayor que la del electrón y 1,00014 veces la del protón; juntamente con los protones, los neutrones son los constitutivos fundamentales del núcleo atómico y se les considera como dos formas de una misma partícula: el nucleón.
La existencia de los neutrones fue descubierta en 1932 por Chadwick; estudiando la radiación emitida por el berilio bombardeado con partículas, demostró que estaba formada por partículas neutras de gran poder de penetración, las cuales tenían una masa algo superior a la del protón.
El número de neutrones en un núcleo estable es constante, pero un neutrón libre, en decir, fuera del núcleo, se desintegra con una vida media de unos 1000 segundos, dando lugar a un protón, un electrón y un neutrino.
CONCLUSION:
En el tema que se desarrollo tratamos y comprendimos como esta formado un átomo, cual es la función que desempeña cada partícula y quienes fueron los físicos que descubrieron dichas partículas.
=Métodos de Separación de Mezclas.=
ResponderEliminarequipo #3 6DPS
*Castillo Reyes Paloma
*Maldonado Ventura Isis
*Torres Nopiri Marible
Mezclas.
Una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales.
¿Cómo se pueden separar las mezclas?
Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos como destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación. Si después de mezclar algunas sustancias, éstas reaccionan químicamente, entonces no se pueden recuperar por medios físicos, pues se han formado compuestos nuevos.
Métodos físicos de separación.
CRISTALIZACIÓN
Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con curvas de solubilidad diferentes. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución. Para el compuesto menos soluble la disolución llegará a la saturación debido a la eliminación de parte del disolvente y precipitará.
FILTRACIÓN
En la filtración, se hace pasar la mezcla por filtros de distintos tamaños, en los que quedan retenidas las partículas de mayor tamaño que los poros del filtro. Es un método sencillo y barato; sólo es útil en algunas situaciones.
DESTILACIÓN
La destilación y la destilación fraccionada es el método utilizado cuando se quieren separar dos líquidos y uno de ellos es más volátil que el otro. Es también útil cuando ambos líquidos tengan temperaturas de ebullición parecidas. Cuando calentamos la mezcla el vapor que aparece está compuesto en mayor porcentaje por el líquido más volátil. Se recoge el vapor y se enfría, obteniéndose un líquido de concentración distinta al original. La mezcla inicial ha cambiado también de composición y por tanto también de punto de ebullición.
CROMATOGRAFÍA
La cromatografía se utiliza con los fluidos, que pueden ser gases o líquidos, se empuja a circular la mezcla por un sólido o un líquido que permanece estacionario (fase estacionaria). Los distintos componentes de la mezcla circulan a velocidades diferentes por la fase estacionaria, y por lo tanto unos componentes están más tiempo retenidos en ella que otros, emergiendo después. Sirve como método físico de separación.
Centrifugación
La centrifugación es un método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de diferente densidad mediante una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza mayor que la de la gravedad, provocando la sedimentación de los sólidos o de las partículas de mayor densidad.
Filtración al vacio
La Filtración al vacio es una técnica de separación de mezclas sólido-líquido.
La mezcla se introduce en un embudo plano con el papel de filtro acoplado al fondo. Desde el fondo del embudo, se aplica con una bomba, un vacio que succiona la mezcla quedando el sólido atrapado entre los poros del filtro, el resto de la mezcla atraviesa el filtro y queda depositada en el fondo del recipiente.
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ResponderEliminarEquipo#1 6DPS
ResponderEliminarCOMBUSTION
Introducción
Se hablara de la combustión, los elementos que se requieren para llevarla a cabo, los tipos de combustiones que existen, y algunos ejemplos de colores que se dan mediante la combustión de algunos elementos químicos.
¿Qué es la Combustión?
La combustión es una reacción química en la cual generalmente
se desprende una gran cantidad
de calor y luz.
Sin embargo el fenómeno puede manifestarse en forma muy lenta y no ir acompañado de un incremento de la temperatura que nosotros podamos percibir.
Elementos
La combustión es una reacción entre un comburente y un combustible, con desprendimiento de luz y calor.
Se denomina comburente al medio de reacción que permite que ocurra una combustión. En nuestro planeta, el comburente natural es el oxígeno (O2). Sin oxígeno no es posible una combustión.Se define combustible a toda sustancia capaz de arder.
¿Dónde inicia el procesó de combustión?
Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición o de inflamación.
El proceso de combustión transcurre esencialmente en fase de vapor. Los sólidos se someten primero a un proceso de descomposición de su estructura molecular, a elevada temperatura, hasta llegar a la formación de gases.
Los líquidos primero se vaporizan, luego se mezclan con el comburente y se someten a la acción de la llama para iniciar la reacción.
Tipos de combustión
Combustión completa:
La combustión completa presenta llama azul pálido, y es la que libera la mayor cantidad de calor comparada con la combustión incompleta del mismo combustible.
*C+O2 = CO2
Combustión incompleta:
Libera menor cantidad de calor que la combustión completa del mismo combustible. La combustión es incompleta cuando la cantidad de O2 no es suficiente para quemar de modo completo al combustible.
2C + O2 =2(CO).
Produce ese color amarillo-anaranjado
a la llama.
Combustiones lentas
Se producen sin emisión de luz y con poca emisión de calor. Se dan en lugares con escasez de aire, combustibles muy compactos o cuando la generación de humos enrarece la atmósfera, como ocurre en sótanos y habitaciones cerradas.
Son muy peligrosas,
ya que en el caso de que entre aire fresco puede generarse una súbita aceleración del incendio,
e incluso una explosión
Combustiones rápidas:
Son las que se producen
con fuerte emisión de luz y calor con llamas.
Combustión con exceso de aire:
Es la reacción que se produce con una cantidad de aire superior al mínimo necesario. En este tipo de combustión es típica la presencia de oxigeno en los gases de combustión.
La razón por la cual se utiliza normalmente un exceso de aire es hacer reaccionar completamente el combustible disponible en el proceso.
Conclusión
ResponderEliminarLa combustión es una reacción entre 2 elementos, combustible y comburente, que tiene dos tipos esenciales completa e incompleta, una ejerce calor y la otra casi no, una de ella puede llegar hacer muy peligrosa porque emite gases que pueden ser muy tóxicos . Y con esta reacción algunos elementos emiten diferentes tipos de colores.
“Gracias”
Integrantes :
Ibarra Casas Teresa de Jesús
Pérez Juárez Emily Anahi
Pérez Motta Isamar
TEMA: NUMEROS CUANTICOS,PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI,PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND.
ResponderEliminarEQUIPO: #6
INTEGRANTES:
SANCHEZ VENTURA BRENDA
FLORES MEDINA LUISA
VALENZUELA MUÑOZ KARINA
GRUPO: 6EPS
1.-NUMEROS CUANTICOS
LOS NUMERO CUANTICOS SON 4: n,l,ml y ms
LOS NUMEROS CUANTICOS NOS SIRVEN PARA IDENTIFICAR COMO ESTAN COLOCADOS LOS ELECTRONES EN UN ATOMO.
EL NUMERO CUANTICO "n" NOS INDICA EL NIVEL DE ENERGIA O LA CAPA EN LA CUAL SE ENCUENTRA UN ELECTRON.
EL NUMERO CUANTICO "l" NOS INDICA LA SUBCAPA O EL TIPO DE ORBITAL QUE SE TIENE.
EL NUMERO CUANTICO "ml" NOS INDICA HACIA DONDE SE DIRIGE NUESTRO ORBITAL.
EL NUMERO CUANTICO "ms" ESTA RELACIONADO CON EL VALOR QUE TIENE UN ELECTRON DENTRO DEL CAMPO MAGNETICO SUS VALORES SON : 1/2 Y -1/2
2.-PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
Wolfgang Ernst Pauli (Viena, 25 de abril de 1900 - Zúrich, 15 de diciembre de 1958) fue un físico austríaco, nacionalizado suizo y luego estadounidense. Se cuenta entre los padres fundadores de la mecánica cuántica; es suyo el principio de exclusión.
Wolfgang Pauli, otro de los principales contribuidores de la teoría cuántica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuánticos, según el cual es imposible que dos electrones -en un átomo- puedan tener la misma energía, el mismo lugar, e idénticos números cuánticos. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de átomos cada vez más pesados, y daba cuenta de por qué la materia ocupa lugar en el espacio.
En un orbital puede haber hasta 2 electrones de spines opuestos, esto significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus 4 números cuánticos iguales.
CONSECUENCIAS
El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos.
El principio de Pauli también es responsable de la estabilidad a gran escala de la materia. Las moléculas no pueden aproximarse arbitrariamente entre sí, porque los electrones ligados a cada molécula no pueden entrar en el mismo estado que los electrones de las moléculas vecinas.
Otro fenómeno físico del que es responsable el principio de Pauli es el ferromagnetismo, en el que el principio de exclusión implica una energía de intercambio que induce al alineamiento paralelo de electrones vecinos (que clásicamente se alinearían antiparalelamente).
3.-PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Friedrich Hund (4 de febrero, 1896 - 31 de marzo, 1997) fue un físico alemán, conocido por su trabajo en la estructura de átomos y moléculas.
Estudió matemáticas, física y geografía en Marburgo y Göttingen. Investigó e impartió clase (de física teórica) en universidades
Publicó más de 250 artículos y libros científicos .
En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con espines opuestos.
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o antiparalelos).
Teoría de la hibridación, formación y representación de la hibridación
ResponderEliminarEquipo: #7 6eps
Martínez Pérez Diana Gabriela
Ramírez González alma rosario
García Ramírez Reyna Isabel
TEORIA DE HIBRIDACION
• La palabra hibrido significa algo asi como cruzado, mezclado.
hibridación sp2 significa que se mezcló un orbital s y dos orbitales p para formar un nuevo orbital (mezclado )que se llama ahora sp2.
• así sucede con las otras hibridaciones sp3,sp3d sp3d2,se juntan los orbitales para formar estos nuevos orbitales híbridos así se pueden enlazar los átomos entre si
LA TEORIA DE HIBRIDACIÒN
La teoría de hibridación de orbitales, establecida por Linus Pauling en su obra publicada en 1931 The Nature of che Chemical Bond, complementa la teoría de enlace de valencia a la hora de explicar la formación de enlaces covalentes. En concreto, la hibridación es el mecanismo que justifica la distribución espacial de los pares de electrones de valencia (lineales, triangulares planas y tetraédricas). Los tipos de hibridación de orbitales que necesitamos aplicar para justificar la geometría de las moléculas más simples son: sp, sp2 y sp3.
TEORIA DE HIBRIDACION
Los orbitales atómicos híbridos resultan de la combinación de las propiedades de los orbitales s, p, d y f.
La descripción de un orbital híbrido sp3 se obtiene mediante la combinación de un orbital s y tres orbitales p. De manera similar, un orbital sp2 es un híbrido de un orbital s y dos orbitales p; a su vez, el orbital sp es un híbrido de un orbital s
Se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva,
HIBRIDACIÒN DE ORBITALES ATÒMICOS EN EL CARBONO
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica.
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana.
Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.
1. HIBRIDACIÓN DIGONAL ,O, SP.
Estructura
Tipo de compuesto Aleno Acetiluro
Geometría Lineal Lineal
HIBRIDACIÓN TRIGONAL ,O, SP2
Estructura
Tipo de compuesto Carbocatión
(ion carbenio) Radical
Geometría Trigonal plana Trigonal plana
3. hibridación tetraedral, o, sp3
Estructura
Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos
Geometría Piramidal Angular
Conclusión
Un orbital híbrido es una combinación de orbitales atómicos.
- El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.
- Los orbitales híbridos formados tienen la misma forma y una determinada orientación espacial: sp lineal; sp2 triangular plana y sp3 tetraedro
equipo #2-6eps
ResponderEliminarTEMA:FERMENTACION
INDICE:
1.¿Qué es ?
2.Uso
3.TIPOS DE FERMENTACION
*Fermentación acética
*Fermentación alcohólica
*Fermentación butírica
*Fermentación de la glicerina
*Fermentación láctica
1.-QUE ES?
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.
2.-USOS
El beneficio industrial primario de la fermentación es la conversión del mosto en vino, cebada en cerveza y carbohidratos en dióxido de carbono para hacer pan.
la fermentación de los alimentos sirve a 5 propósitos generales:
♥Enriquecimiento de la dieta a través del desarrollo de una diversidad de sabores, aromas y texturas en los substratos de los alimentos.
♥Preservación de cantidades substanciales de alimentos a través de ácido láctico, etanol, ácido acético y fermentaciones alcalinas.
♥Enriquecimiento de substratos alimenticios con proteína, aminoácidos, ácidos grasos esenciales y vitaminas.
♥Detoxificación durante el proceso de fermentación alimenticia.
♥Disminución de los tiempos de cocinado y de los requerimientos de combustible.
3.-TIPOS DE FERMENTACION
FERMENTACION ALCOHOLICA
La fermentación alcohólica es un proceso anaeróbico que además de generar etanol desprende grandes cantidades de dióxido de carbono (CO2) además de energía para el metabolismo de las bacterias anaeróbicas y levaduras
La fermentación alcohólica es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire , originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono para obtener como productos finales: un alcohol en forma de etanol (CH3-CH2-OH), dióxido de carbono (CO2) en forma de gas y unas moléculas de ATP que consumen los propios microorganismos en su metabolismo celular energético anaeróbico.
El etanol resultante se emplea en la elaboración de algunas bebidas alcohólicas, tales como el vino, la cerveza, la sidra, etc. Aunque en la actualidad se empieza a sintetizar también etanol mediante la fermentación a nivel industrial a gran escala para ser empleado como biocombustible.
La fermentación alcohólica tiene como finalidad biológica proporcionar energía anaeróbica a los microorganismos unicelulares (levaduras) en ausencia de oxígeno para ello disocian las moléculas de glucosa y obtienen la energía necesaria para sobrevivir, produciendo el alcohol y CO2 como desechos consecuencia de la fermentación.
TIPOS DE FERMENTACIO ALCOHOLICA:
♪Fermentación industrial
♪Fermentaciones naturales
♪Fermentaciones específicas
♪Fermentación del vino
♪Fermentación de la cerveza
FERMENTACION BUTIRICA
Se produce a partir de la lactosa con formación de ácido butírico y gas. Es característica de las bacterias del género Clostridium y se caracteriza por la aparición de olores pútridos y desagradables
FERMENTACION D ELA GLICERINA
El propanotriol, glicerol o glicerina (C3H8O3) (del griego Glykos, dulce) es un alcohol con tres grupos hidroxilos.
El glicerol está presente en todos los aceites y grasas animales y vegetales de la forma combinada, es decir, vinculadas a los ácidos grasos como el ácido esteárico, oleico, palmítico y ácido láurico para formar una molécula de triglicéridos
FERMENTACION LACTICA
La fermentación láctica es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desecho es el ácido láctico.
Este proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas), hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales; en efecto, la fermentación láctica también se verifica en el tejido muscular cuando, a causa de una intensa actividad motora, no se produce una aportación adecuada de oxígeno que permita el desarrollo de la respiración aeróbica.
INTEGRANTES:
♀Ahumada Sánchez Esmeralda del Roció
♀Jaramillo Martínez Karen
♀Rodríguez Jusaino Daniela
GRUPO: 6"EPS"
ResponderEliminarINTEGRANTES:
fuentes manzo estefania amayrani
lozano vargaz miguel
gonzalez garcia analy
EQUIPO #2
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES EN EL ÁTOMO Y MASA ATÓMICA
TEMAS:
1-.Que es un átomo?
1.1Partículas del átomo
*neutrones
*protones
*electrones
*neutrinos
2-.Que es masa atómica?
2.1Particulas de la masa atómica
*peso atómico
QUE ES UN ÁTOMO??
Es la unidad más pequeña de un elemento químico que capaz de entrar en combinación con otra u otras análogas para formar un compuesto químico.
UN EJEMPLO
Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES EN EL ÁTOMO
Por una parte están los neutrones y los protones, en lo que constituyen el núcleo.
El núcleo es la parte del átomo que aporta la mayoría de la masa.
CARACTERISTICAS DE PROTONES Y NEUTRONES:
NEUTRONES :
Masa:
1,008 664 915 6(6) uma.
Carga eléctrica:
0
PROTONES :
Masa :
1,672 621 637(38)x 10) –27 kg
Carga eléctrica :
1,602 176 487 × 10–19 Culombio.
COMPOSICIÓN DE NEUTRONES Y PROTONES
2 quark arriba, 1 quark abajo . Los quarks son constituyentes fundamentales de la materia y las partículas más pequeñas que el hombre ha logrado identificar. Varias especies de quarks se combinan de manera específica para formar partículas tales como protones y neutrones.
EJERCICIOS
13 27Al+3
R=13 protones, 14 neutrones y 10 electrones.
13 27Al
R=13 protones, 14 neutrones y 13 electrones
12H
R=1 protón, 1 neutrón y 1 electrón
NEUTRINOS
Son partículas subatómicas de tipo fermiónico, de carga neutra . los neutrinos tienen masa, aunque el valor de ésta no se conoce con exactitud, en todo caso, sería muy pequeño.
QUE ES LA MASA ATÓMICA??
La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento).
¿COMO PODEMOS SACAR LA MASA ATOMICA ?EJEMPLO:
Carbono -14
6 protones + 8 neutrones
masa atomica = 14
Tritio(Hidrogeno -3)
1 proton + 2 neutrones
masa atomica =3
PESO ATÓMICO
Es un valor asignado a cada elemento para especificar la masa promedio de los átomos que le componen. Tiene un valor decimal precisamente por la diferencia en la abundancia relativa en la que se halla cada isótopo del elemento.Por lo tanto suele expresarse en gramos/mol de elemento.
EJEMPLOS DE PESO ATOMICO DE ALGUNOs ELEMENTOS:
ELEMENTO PESO ATOMICO
Aluminio 26.98154
Carbono 12.011
Bario 137.34
Xd zomoz el ekipo #4
ResponderEliminarFermentacion:
ResponderEliminarindice
3. Fermentation
4. fermentation
5. La fermentation en los seres vivos
6. La fermentation en los seres vivos
7. Tipos de fermentacion
8. La fermentacion en alimentos sirve a 5 propositos generales
9. Beneficios de la fermentacion
10. Beneficios de la fermentacion
11. Fermentacion lactica
12. Fermentacion lactica
13. Fermentacion alcoholica
14. Proceso de fermentacion
15. Proceso de fermentacion
16. Proceso de fermentacion
17. Resumen
18. conclusion
La fermentación
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.
La fermentación fue descubierta por Louis Pasteur, que la describió como la vida sin el aire. La fermentación típica es llevada a cabo por las levaduras. También algunos metazoos y protistas son capaces de realizarla.
La fermentación en los seres vivos
En los seres vivos, la fermentación es un proceso anaeróbico y en él no interviene la mitocondria ni la cadena respiratoria. Son propias de los microorganismos, como algunas bacterias y levaduras. También se produce la fermentación en la mayoría de las células de los animales (incluido el hombre), excepto en las neuronas que mueren rápidamente si no pueden realizar la respiración celular.
Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias y se ven obligadas a fermentar. El tejido muscular de los animales realiza la fermentación láctica, cuando el aporte de oxígeno a las células musculares no es suficiente para el metabolismo aerobio y la contracción muscular.
Tipos de fermentación
Las fermentaciones pueden ser: naturales, cuando las condiciones ambientales permiten la interacción de los microorganismos y los sustratos orgánicos susceptibles; o artificiales, cuando el hombre propicia condiciones y el contacto referido.
La fermentación en alimentos sirve a 5 propósitos generales
Enriquecimiento de la dieta a través del desarrollo de una diversidad de sabores, aromas y texturas en los substratos de los alimentos.
Preservación de cantidades substanciales de alimentos a través de ácido láctico, etanol, ácido acético y fermentaciones alcalinas.
Enriquecimiento de substratos alimenticios con proteína, aminoácidos, ácidos grasos esenciales y vitaminas.
Detoxificación durante el proceso de fermentación alimenticia.
Disminución de los tiempos de cocinado y de los requerimientos de combustible.
Beneficios de la fermentacion
El ácido producido en la fermentación ayuda a preservar el alimento. En las avenas machacadas fermentadas, los ácidos principales son el láctico y el acético.
En Tanzania, los niños alimentados con avena machacada fermentada tienen menos diarreas que los que se alimentan con avena machacada sin fermentar. El avena machacada está a menudo contaminada con bacterias que causan diarrea debido a la impureza del agua o la mala higiene. La fermentación ayuda a reducir la contaminación porque estas bacterias perjudiciales no se pueden multiplicar con tanta facilidad en los alimentos fermentados.
La fermentación mejora la absorción de importantes nutrientes, particularmente hierro y zinc.
La fermentación mejora el contenido proteico y agrega vitaminas y minerales.
Mucha gente prefiere el sabor de los alimentos fermentados. Se ha sugerido que el sabor agrio ayuda a restaurar el apetito cuando la gente está enferma.
(continuacion)
ResponderEliminarFermentación láctica
La fermentación láctica es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desechEste proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas), hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales; en efecto, la fermentación láctica también se verifica en el tejido muscular cuando, a causa de una intensa actividad motora, no se produce una aportación adecuada de oxígeno que permita el desarrollo de la respiración aeróbica.
Cuando el ácido láctico se acumula en las células musculares produce síntomas asociados con la fatiga muscular. Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias de manera que se ven obligadas a obtener energía por medio de la fermentación láctica; por el contrario, el parenquima muere rápidamente ya que no fermentan, y su única fuente de energía es la respiración.o es el ácido láctico.
Fermentación alcohólica
La fermentación alcohólica (denominada también como fermentación del etanol o incluso fermentación etílica) es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire (oxígeno - O2), originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono (por regla general azúcares: como pueden ser por ejemplo la glucosa, la fructosa, la sacarosa, el almidón, etc.)
Nota: De acuerdo al tipo de fermentación, algunos productos (ej. alcohol) pueden ser dañinos para la salud.
Proceso de fermentación
1) crecimiento
2) desarrollo: proceso por el cual el organismo se desarrolla, produce y propaga implica el crecimiento individual del microorganismo y los crecimientos de la colonia por medio de la reproducción.
3) conservación celular.
A) anabolismo: proceso de construcción del microorganismo (hay consumo de energía suministrada por la desasimilación)
B) asimilación: proceso endoenergético por el cual una sustancia del sustrato pasa a formar parte del microorganismo
C) biosíntesis: proceso endoenergético por el cual el microorganismo sintetiza las sustancias asimilables. es la formación de compuestos complejos dentro de la célula en cantidades mayores alas necesarias para el sostenimiento de las actividades normales de la vida. los compuestos biositetizados (vitaminas, enzimas, antibióticos, toxinas, etc.) con gran frecuencia son eliminados de la célula pasando al sustrato
D) catabolismo o desasimilación: es un proceso destructivo. Se transforman sustancias sintetizadas en compuestos de menor energía => se pone en libertad energía. la desasimilación se produce dentro de la célula pero los productos son expulsados al sustrato o medio que la rodea. los compuestos resultantes son los productos industriales buscados por fermentación. la energía liberada es en parte consumida por el proceso de anabolismo y el resto se libera en forma de calor.
Resumen
La fermentación sirve para la preservación en algunos alimentos y la fabricación de otros ayudando a ingerir bacterias benéficas al organismo y reteniendo por mas tiempo el estado de algunos de esos alimentos.
Conclusión
A través de nuestra alimentación encontremos las herramientas necesarias para llevar una vida mas sana, algunos de ellos son alimentos fermentados por ejemplo el yogurt.
Grado y grupo: 6cps
Equipo: #2
Tema: La fermentación
Integrantes del equipo:
Estrada Zepeda Luis Alfredo
Gonzales Tiznado Juan Edgar
Peñaloza Moran Christian David
Teoria de la Hibridacion.
ResponderEliminarFormación, representación y características de los orbitales híbridos.
Integrantes: 6FPS
Camacho Aguayo Luis
Gutiérrez Gutiérrez Alfonso
Rivera Gómez Marisol
Teoria de la hibridacion
La teoría fue propuesta por el químico Linus Pauling. Se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva
El átomo puede encontrarse en dos estados llamados: estado basal y estado de hibridación
ESTADO BASAL.- Es cuando el átomo se encuentra aislado de toda exitacion magnetica
ESTADO DE HIBRIDACIÓN.- Es cuando el átomo recibe una exitacion magnetica
HIBRIDACION sp
Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal.
Por ejemplo:
CH2
HIBRIDACION sp²
Esta hibridación, es aplicable a todas las estructuras trigonales planas, que permite que se enlacen otros tres átomos formando 120º.
Ejemplo: BCL3
HIBRIDACION sp³
La disposición de los pares de electrones adopten una geometría tetraédrica.
Estos enlaces usan electrones ubicados en los orbitales de la capa de valencia…
Ejemplo: CCL4
MODELOS ATOMICOS
ResponderEliminarEQUIPO#5
INTEGRANTES DEL EQUIPO 6EPS
RUELAS RUELAS SAYURI MONSERRAT
MOROYOQUI CARBAJAL MARITZA
DE LA VEGA DIAZ JAMI IVONE
JOHN DALTON
* El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
* Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
* En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.
J.J Thompson
El "Modelo atómico de Thomson", también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón,[1] antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.
RUTHERFORD
El "Modelo atómico de Thomson", también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón,[1] antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.
BORH
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
SOMMERFELD
El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913).
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes para un nivel energético dado.
Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
EQUIPO: 9
ResponderEliminarTEMA:Radio atómico
El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones y de electrones.
Difracción de neutrones:
Son método para la determinación de la estructura atómica.
1.Los Rayos x.
2.La alternativa es utilizar proyectiles que impacten sobre los núcleos.
Electronegatividad :
La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
Escalas de electronegatividad:
Iónico (diferencia superior o igual a 1.8)
Covalente polar (diferencia entre 1.8 y 0.4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Energía de ionización:
El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso.
Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
afinidad electronica:
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomfundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía
sea absorbida, tendrá signo positivoo gaseoso neutro en su estado
INTEGRANTES
Galindo Hernández Epifanio
Ocegueda Meraz Armando
Barragán Padilla Jonathan
[Numeros Cuanticos,Principio de Exclusion de Pauli & Maxima Multiplicidad de Hund]
ResponderEliminar'6 CTPS'
Integrantes
-Rangel Valdez Aida Tanairy
-Cortes Garcia Brenda Janeth
-Martinez Salazar Javier
INDICE
Portada…………………………………………....……………1
Integrantes………………………………………………….….2
Índice…………………………………………………………....3
Introducción…………………………………………………...4
Números Cuánticos…………………………………………..5
Descripición de los números cuánticos…………………..6
Principio de Exclusión de Pauli……………………………..7
Desarrollo…………………………………………………...8 &9
Máxima multiplicidad de Hund……………………..10 &11
Conclusión……………………………………………..……..12
[Introduccion]
En este tema hablaremos sobre los número cuánticos la descripción de cada uno de ellos asi como el princio de exclusión de Pauli y la maxima multiplicidad de Hund.
[Numeros Cuanticos]
Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann.
[Desarrollo]
-Numero Cuantico Principal: [n]
Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,....
-Numero Cuantico Azimutal: [l]
Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1.
-Numero Cuantico Magnetico: [m]
Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l
-Numero Cuantico De Spin: [s]
Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.
[Principio de Exclusion de Pauli]
ResponderEliminarCONTINUACION....
'6CPS'
Integrantes
-Rangel Valdez Aida Tanairy
-Cortes Garcia Brenda Janeth
-Martinez Salazar Javier
[Principio De Exclusion de Pauli]
El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual).
[Desarrollo]
El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria.
El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.
El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.
[Maxima Multiplicidad de Hund]
En química cuántica se conoce la regla de Hund, que estipula que, cuando en el nivel más alto hay varios orbitales con la misma energía (degenerados), el alineamiento del espín de los electrones desapareados es ferromagnético. Con esto se explica el paramagnetismo del dioxígeno, y de los cationes de muchos metales de transición.
Principio de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con espines opuestos.
También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund
Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de espines).
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar desapareado del primero (espines opuestos o antiparalelos).
PARTICULAS
ResponderEliminarFUNDAMENTALES
DEL ATOMO
LIENA DEL TIEMPO
John Dalton descubrió la teoría del átomo..1803
Eectron joseph John Thompson...1897
proton:ernest rutthenford....1918
Neutrón james Chadwick...1932
El atomo & sus particulas...
Los átomos no son las partículas mas pequeñas que existen: Están formados por partículas mas pequeñas, llamadas partículas subatómicas: Distintas investigaciones llevaron al descubrimiento de tres partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones.
PARTICULAS CARGA MASA gr u.m.a
ELECTRISCAS
Electrón -1. 9.11x10-28 1/1823
Protón +1 1.673x10-24 1.007277
Neutrón 0 1.673x10-24 1.006665
ELECTRONES
El electrón (del griego ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.
El electrón es un tipo de partícula subatómica denominada leptón, y parece ser una de las partículas fundamentales (es decir, que no puede ser dividida en constituyentes más pequeños) de acuerdo con el modelo estándar de partículas
El electrón tiene una carga eléctrica negativa de −1,6 × 10−19 coulombs y una masa de 9,1 × 10-31 kg (0,51 MeV/c2), que es aproximadamente 1800 veces menor que la masa del protón.
PROTOMNES =)
Los protones tienen una carga del mismo valor, pero con polaridad opuesta, es decir +1. La carga fundamental tiene un valor de 1.602 x 10-19 columbs es la cantidad más pequeña de electricidad positiva que existe individualmente.
Cada elemento tiene asociados dos valores numéricos que indican el número de partículas fundamentales que posee :
Z.- NUMERO ATOMICO, indica el número de electrones de la corteza o el número de protones (ya que ambos coinciden).
A.- NUMERO MASICO, indica la suma de protones y neutrones presentes, y por tanto la masa del átomo.
NEUTRONES =)
El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1000 veces mayor que la del electrón y 1,00014 veces la del protón; juntamente con los protones, los neutrones son los constitutivos fundamentales del núcleo atómico y se les considera como dos formas de una misma partícula: el nucleón.
La existencia de los neutrones fue descubierta en 1932 por Chadwick; estudiando la radiación emitida por el berilio bombardeado con partículas , demostró que estaba formada por partículas neutras de gran poder de penetración, las cuales tenían una masa algo superior a la del protón.
GRUPO 6FPS
GUZMAN MENDOZA NEREIDA♫
sANCHEZ GARCIA YUDIA ♥
VILLALPANDO GARCIA ALASKA =)
6CPS.
ResponderEliminarMETODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS
INTEGRANTES:
VICTOR FERNANDO ELENA MARIAS
ALAIN ALEXIS VEGA BARRERA
ISRAEL MARTINEZ VARGAS
INTRODUCCION
El trabajo que a continuación se presentará contiene información relacionada con la "separación de mezclas", lo cual tiene una gran importancia porque se conoce sobre propiedades, instrumentos y métodos adecuados para separar mezclas.
Índice
Destilación
Evaporación
Centrifugación
Levigación
Imantación
Cromatografía
Decantación
Filtración
Tamizado
DESTILACION
La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.
La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.
EVAPORACION
Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.
Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc…
CENTRIFUGACION
Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan al fondo y las más livianas queden en la parte superior.
LEVIGACION
ResponderEliminarSe utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.
IMANTACION
Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuente atractora, que si es suficientemente grande, logra que los materiales se acercan a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no.
CROMATOGRAFÍA
La cromatografía se utiliza con los fluidos, que pueden ser gases o líquidos, se empuja a circular la mezcla por un sólido o un líquido que permanece estacionario (fase estacionaria). Los distintos componentes de la mezcla circulan a velocidades diferentes por la fase estacionaria, y por lo tanto unos componentes están más tiempo retenidos en ella que otros, emergiendo después. Sirve como método físico de separación.
DECANTACION
Es la separación mecánica de un sólido de grano grueso, insoluble, en un líquido; consiste en verter cuidadosamente el líquido, después de que se ha sedimentado el sólido. Por este proceso se separan dos líquidos miscibles, de diferente densidad, por ejemplo, agua y aceite.
FILTRACION
En la filtración, se hace pasar la mezcla por filtros de distintos tamaños, en los que quedan retenidas las partículas de mayor tamaño que los poros del filtro. Es un método sencillo y barato; sólo es útil en algunas situaciones.
Es uno de los métodos más simples de separación física, que no altera las propiedades de las sustancias que intervienen.
TAMIZADO
Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están elaborados en telas metálicas.
Conclusión
Como se pudo observar, hay diferentes métodos para separar las mezclas, unas son especiales para separar cierto tipo de mezclas o sustancias dependiendo de sus propiedades.
Los métodos requieren la intervención de la mano humana para llevarse a cabo.
Períodos
ResponderEliminarLas filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período 3
Período 4
Período 5
Período 6
Período 7
La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
Bloques
Tabla periódica dividida en bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Valencia.
Un elemento tiene valencia 1,2,3 si un átomo de ese elemento se combina con ( o sustituye a ) 1 ,2,3 átomos de hidrógeno, respectivamente
Una ecuación química de las proporciones en la masa de todos los cuerpos que intervienen y las proporciones en volumen de los que intervienen en estado gaseoso.
Ejemplo:
Fe2O3 + 3CO ---------> 3CO2 + 2Fe
56*2+16*3 22.4*3 22,4*3 56*2
160g 67.21 67.21 112g
Equipo #8
6eps
Integrantes:
Urias Salcido Jesus Adalbreto
Carrillo Herrera Jhonatan
Bojorquez Rendon Iram
Primera parte
ResponderEliminarGrupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1: (I) los metales alcalinos
Grupo 2: (II) los metales alcalinotérreos
Grupo 3: (III) Familia del Escandio
Grupo 4: (IV) Familia del Titanio
Grupo 5: (V) Familia del Vanadio
Grupo 6: (VI) Familia del Cromo
Grupo 7: (VII)Familia del Manganeso
Grupo 8: (VIII) Familia del Hierro
Grupo 9: (IX) Familia del Cobalto
Grupo 10: (X)Familia del Níquel
Grupo 11: (XI)Familia del Cobre
Grupo 12: (XII)Familia del Zinc
Grupo 13 (XIII): los térreos
Grupo 14 (XIV): los carbonoideos
Grupo 15 (XV): los nitrogenoideos
Grupo 16 (XVI): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (XVII): los halógenos
Grupo 18 (XVIII): los gases nobles
Serie química
Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera.
Los elementos de esta tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias.
Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica.
Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido:
Alcalinos (grupo 1)
Alcalinotérreos (grupo 2)
Halógenos (grupo 17)
Gases nobles (grupo 18)
Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: el grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso:
Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11)
Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13)
Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14)
Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15)
Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16)
Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica:
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Bloque g
A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series:
Lantánidos
Actínidos
Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como:
Elementos representativos
Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma:
Metales alcalinos y metales alcalinotérreos
Metales de transición (y metales de transición interna)
Metales del bloque p
Metaloides o semimetales
No metales
Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa.
Finalmente, otras familias de elementos:
Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro)
Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino)
Equipo #8
6eps
Integrantes:
Urias Salcido Jesus Adalbreto
Carrillo Herrera Jhonatan
Bojorquez Rendon Iram
Segunda parte
ResponderEliminarPeríodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período 3
Período 4
Período 5
Período 6
Período 7
La tabla también esta dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
Bloques
Tabla periódica dividida en bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Valencia.
Un elemento tiene valencia 1,2,3 si un átomo de ese elemento se combina con ( o sustituye a ) 1 ,2,3 átomos de hidrógeno, respectivamente
Una ecuación química de las proporciones en la masa de todos los cuerpos que intervienen y las proporciones en volumen de los que intervienen en estado gaseoso.
Ejemplo:
Fe2O3 + 3CO ---------> 3CO2 + 2Fe
56*2+16*3 22.4*3 22,4*3 56*2
160g 67.21 67.21 112g
Equipo #8
6eps
Integrantes:
Urias Salcido Jesus Adalbreto
Carrillo Herrera Jhonatan
Bojorquez Rendon Iram
• Combustion: podríamos decir que la combustión es una reacción química rápida entre dos sustancias, que es generalmente acompañada por la generación de calor y luz en forma de Flama.
ResponderEliminarEnergía desprendida en la combustión de un gramo de sustancia.
• Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada o ajustada. EJEMPLO:
2H2 + O2 = 2H2O
NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO
Composición o síntesis Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto 2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
Descomposición o análisis Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula : 2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)
Energía desprendida en la combustión de un gramo de sustancia.
Combustible Valor energético
Madera ~18 kJ/g
Carbón (antracita) 31 kJ/g
Gasolina 49 kJ/g
Gas natural 53 kJ/g
Hidrógeno 142 kJ/g
Aspectos físicos y químicos de la combustión:La combustión también puede emitir energía luminosa, especialmente en la porción infrarroja del espectro luminoso. La luz emitida por una Flama, se origina de la presencia de partículas en estado de excitación eléctrica y de iones, radicales y electrones.
Otro detalle que encontramos entre las curiosidades de la combustión, es que todos los combustibles corrientes contienen Carbono (C). La hulla y el coque son carbono más o menos puro; el gas de la ciudad, el butano, la gasolina, el petróleo y el aceite pesado son compuestos orgánicos de carbono e hidrógeno, mejor conocidos por todos nosotros como Hidrocarburos.
Reacciones de combustión
En este experimento vamos a estudiar la combustión de una vela y vamos a ver cómo es necesaria la presencia de oxígeno para la combustión y cómo este oxígeno se consume en el proceso. Se trata de un experimento muy famoso que realizó Lavoisier en la segunda mitad del siglo XVIII.
2da parte:La combustión:
ResponderEliminarLa combustión es un tipo de reacción química en la que los reactivos son el combustible y el oxígeno del aire, y los productos suelen ser (aunque no siempre) dióxido de carbono y vapor de agua. Fijémonos en los siguientes ejemplos.
• Butano + oxigeno ⇒ dióxido de carbono + agua
• Alcohol + oxígeno ⇒ dióxido de carbono + agua
• Carbono + oxígeno ⇒ dióxido de carbono
Reacciones de combustión:
• Combustión de hidrocarburos con O2
• Hidrocarburo+Oxígeno CO2+H2O
• EJEMPLOS:
• a) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
• b) C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Ésta consiste en una combinación química con el oxígeno de la atmósfera para dar dióxido de carbono y agua. Se obtiene una gran cantidad de energía que se utiliza con fines industriales y domésticos.
Un ejemplo de reacción de combustión puede ser la del metano (gas natural):
metano + oxígeno dióxido de carbono + agua + energía
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 890 Kg/mol
• Las reacciones químicas implicadas en la combustión no suelen, al contrario de lo que sucede en la oxidación, producirse de forma espontánea. Una fuga de gas puede permanecer un tiempo considerable sin que se produzca reacción alguna, pues es necesario un iniciador, como puede ser el contacto con una llama o chispa accidental, para que la combustión de comienzo.
Combustión estequiométrica o teórica
Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción. En este tipo de combustión no hay presencia de oxigeno en los humos, debido a que este se ha empleado íntegramente en la reacción.
Aplicaciones de las reacciones de combustión
3ra parte:Las reacciones de combustión son muy útiles para la industria de procesos ya que permiten disponer de energía para otros usos y generalmente se realizan en equipos de proceso como hornos, calderas y todo tipo de cámaras de combustión
ResponderEliminar¿Que pasa en una combustión pobre?
Una llama pobre, con poca entrada de aire al mechero, tiene forma vacilante, es de color rojizo (menor temperatura) y más oscura porque contiene muchas partículas de hollín, y produce humos que manchan.
Teorías de la combustión:Desde el principio de los tiempos, la combustión ha estado con nosotros, pero sólo recién en los tiempos de Aristóteles se le ha observado con seriedad. Éste definió que el fuego era uno de los cuatro compuestos que componían toda la materia. Después de esta explicación debieron pasar siglos hasta que alguien, para ser más preciso, el médico Ernst Stahl, intentara explicar la naturaleza de la combustión mediante un método serio.
Resumen: Se hablo de que la combustion es una reacción química que genera calor y luz . También del el triangulo de fuego que tiene 3 componente que son: combustible ,oxigeno y calor.
EFECTOS AMBIENTALES
Uno de los efectos más importantes y, por desgracia, más comunes de la combustión es la contaminación del aire.
Esta contaminación consiste en la presencia en la atmósfera de una o varias sustancias en tales concentraciones que puedan originar riesgos, daños o molestias a las personas y al resto de seres vivos, perjuicios a los bienes o cambios de clima.
Las reacciones de combustión son exotérmicas: desprenden energía; ésta es una de las aplicaciones más importantes: se utilizan como fuente de energía.
Los peligros del monóxido de carbono: En las combustiones incompletas en los calentadores de agua o en los motores de los coches mal regulados, además de vapor de agua y dióxido de carbono.
El principal protagonista de la combustión es el oxígeno. La vida no sería posible sin él; y la combustión, tampoco. Pero para que se produzca una reacción de combustión hace falta también un combustible.
• El alcohol, el butano o la madera son combustibles.
• Las piedras o el casco de un bombero, sin embargo, son incombustibles.
La lumbre de una chimenea cuyo tiro está muy cerrado, de forma que entra poco oxígeno, puede causar peligrosas intoxicaciones por monóxido de carbono. Si la combustión del carbón de piedra y de la madera es muy incompleta, se forma brea. La mayoría de los combustibles contiene sustancias minerales que no arden y quedan en forma de ceniza.
Combustión completa
Ocurre cuando las sustancias combustibles reaccionan hasta el máximo grado posible de oxidación. En este caso no habrá presencia de sustancias combustibles en los productos o humos de la reacción.
Combustión incompleta
Se produce cuando no se alcanza el grado máximo de oxidación y hay presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de la reacción.Al fumar un cigarrillo, se genera un proceso de combustión incompleta, durante el cual ocurren tres tipos de reacciones químicas: pirólisis, pirosíntesis y destilación de ciertos compuestos.
Conclusión:
Una manera fácil de producir calor es mediante una reacción química de combustión.
En combustión obtenemos calor combinando un combustible (gasolina, butano, madera...) con el oxígeno del aire.
integrantes: higuera sanchez alejandra abigail
ResponderEliminarbenitez torres elizabeth
ruiz garcia rocio 6cps
"METODOS DE SEPARACION"
ResponderEliminarLos Métodos de Separación se basan en
diferencias entre las propiedades físicas de los
componentes de una mezcla, tales como: Punto de
Ebullición, Densidad, Presión de Vapor, Punto de
Fusión, Solubilidad, etc.
Los métodos mas conocidos son:
SEDIMENTACION:Este es un proceso basado en la diferencia de pesos mayores al del agua
FILTRACION:El procedimiento de filtración esta basada en la propiedad física de la diferentes tamaños de partículas.
DESTILACION:Separación basada en la propiedad física de diferentes puntos de ebullición.
EVAPORACION:Proceso de separación basada en diferentes temperaturas de evaporación
CRISTALIZACION:Basada en la propiedad química de diferencia de temperatura de solidificación.
Por fusión:para cristalizar una sustancia como el azufre por este procedimiento, se coloca el azufre en un crisol y se funde por calentamiento, se enfría y cuando se ha formado una costra en la superficie, se hace un agujero en ella y se invierte bruscamente el crisol, vertiendo el líquido que queda dentro. Se observará una hermosa malla de cristales en el interior del crisol.
Por disolución: Consiste en saturar un líquido o disolvente, por medio de un sólido o soluto y dejar que se vaya evaporando lentamente, hasta que se han formado los cristales. También puede hacerse una disolución concentrada en caliente y dejarla enfriar. Si el enfriamiento es rápido, se obtendrán cristales pequeños, y si es lento, cristales grandes.
Sublimación: Es el paso directo de un sólido gas, como sucede con el Iodo y la naftalina al ser calentados, ya que al enfriarse, los gases originan la cristalización por enfriamiento rápido.
CENTRIFUGACION:
ResponderEliminarProceso mecánico que permite, por medio de un movimiento acelerado de rotación, provocar la sedimentación de los componentes de una mezcla con diferente densidad. Para ello se usa una máquina especial llamada centrífuga. Ejemplo: se pueden separar las grasas mezcladas en los líquidos, como la leche, o bien los paquetes celulares de la sangre, separándolos del suero sanguíneo.
aquí como tantas ocasiones pondremos de ejemplo al talco como solido, para acelerar su sedimentación se aplica una fuerza centrifuga la cual acelera dicha sedimentación, el movimiento gravitacionál circular por su fuerza se logra la separación
DECANTACION:
La decantación es un proceso físico de separación de mezclas, especial para separar mezclas heterogéneas, estas pueden ser exclusivamente líquido – líquido ó sólido – líquido.
Esta técnica se basa en la diferencia de densidades entre los dos componentes, que hace que dejándolos en reposo se separen quedando el más denso arriba y el más fluido abajo.
Para realizar esta técnica se utiliza como instrumento principal un embudo de decantación, que es de cristal y esta provisto de una llave en la parte inferior.
CROMATOGRAFIA
La palabra cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue
desarrollada los componentes separados eran colorantes. Los componentes
de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer en
cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes
viajen de una fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor separación.
Las técnicas cromatográficas se basan en la aplicación de la mezcla en un
punto (punto de inyección o aplicación) seguido de la influencia de la fase
móvil
Clasificación de la cromatografía:
EQUIPO #2
INTEGRANTES:
APARICIO CAPISTRAN GISELA NOEMI
BONIFAZ ESPINOSA BERENICE
PACHECO HERNANDEZ NALLELY DONAJI
6FPS
ResponderEliminarTema: Masa atomica y mOdelos atomicos
ResponderEliminarGrupo: 6FPS!
Intengrantes: Gomez Rodriguez Cristian Miguel Ceballos Bucio Martin
Cervantes Mesa MigueL Isai
Masa atómica
Definición:La masa atómica es la masa de un átomo en reposo.
En pocas palabras la masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.
Historia de la masa atómica
En la historia de la química, los primeros científicos en determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre 1803 y 1805, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826.
Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación al elemento hidrógeno, el más ligero, tomándolo como 1, y en 1820
La Masa atómica y sus relaciones:
La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico
El peso atómico.
se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre,
La masa atómica relativa
Es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica
Modelos atómicos.
Definición: Un modelo atómico es una representación grafica de la materia al nivel atomico.Tiene como finalidad la facilitación de su estudio a través de la abstracción de la logia de una átomo a un esquema
2da Parte masa atomica y modelos atomicos
ResponderEliminarHistoria de modelos atómicos
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Descubrimientos experimentales
1808 Jon DaltonDurante el s .XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
1897 J. J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson
1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)
1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. Modelo atómico de Bohr
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ResponderEliminarhola
ResponderEliminarLa fermentación
ResponderEliminarekipo 3
de 6ftps
La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente anaeróbico, siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.
La fermentación fue descubierta por Louis Pasteur, que la describió como la vida sin el aire. La fermentación típica es llevada a cabo por las levaduras. También algunos metazoos y protistas son capaces de realizarla.
La fermentación en los seres vivos
En los seres vivos, la fermentación es un proceso anaeróbico y en él no interviene la mitocondria ni la cadena respiratoria. Son propias de los microorganismos, como algunas bacterias y levaduras. También se produce la fermentación en la mayoría de las células de los animales (incluido el hombre), excepto en las neuronas que mueren rápidamente si no pueden realizar la respiración celular.
Algunas células, como los eritrocitos, carecen de mitocondrias y se ven obligadas a fermentar. El tejido muscular de los animales realiza la fermentación láctica, cuando el aporte de oxígeno a las células musculares no es suficiente para el metabolismo aerobio y la contracción muscular.
TIPOS DE FERMENTACION
ResponderEliminarFermentación acética
Fermentación alcohólica
Fermentación butírica
Fermentación láctica
!FERMENTACION ACETICA!
La fermentación acética es la fermentación bacteriana, un género de bacterias aeróbicas, que transforma el alcohol en ácido acético. La fermentación acética del vino proporciona el vinagre debido a un exceso de oxígeno y es considerado uno de los fallos del vino.
Características
La formación de ácido acético (CH3COOH) resulta de la oxidación de un alcohol por la bacteria del vinagre en presencia del oxígeno del aire. .
FERMENTACION ALCOHOLICA!
La fermentación alcohólica es un proceso anaeróbico que además de generar etanol desprende grandes cantidades de dióxido de carbono (CO2).
La fermentación alcohólica (denominada también
como fermentación del etanol o incluso fermentación etílica).
en conclusion la fermentacion nos ayuda
enl los alimentos a ke sepan mejor duren mas etc.
en nosotros podemos regenerr algunas neuronas...
Fermentación Láctica
Es un proceso celular anaeróbico donde se utiliza glucosa para obtener energía y donde el producto de desecho es el ácido láctico Este proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas) hongos, algunos protozoos y en los tejidos animales.
Fermentacion lactica!
DESTILACION:
ResponderEliminarLa destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.
La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.
Evaporacion:
Consiste ne calentar las mezclas hasta el punto de ebullicion de uno de los componentes y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente.
Este metodo se emplea si no tenemos interes en utilizar en componente evaporado.
Centrifugacion:
Es un procedimiento que se utiliza para acelarar la sedimentacion.Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga lo cual tiene un moviemiento de rotacion constante y rapido logrando que las particulas de mayor densidad se vayan al fondo y las mas livianas se queden arriba.
Levigacion:
Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales mas livianos atravez de una mayor distancia mientras que los mas pesados se van depositando, de esta manera hay una separacion de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.
Imantacion:
ResponderEliminarSe fundamente en la propiedad de algunos materiales de ser atraidos por un iman el campo magnetico del iman gemera una fuente atractora que si es suficientemente granse logar que los materiales vayan hacia el.
Para poder utiñizatr este metodo es necesario que uno de los componentes sea atraido y el resto de los componentes no.
Decantacion:
Consiste en separa materiales de distinta densidad.Su findamento es que el material ams denso en la cromatografia de gases, la mescla disuelta o no, es transportada por la primera especie quimica sobre la segunda, que se encuentra inmovil formando un lecho o camino.
Ambos materiales utilizaran las fuerzas de atraccion disponibles.
Filtracion:
Se fundamente en que algunos de los componentes de la mezcla no es soluble, en el otro se encuantra un solido y otro liquido, se hace pasar la mezcla traves de una placa poroza o un filtro de papel el solidop se quedara en la superficie y el otro pasara.
Cromatografia de Gases:
Es una tecnica cuya base se encuentra en diferentes grados de absorcion que a nivel superficial se pueden dar entre diferentes especies quimicas.
En la cromatografia de gases la mezcla disuelta o no es transportada por la primera especie quimica sobre la segunda que se encuantra inmovil formando un lecho o camino.
CROMATOGRAFIA EN PAPEL:
Se utiliza mucho en bioquímica, es un proceso donde el absorbente lo constituye un papel de Filtro. Una vez corrido el disolvente se retira el papel y se deja secar, se trata con un reactivo químico con el fin de poder revelar las manchas.
Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.
Tamizado:
Consiste en separa particulas solidas de acuerdo a su tamaño.
Practicamente es utilizar coladores de distintos tamaños en los orificios colocados de forma consecutiva, en orden decresiente, de acuerdo al tamaño de los orificios, es decir los de orificios mas grandes se encuentran arriba y los mas chicos abajo, los coladores reciben el nombre de tamiz y estan elaborados en telas metalicas.
Conclusion:
Al observas y investigar sobre dicha informacion "separacion de mesclaz hemos llegado a entender que para realizar cualquier separacion de mesclaz primero debemos saber su estado fisico, caracteristicas y propiedades.
Es interesante realizar una mescla pero es mas importantes tener en claro cuales componentes se mezclan para que a la hora se separarlos usemos la tecnica mas adecuada.
equipo # 3
Integrantes:
barrera quintero lorena
martinez vazquez wendy
guzman paz nancy
xd por la tardanza profe
La masa atómica y los modelos atómicos.
ResponderEliminarIntegrantes:
Jesús Antonio Rodríguez Rosales
Adrián Contreras Eguino
Misael Corral Rojo
6cps.
La masa atómica.
La masa atómica es la masa de un átomo en reposo. En otras palabras, la masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo. En el Sistema Internacional, su unidad es la masa atómica unificada.
Modelo atómico de Dalton.
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse.
Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí.
Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc.
Modelo Atómico de Thompson:.
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:
Electrones, con carga eléctrica negativa
Protones, con carga eléctrica positiva
Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía
Modelo Atómico de Bohr
ResponderEliminarBöhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es posterior.
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente
Segundo postulado
el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h · n
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).
Correcciones al modelo de Bohr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:
Número cuántico secundario o azimutal (l)
Número cuántico magnético (m)
Número cuántico de espín (s)
CONCLUCION.
Con esto aprendimos que la masa atómica es la masa de un átomo en reposo. También vimos los modelos atómicos de varios científicos como lo son:
DALTON
THOMPSON
RUTHERFORD
BOHR
EXPO: 6FTPS
ResponderEliminarGrupo, Familia, Periodo,Valencia
Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus similitudes de sus propiedades físicas y químicas.
LINEA DEL TIEMPO
Johann Dobereiner:
En 1829, clasificó algunos elementos en grupos de tres, que denominó triadas.
John Newlands:
En 1863 propuso que los elementos se ordenaran en “octavas"
Dmitri Mendeleev:
En 1869 publicó una Tabla de los elementos
organizada según la masa atómica de los mismos
Lothar Meyer:
Al mismo tiempo publico su propia tabla de los elementos ordenados
Henry Moseley
En 1913, mediante estudios de rayos X, determinó la carga nuclear (número atómico) de los elementos
Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los elementos según sus masas atómicas.
Ambos dejaron espacios vacíos donde deberían encajar algunos elementos entonces desconocidos.
¿Qué es un periodo?
El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.
Los PERIODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles o capas.
¿Qué es un grupo?
Los elementos que conforman un mismo GRUPO presentan propiedades físicas y químicas similares.
Las columnas verticales de la Tabla Periódica se denominan GRUPOS (o FAMILIAS)
Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.
Carácter metálico
Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir los metales son muy poco electronegativos
Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy electronegativo
Los gases nobles no tienen carácter metálico ni no metálico
Los semimetales no tienen muy definido su carácter, se sitúan bordeando la divisoria
Metales alcalinos:
El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que significa cenizas.
Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son compuestos que antes se llamaban álcalis.
No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de compuestos, generalmente sales .
Ejemplos:
El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas abundante en el agua del mar.
El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.
Metales alcalinotérreos:
Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos
No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos
Metales de transición:
ResponderEliminarTODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTRE METÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORES DEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD
LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LA MULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN
Halógenos:
Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se encuentran principalmente en forma de sales disueltas en el agua del mar.
Gases Nobles:
Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan frente a otros elementos químicos
Número de oxidación:
La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación. Se puede definir como el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une a otro elemento.
El número de oxidación está relacionado con la configuración electrónica:
En un mismo grupo los elementos suelen presentar números de oxidación comunes.
El número de oxidación más alto coincide con el número de grupo(1-7)
Metales alcalinos
Tienen número de oxidación +1 porque tienden a “perder” el último electrón.
Metales alcalinotérreos
Tienden a “perder” los dos electrones de valencia por lo que su número de oxidación es +2.
Familia del Boro
Tienden en general a “perder” sus tres electrones externos por lo que tienen número de oxidación +3
Familia del Carbono
Presenta en general números de oxidación +2 y +4, Aunque en el caso del Carbono es frecuente que también pueda “ganar” cuatro electrones -4
Familia del Nitrógeno
Tienden a “ganar” tres electrones y por tanto presentan número de oxidación -3 pero también pueden “perder” esos cinco electrones finales y adquirir el número de oxidación +5
Familia del Oxígeno
Tienden a “ganar” dos electrones por lo que su número de oxidación fundamental es -2, aunque pueden presentar otros como +2, +4 y +6
Halógenos
Tienden a “ganar” un electrón por lo que su número de oxidación fundamental es -1, aunque pueden presentar otros como +1, +3, +5 y +7
Gases Nobles
No tienen tendencia ni a “ganar” ni a “perder” electrones por lo que su número de oxidación es 0.
Metales de transición
Para los metales de transición la situación es mucho más compleja debido a la existencia de los orbitales d internos.
Ejemplos:
Sc +3
Ti +3,+4
V +2,+3,+4,+5
Cr +2,+3,+6
Mn +2, +3, +4, +6, +7.
Fe , Co y Ni +2,+3
Cu +1,+2
Zn +2
Ag +1
Cd +2
Au +1, +3
Hg +1,+2
Valencia
También conocida como numero de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico.
un enlace co-valente significa que los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un electrón adicional.
INTEGRANTES:
GONZALEZ TOPETE ANGEL
ARANDA LEON MANUEL
RUIZ AGUILAR JESUS ALONSO
mmm
ResponderEliminarpor cierto una kosa
soy el ekipo 3 de la fermentacion del grupo 6FTPS
yyy nuestros nombres son
Madrigal Ortega Arely RUBI
Lopez Novia Jose Carlos
adiosssss
hola soy laura
ResponderEliminarFermentación
Que es la fermentación
• La fermentación es un proceso catabólico de oxidación incompleta, totalmente sin oxigeno siendo el producto final un compuesto orgánico. Estos productos finales son los que caracterizan los diversos tipos de fermentaciones.
ALGUNOS TIPOS DE FERMENTACION
• Fermentación acética
• Fermentación alcohólica
• Fermentación butírica
• Fermentación de la glicerina
• Fermentación láctica
Que es exactamente la fermentación
• El significado científico de la fermentación, es que la energía de levitación anaeróbica del metabolismo de unos nutrientes, tales como el azúcar convierte a estos nutrientes en ácido láctico, ácido acético, y etanol. Éstos son el producto final de fermentación de algunos microorganismos:
• La fermentación como uso industrial
• La fermentación se puede utilizar en algunos vinos, cevada, cerveza y en el pan.
• levadura
• Se denomina levadura a cualquiera de los diversos hongos microscópicos unicelulares que son importantes por su capacidad para realizar la descomposición mediante fermentación de diversos cuerpos orgánicos, principalmente los azúcares o hidratos de carbono, produciendo distintas sustancia.
• El proceso de fermentación :
• El proceso de fermentación es sin oxigeno; ello significa que el receptor final de los electrones del NADH producido en la glucólisis no es el oxígeno, sino un compuesto orgánico que se reducirá para poder reoxidar el NADH a NAD+.
• Que es NADH?
• La di nucleótido de nicotina mida adenina (abreviada NAD+ en su forma oxidada y NADH en su forma reducida) es una coenzima que contiene la vitamina B3 y cuya función principal es el intercambio de electrones e hidrogeniones en la producción de energía de todas las células.
• Usos exclusivos
• y puede crear condiciones inadecuadas para organismos indeseables. La fermentación tiene algunos usos exclusivos para los alimentos. Puede producir nutrientes importantes o eliminar anti nutrientes. Los alimentos pueden preservarse por fermentación, la fermentación hace uso de energía de los alimentos
• Fermentación acética
• La formación de ácido acético (CH3COOH) resulta de la oxidación de un alcohol por la bacteria del vinagre en presencia del oxígeno del aire. Estas bacterias, a diferencia de las levaduras productoras de alcohol, requieren un suministro generoso de oxígeno para su crecimiento y actividad. El cambio que ocurre es descrito generalmente por la ecuación:
• C2H5OH + O2 → Acetobacter aceti → CH3COOH + H2O
• fermentación alcohólica
• es un proceso biológico de fermentación en plena ausencia de aire (oxígeno - O2), originado por la actividad de algunos microorganismos que procesan los hidratos de carbono (por regla general azúcares: como pueden ser por ejemplo la glucosa, la fructosa, la sacarosa, el almidón, etc.)
• Fermentación butírica
• es la conversión de los glúcidos en ácido butírico por acción de bacterias de la especie Clostridium butyricum en ausencia de oxígeno. Se produce a partir de la lactosa con formación de ácido butírico y gas. Es característica de las bacterias del género Clostridium y se caracteriza por la aparición de olores pútridos y desagradables.
• Clostridium butyricum
• definen un amplio grupo de bacterias esporuladas que pueden encontrarse en todo tipo de alimentos, incluso en cantidades considerables., pueden tolerar durante prolongados períodos de tiempo condiciones medioambientales adversas. mantienen su capacidad para multiplicarse en alimentos a los que se les ha modificado su atmósfera gaseosa con una total o parcial sustitución del oxígeno.
• Integrantes
• Vallejo Torres Hugo Martin
Alvares Gallegos Alberto
Martínez Santiago Laura Patricia
• 6DPS
6fps
ResponderEliminarmetales y no metales.
propiedades.
importancia economica y su relacion con la contaminocion.
*los metales...
La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio
los no metales....
*Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad.
Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono).
Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos
propiedades de metales.....
*Brillo
Dureza
Tenacidad
Ductibilidad
Maleabilidad
Conductividad Calórica
Conductividad Eléctrica
Densidad
propiedades de no metales......
*No tienen lustre; diversos colores.
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad al compararlos con los metales.
Tienden a formar aniones (iones negativos) u oxoaniones en solución acuosa.
Usualmente son menos densos que los metales.
estos tienen mayor tamaño atómico que algunos metales, los enlaces que estos forman son enlaces covalentes .
Importancia económica y su relación en la contaminación......
*La contaminación de suelos por metales y no metales Desde tiempos remotos, los seres humanos han utilizado recursos líticos para su desarrollo, fragmentos de rocas o minerales medianamente trabajados como herramientas y armas; posteriormente, con la evolución continua y el conocimiento de diversos procesos, inventaron la metalurgia.
daños que causan...
*La excavación de minas, la remoción de minerales y el proceso y la extracción de metales puede causar daños ambientales y, en casos extremos, destruir el ecosistema.
por ejemplo:
se pueden dañar tierras de cultivo, favorecer la erosión y contaminar cuerpos de agua con sales solubles de elementos potencial.
metales pesados....
*Muchos de los metales que tienen una densidad alta no son especialmente tóxicos y algunos son elementos esenciales en el ser humano, Sin embargo, hay una serie de elementos que en alguna de sus formas pueden representar un serio problema medioambiental y es común referirse a ellos con el término genérico de "metales pesados".
Los metales pesados tóxicos más conocidos son el mercurio, el plomo, el cadmio y el talio.
daños ala salud por metales pesados....
*La exposición a estos elementos está relacionada con problemas de salud como retrasos en el desarrollo, varios tipos de cáncer, daños en el riñón, e, incluso, con casos de muerte. La relación con niveles elevados de mercurio, oro y plomo ha estado asociada al desarrollo de la autoinmunidad (el sistema inmunológico ataca a sus propias células tomándolas por invasoras). La autoinmunidad puede derivar en el desarrollo de dolencias en las articulaciones y el riñón, tales como la artritis reumática, y en enfermedades de los sistemas circulatorio o nervioso central.
integrantes:
Muñoz Figueroa Miriam .
Sánchez Sánchez Giselle .
Velázquez Rodríguez Yesenia.
6fps...
INTEGRANTES:
ResponderEliminarLara Raya Daniel.
Moreno Espinoza Karleth.
Ramírez García Alma.
6 FTPS
INDICE
Teoría Cuántica.
Números Cuánticos.
Principios de la exclusión de Pauli de máxima multiplicidad.
Principio de Multiplicidad de Hund.
TEORIA CUANTICA
Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación.
Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación.
NUMEROS CUANTICOS
Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.
SIGNIFICADO DE LOS NUMEROS CUANTICOS
n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .
l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).
m = Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) .
s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.. Asume únicamente dos valores +1/2 y –
PRINCIPIO DE LA EXCLUSION DE PAULI
Un fermión, llamado así en honor al célebre científico italiano Enrico Fermi, es uno de los dos tipos básicos de partículas que existen en la naturaleza
L os fermiones se caracterizan por tener una propiedad física de las partículas subatómicas, semi-entero.
Dos fermiones no pueden ocupar el mismo estado cuántico al mismo tiempo.
El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual) Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).
Esta regla establece que por cada espacio o tipo de orbital, puede contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario. El par de electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere en el número cuántico de spin. Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo espacio de orbital tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo .La representación se llama configuración electrónica desarrollada, donde cada flecha indica un electrón , ¬ (+1/2) y ¯ (-1/2).
Principio de Multiplicidad de Hund.
En un mismo orbital no pueden quedar espacios vacíos o espacios semillenos.
Por ejemplo el Flúor con Z = 9 , acomoda sus nueve electrones entre el primer y el segundo nivel , eso se representa en una configuración condensada.
à 9F 1s2/2s22p5
En una representación de configuración desarrollada, desde el acomodo del primer electrón, hasta el electrón número nueve, el llenado se haría de la siguiente forma:
à 9F
asd
ResponderEliminarCombustión
ResponderEliminarLa combustión es una reacción quimica en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de calor y luz
En una reacción de oxidación tendremos :
Primer Miembro
Combustible
+
comburente
Segundo Miembro
Gases de combustión
+
calor
Tipos de combustión
Se pueden clasificar según el modo en el cual transcurran de la siguiente manera:
Combustión NEUTRA o estequiometria
Combustión INCOMPLETA o imperfecta
Combustión COMPLETA
Combustión neutra
Es aquélla que se produce cuando el aire empleado aporta la cantidad justa de oxígeno para que todos los reactivos se transformen en productos.
Combustión incompleta
Es aquélla en la que por defecto en el suministro de aire no hay oxígeno necesario para que se produzca la oxidación total del carbono.
Pueden ser de dos clases:
Pueden ser de dos clases:
Sólidos: Carbono (hollín). Provocan un ennegrecimiento de los humos de combustión
Gaseosos: CO, H2
Cuando aparecen inquemados es señal de que no se ha aprovechado bien el combustible, por lo que la combustión que se está realizando es mala y se deberían tomar medidas de algún tipo para mejorarla.
Combustión completa
Para que se produzca una combustión completa se hace necesario aportar un exceso de aire, es decir, de oxígeno. El exceso se realiza sobre la cantidad estequiométricamente necesaria para que todos los productos combustibles sufran la oxidación (tanto el C como el O ó el H).
Conclucion:
En general, los productos de combustión se llaman humos. Se definen éstos como la masa de compuestos que resultan de un proceso de combustión. Mayoritariamente están formados por óxidos de los elementos combustibles de un combustible, además de por los elementos del combustible que no sufren reacción, donde hay que incluir el N2 del aire que no va a reaccionar con el oxígeno.
integrante:
Viedas Ochoa Ernesto Alonso
Barrera Zamora Ulises
Coronel Virgen Jesus Raul
6eps T.V
Mat: Bioquimics
equipo#10
ResponderEliminar6eps
metales y no metales propiedades importancia economica y su relacion con la contaminacion.
metales pesados contaminantes
Contaminantes como los metales pesados tienen la
capacidad de provocar cambios evolutivos debido a sus
efectos dañinos en plantas. Ejemplos de metales
pesados son el cobre (Cu), plomo (Pb), zinc (Zn),
mercurio (Hg), arsénico (As)), etc.
Los metales pesados son potencialmente contaminantes
devastadores ya que contaminan el aire, el agua y la
tierra utilizados por las plantas y los demás
eslabones de las cadenas tróficas
Sus efectos en las
plantas incluyen:
Necrosis en las plant as de las hojas e inhibicion del crecimiento de las radices, junto con muchas.
Metales no metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores,pero casi todos son plateados.
Los sólidos son maleables y dúctiles
Buenos conductores del calor y la electricidad
Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.
Tienden a formar cationes en solución acuosa.
Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos. No tienen lustre; diversos colores.
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad
La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.
Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.
Elementos no metalicos:
Algunos elementos metalicos
Llacimientos:
Carbón: Los yacimientos carboníferos se localizan en Naricual y Capiricual (Estado Anzoátegui), Sabana Grande y Taguay (Estado Guárico
La explotación del carbón se inició en 1918, en los yacimientos de Naricual (Estado Anzoátegui), específicamente en dos minas: Mallorquín y Las Peñas. La producción de carbón para el año 2001 fue de 7.687.570 toneladas métricas
Radio Atómico
ResponderEliminarEl radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X
Electronegatividad
La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.1
Escalas de Electronegatividad
Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina.
Grupo Electronegativo
En química orgánica, la electronegatividad se asocia más con diferentes grupos funcionales que con átomos individuales. Los términos grupo electronegativo y sustitúyente electronegativo se pueden considerar términos sinónimos.
Energía de Ionizacion
El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
Siendo A(g) los átomos neutros de una sustancia elemental en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y un electrón.
POTENCIAL DE IONIZACION
El Potencial de ionización (PI) Es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula especifica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el Ion y el electrón. Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado.
AFINIDAD ELECTRONICA
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivo.
INTEGRANTES
HERRERA ARIAS ANA ARACELY
RANGEL CARDENAS ALICIA
REYES DIONICIO MARICRUZ
GUEVARA ONTIVEROS JEOVANI
Grupo:6"fps".
Nomenclatura de los compuestos inorganicos oxidos
ResponderEliminarindice
♥ Definicion de nomenclatura ♥ Definicion de oxidos y tipos de oxidos ♥ Nomenclatura Stock ♥ Nomenclatura sistemática o estequiométrica ♥ Nomenclatura tradicional o clásica o funcional
♥ Ejemplos de nomenclatura en oxidos
introduccion
En esta exposicion comprenderas que es la nomenclatura, en los compuestos inorganicos oxidos así como las reglas para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos quimicos, mostrando y explicando algunos ejemplos.
definicion de nomenclatura
Es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos
químicos.
oxidos
Un óxido o anhídrido es un compuesto químico que contiene uno o varios átomos de oxígeno, presentando el oxígeno un estado de oxidación -2, y otros elementos. También son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
Nomenclatura sistemática o estequiométrica:
Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula.
nomenclatura 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
nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia
Nomenclatura tradicional o clásica o funcional..
En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos griegos.
♥ Cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico o simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”.
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.
♥ -oso cuando el elemento usa la valencia menor:
FeO, valencia del hierro (II), óxido ferroso …
♥ -ico cuando el elemento usa la valencia mayor:
Fe2O3, valencia del hierro (III), óxido férrico
oxidos basico metalico...
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal2 + O. Si la valencia del metal es par, se simplifica el subíndice 2 del metal.
Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) .
ResponderEliminarSon aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal.
la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos...
integrantesssss
Hernandez Martinez Maria Isabel(hooolaa=)
Sanchez Ruiz Estefania(locaaa= funyy)
Ramirez Scotto Araceli Betsabe (heMOo)...
peroxidozzz
Los peróxidos son obtenidos cuando reacciona un oxído con el oxígeno monoatómico y
se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos diatómicos
en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los
peróxidos es Metal + (O-1) 2-2.
superoxidozz
También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión superóxido, la fórmula general es Metal + (O 2)-1 Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos. Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.
Metal + Grupo superóxido → Superóxido
ozonidozzz
Son compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados con una valencia total de -1. La fórmula general para los ozónidos es Metal + (O3)-1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de peróxido.
Metal + Grupo ozónido → Ozónido
PROPIEDADES PERIODICAS
ResponderEliminarINTEGRANTES
DIAZ DE LA ROSA STEPHANIE
GOMEZ ROMERO TANIA
MENDEZ CEDILLO PAOLA
VILLEGAS GOMEZ VICTOR MANUEL
6cps
INDICE
INTRODUCCION
RADIO ATOMICO (3,4,5)
ELECTRONEGATIVIDAD (7,8,9)
ENERGIA DE IONIZACION (11,12,13)
AFINIDAD ELECTRONICA (15)
CONCLUSION
INTRODUCCION
En este tema vamos a conocer las propiedades periódicas:
Radio Atómico
Electronegatividad
Potencial de ionización
Afinidad electrónica
Su definición, su historia y su aplicación.
RADIO ATOMICO
El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.
Los radios atómicos: se caracteriza en gran medida por la fuertemente atracción entre el núcleo sobre los electrones.
Cuanta mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico.
Dentro del periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva.
A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.
Electronegatividad
ResponderEliminarLa electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:
Iónico (diferencia superior o igual a 1.8)
Covalente polar (diferencia entre 1.8 y 0.4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones.
ENERGIA DE IONIZACION
El potencial de ionización o energía de ionización es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón.
El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, jules o en kilo Jules por mol (kJ/mol).
19 1
1 eV = 1,6 × 10 C 1 V = 96,487 kJ mol.
En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo, mientras que por periodos aumenta de derecha a izquierda de la tabla. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.
Potencial de ionización: Corresponde a la energía necesaria para lograr separar el último electrón del átomo, el cual está débilmente retenido, también denominada energía de ionización.
AFINIDAD ELECTRONICA
La afinidad electrónica o electroafinidad se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión.
Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones.
Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y con relativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son fiables.
CONCLUSION
El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones.
Energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo, mientras que por periodos aumenta de derecha a izquierda de la tabla. Afinidad electrónica es la energía desprendida de un átomo al agregarle un electrón a su estructura.
reacciones de combinacion(o formacion)
ResponderEliminarestaa reacciones se lleva a cabo cuando 2 sustancias , que pueden ser elemontos o compuestoss, se unnen para formarr un producto...
primera ecuacion general
para este tipo de reaccion es
A + B IGUAL AB
elemento o compuesto compuesto final
algunos ejemplos de este tipo de reacciones son las siguientes:
metal + no metal compuesto binario
4AL(s) + 3O2 (g) 2Al2 O3(s) oxido metalico
2Na(s) +Cl2(g) 2NaCl(s) sal sencilla
DESCOMPOCISION O ANALISIS
estas se llevan a cabo de mnanbera inversa a las reacciones de convinaciion o sintessis ;
como su nombre lo indica, una reaccion de descompocision ocurre cuando un compuesto 2 omas sustanciasa diferentes.
la ecuacion general es
AB (FLECHA ) A + B
COMPOUEST ELEMNTO O COMP.. ELENTOO O COM..
algunoss ejempolos de este tipo de reacciones sae presentan por la descompociocion termica o lectriclitica de algunos compuestos que contienen oxigeno , como son los siguientes:_
oxidos metalicos metal + oxido
2Ag 2O(S) (FLECHA) 4Ag(s) + O2(g)
Hg O(S) (FLECHA) 2HG(s) + O2(2)
En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que la variación del calor en una reacción es la misma independiente del número de etapas. La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr.
ResponderEliminarEl cambio de entalpía de una reacción química que transforma los reactivos en productos es el mismo independientemente de la ruta escogida para la reacción. Esto se llama la función de estado. Es decir, el cambio de entalpía que va desde los reactivos a los componentes intermedios A y luego hasta los productos es el mismo que el cambio cuando se va de los mismos reactivos a los componentes intermedios B y luego a los mismos productos.
La suma de ecuaciones químicas puede llevar a la ecuación neta. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación neta.
La ley de Hess dice que los cambios de entalpía son aditivos. ΔHneta = ΣΔHr. Tres reglas:
Si la ecuación química es invertida, el signo de ΔH se invierte también.
Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar ΔH por el mismo factor.
Si los coeficientes son divididos, dividir ΔH por el mismo divisor.
“si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.
asi , a apartir de las ecuaciones termoquimicas:
S(rombico) + O2(G) - 296,53 KJ/MOL
S(monoclombico) + O2(g) -296,86/mol
se puede calcular el valor de la entalpia para la tranformacion
ejemplos mas faciles
- A + B = D
D + E =F
F + G =C
INTEGRANTESS
Madrigal Ortega Arely Rubi
Lopez Novia Jose Carlos
Ramirez Escotto Araceli Betzabe
6 "FTPS"
Ácidos y bases
ResponderEliminarAcido cualquier cosa que produce el hidrógeno iones en una solución del agua.
Los ácidos se reconocieron primero como sustancias con sabor acido, el vinagre por ejemplo: sabe amargo porque es una solución diluida de acido acético, los limones presentan la característica de tener un sabor agrio a causa en acido cítrico que contienen y hacen que algunos tintes cambien de color ,el papel tornasol se pone rojo al contacto con los acidos.Proviene del latín ácidos ,que significa agrio o acre.
Ácidos básicos
Las frutas cítricas
Aspirina
Coca Cola
Vinagre
La vitamina C
Base Cualquier cosa que produce el hidróxido iones en una solución del agua.Base también llamadas álcalis presentan un sabor amargo y son resbalosas al contacto, por ejemplo un jabón, la mayoría de los jabones de mano y productos comerciales para destapar el drenaje son bases.
La palabra base proviene del latín basis, que significa fundamento o apoyo, es decir lo que está abajo.
Existen distintas teorías pero solo mencionaremos 3:
Definición de Liebig
Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en 1838,[2] sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal.[3] La definición de Liebig, aún siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.[4
Definición de Usanovich
La definición más general es la del químico ruso Mikhail Usanovich, y puede ser resumida como que un ácido es cualquier especie química que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base lo inverso. Esto tiende a solaparse con el concepto de reacción redox (oxidación-reducción), por lo que no goza del favor de los químicos. Esto se debe a que las reacciones redox se enfocan mejor como procesos físicos de transferencia electrónica, en lugar de procesos de formación y ruptura de enlaces, aunque la distinción entre estos dos procesos es difusa.
Definición de Pearson
En 1963[16] Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo avanzado conocido como teoría ácido-base duro-blando desarrollada posteriormente de forma cuantitativa con ayuda de Robert Parr en 1984. 'Duro' se aplica a especies que son pequeñas, tienen elevados estados de oxidación, y son débilmente polarizables. 'Blando' se aplica a especies que son grandes, tienen bajos estados de oxidación, y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son las duro-duro y blando-blando. Esta teoría ha encontrado uso en química orgánica e inorgánica.
Ph
ResponderEliminarsignifica potencial de hidrogeno
Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
Podemos medir el ph con rapidez de una disolución por medio de un aparato llamado pontecimetro o pehachime (ph metro) el cual esta formado por dos electrodos conectados a un dispositico el cual es capaz de cuantificar pequesimas diferencias de pontencial.
Cuando los electrodos del pH metro se introducen en una solución se genera una diferencia de potencial la cual podemos observar como lectura pH.
Existen asi mismo algunos materiales que utilizamos como indicadores de acido-base ,los cuales son sustancias de color que cambian según el medio en que se encuentran ;es decir el indicador toma color en un medio acido y otro en un medio básico.
Si conocemos el valor del ph en el cual el indicador cambia,podemos deducir si una solución tiene un valor de pH de cerca de 7,pero el papel tornasol rojo nos indica un valor menor a 5 y el papel tornasol azul a un valor de 8 o mayor.
Todas las soluciones neutras presentan un pH con valor de 7,las soluciones básicas o alcalinas un valor mayor de 7 mientras que las soluciones acidas su valor estará por debajo de 7.
El pH es muy importante en los procesos industriales,tales como las industria textil,la industria de pinturas,la industria de papel y fotográfica y también en la agricultura, para conocer si los terrenos son adecuados para un cultivo u otro,etc.
Neutralizacion
ResponderEliminarUna reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal + agua
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc.
6DPS
ekipo :
perez motta isamar
perez juarez emily
ibarra casas teresa
ÁCIDOS Y BASES
ResponderEliminarpH, Neutralización
ÁCIDOS Y BASES
Desde la antigüedad los científicos clasificaron a los ácidos o a las bases por sus características.
Los ácidos se reconocieron primero como sustancias son sabor acido, el vinagre por ejemplo.
Las bases presentan un sabor amargo y son resbalosas al contacto, por ejemplo un jabón.
MODELO DE ARRHENIUS
El primer químico en reconocer la naturaleza fundamental de los ácidos y las bases fue el sueco Svante Arrhenius.
Ácidos presencia de iones H+
Bases presencia de iones OH-
HCl (aq) H+ + Cl-
NaOH (aq) Na+ + OH-
Al ser el agua un compuesto bipolar, la auto ionización del agua es de gran importancia ya que por esta propiedad se pueden formar iones hidronio(H3O)+ y iones hidróxido (OH)- ; por lo tanto el agua es un acido y base a la vez.
H + OH H2O
Arrhenius considero el proceso de neutralización como aquel en el cual el ion de hidrogeno (H+) y el hidróxido (OH) se une para formar agua
Modelo de Bronstead-Lowry
El químico danés Johannes Bronstead y el ingles Thomas Lowry.
Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones acido-base implican la transferencia de iones de hidrogeno (H+) de una sustancia a otra.
Acido Dona Protón
Base Acepta Protón
NH3(g) + H2O(l) NH4+ + OH-
FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES
Los experimentos de Arrhenius con electrolitos dieron como resultados que solo algunas soluciones conducían la corriente eléctrica y detecto que esta conductividad era ocasionada por la presencia de iones ya que se observa que al disolver sustancias como acido clorhídrico (HCL), acido nítrico (HNO3) y acido sulfúrico (H2SO4) en agua…
HCL H2O H + + Cl-
HNO3 H2O H + + NO3
ÁCIDOS Y BASES FUERTES MAS COMUNES
Acidos
Nombre Formula
Acido Clorhídrico HCL
Acido Bromhídrico HBr
Acido Yodhídrico HI
Acido Clórico HCLO3
Acido Perclórico HCLO4
Acido Nítrico HNO3
Acido Sulfúrico H2SO4
Bases
Nombre Formula
Hidróxido de Litio LiOH
Hidróxido de Sodio NaOH
Hidróxido de Potasio KOH
Hidróxido de Rubidio RbOH
Hidróxido de Cesio CsOH
Hidróxido de Calcio Ca(OH)2
Hidróxido de Estroncio Sr(OH)2
CONCEPTOS DE PH Y POH
La concentración de iones hidrogeno en una disolución acuosa comúnmente es muy pequeña, suele usarse el termino pH que es el logaritmo negativo de base 10 de iones de H+.
pH = -log(H +)
Esta ecuación nos permite calcular el pH de una disolución neutra a 25ºC, es decir una en la que el ion hidrogeno (H +) es igual a 1.0 x 10 -7
De la misma manera podemos calcular pH de una disolución básica, supongamos que el ion hidróxido es igual a 2.0 X 10 -3
Primero debemos calcular el ion hidrogeno (H +) con la ecuación de la constante de producto iónico (Kw).
Kw = (H +)(OH -)= 1.0 x 10 -14
Entonces: H + = Kw / OH -
Por lo que la concentración de (OH-)=2X 10 -3
H + = 1 x 10 -14 / 2 x 10 -3 = 5 x 10 -12
entonces:
pH = -log(5 x 10 -12) = 11.30
Medición de pH
ResponderEliminarPodemos medir con rapidez el pH de una disolución por medio de un aparato llamado potenciómetro; existen así mismo algunos materiales que utilizamos como indicadores por ejemplo el papel tornasol
H+ pH pOH OH-
1x10-0 0.0 14.0 1x10-14 HCL
1x10-1 1.0 13.0 1x10-13 Jugo gástrico
1x10-2 2.0 12.0 1x10-12 limón, vinagr
1x10-3 3.0 11.0 1x10-11 Vino
1x10-4 4.0 10.0 1x10-10 Tomate
1x10-5 5.0 9.0 1x10-9 Lluvia
1x10-6 6.0 8.0 1x10-8 Leche
1x10-7 7.0 7.0 1x10-7 Sangre
1x10-8 8.0 6.0 1x10-6 Agua de mar
1x10-9 9.0 5.0 1x10-5 Bicarb.Sodio
1x10-10 10.0 4.0 1x10-4 Bórax
1x10-11 11.0 3.0 1x10-3 Agua de cal
1x10-12 12.0 2.0 1x10-2 Amoniaco
1x10-13 13.0 1.0 1x10-1 Blanqueador
1x10-14 14.0 0.0 1x10-0 NaOH
H2O = pH = 7
Si la solución es neutra: Si la solución es acida:
H + = OH- H + > OH-
H + = 1x10-7 H + > 1x10-7
OH- = 1x10-7 OH- < 1x10-7
Si la solución es básica:
OH- > H +
OH- > 1X10-7
H + > 1X10-7
14 7 0
10-14 10-7 1
Base Neutro Acido
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
Al llevar a cabo una mezcla de una disolución de un acido y otra de una base, se origina una reacción de neutralización; por ejemplo cuando mezclamos un acido clorhídrico con una disolución de hidróxido de sodio se da la siguiente reacción:
HCL + NaOH H2O + NaCl
Al llevar a cabo mezclas de acidos y bases fuertes, produce de manera constante es aquel que los iones hidrogeno (H+) reaccionan con los iones hidroxido (OH-) para formar agua.
H + + OH - H2O
ALGUNOS ANTIÁCIDOS COMUNES
Nombre comercial Agente neutrali zador de acido
Alka- Seltzer NaHCO3 Carbonato de sodio
Amphojel AL(OH)3 Hidróxido de aluminio
Di-Gel Mg(OH)2 y CaCO3 Hidróxido de magnesio y carbonato de calcio
Leche de Magnesia Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio
Melox Mg(OH)2 y Al(OH)3 Hidróxido de magnesio e hidróxido de aluminio
Mylanta Mg(OH) y Al(OH)3 Hidróxido de magnesio e hidróxido de aluminio
Tums CaCO3 Carbonato de calcio
6FPS
Rivera Marisol
Camacho Luis
Rodriguez Alfonso
Los óxidos
ResponderEliminarSon combinaciones entre el oxigeno y un metal tienen un carácter básico ya que al combinarse con el agua forman hidróxidos o bases. Hay óxidos que se encuentran en estado gaseoso liquido o sólidos a temperatura ambiente
¿Cómo se formulan?
Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On, donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la valencia del otro elemento, sea metal o no metal
Nomenclatura de los óxidos
Nomenclatura tradicional
Se escribe primero la palabra oxido continuándole el nombre del metal con las sufijos, dependiendo de su numero de oxidación o de la palabrea de
Li o=oxido de litio
Nomenclatura stock
Se emplea la palabras oxido y en seguida el nombre del metal con sus numero de oxidación en números romanos y entre paréntesis
Ejemplo
N2O3 = óxidos de nitrógeno(III)
nomenclatura sistematica utiliza la palabra oxidos y posteriormente el nomdre del metal con sus respectivos prefijos numerales
mono di tri tetra penta hexa
1 2 3 4 5 6
hepta octa mona deca
7 8 9 10
Li o= monóxido de litio
Diferentes tipos de oxidos
Hay otros dos tipos de óxido: peróxido y superoxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidacion y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos.También es posible hablar de protoxido que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación.
EJEMPLOS N2O = Protóxido de Nitrógeno
Tipos de oxidos
Según la estequiometria del compuesto:
Óxidos binarios, formados por oxigeno y otro elemento.
Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxigeno como son las espinelas.
Los oxidos acidos
son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos; ya que al agregar agua, forman oxácidos.
Por ejemplo: CO2+H2O→H2CO3
Hidróxidos
Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos.
Como se formulan
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido con la base de un hidruro del radical hidróxido; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de calcio
Nomenclatura de los hidróxidos
Nomenclatura Tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio),
Nomenclatura stock
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )
Nomenclatura estequiometria:
Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.
Ejemplos: NaOH (mono hidróxido de sodio),
6 ftps
ResponderEliminarmuñoz figueroa miriam janeth
velazquez rodriguez yesenia jasmin
Sanchez Ruiz Estefania
oxidos hibroxido
equipo # 3 6EPS
ResponderEliminarintegrantes:
Nancy johanna guzman paz
Barrera quintero lorena
Martinez vazquez wendy marina
*!Tipos de Reacciones quimicas
*Combinacion
*Descomposicion
*Las reacciones de combinacion: Son aquellas que ocurren cuando se forma un compuesto a partir de materiales simples, es decir, son en los que se unen quimicamente dos o mas elmentos o compuestos para formar otros mas complejos, se pueden definir con la ecuacion A + B=AB, ejemplo de ste tipo de reaccion quimica serian:
2H2 + O2-----2H2O
CaCO + CO2----CaCO3
SO3 + H2O-----H2SO4
NH3 + H2O-----NH4OH
*Las reacciones de Descomposicion:
Son aquellas que ocurren cuando una sustancia o compuesto se descomponen y se obtienen otros mas sencillos, esta reaccion quimica es inversa a la de la combinacion.
En algunas ocasiones estas reacciones necesitan la presencia de otros factores para que se lleve a cabo, por ejemplo: calor, electricidad o la accion de algunas enzimas.
La reaccion de descomposicion se puede definir con la ecuacon matematica AB-->A+B algunos ejemplos de reaccion de descomposicion seran:
Corriente electrica
2HH2O -------------------> 2H2+O2
2KC1O3 -------------------> 2KC1+3O2
CaCO3 -------------------> CaO+CO2
MnO2
2H2O2 ------------------->2H2O+O2
catalizador
La descomposicion de carbonato de calcio (CaCO3) es un proceso vital.La piedra caliza o las conchas de moluscos que basicamente son CaCO3, se calientan para preparar oxido de calcio (CaO) que se conoce como cal o cal viva.
En acidos y bases
ResponderEliminarLos integrantes son:
Rivera Marisol
Camacho Luis
Gutierrez Alfonso
en el tercero me equiboque en el apellido
SOLUCIONES EMPÍRICAS
ResponderEliminarSon las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:
Soluciones empíricas estas a su vez se dividen en:
Diluidas
Concentrada
Saturada
Sobresaturada
Diluidas: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de solvente.
Concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con la cantidad de solvente.
Saturada: si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante, y se agita continuamente, formando una solución cada vez mas concentrada, hasta que llega a un punto en el cual el solvente ya no disuelve mas soluto.
Sobresaturada: es aquella que contiene mas soluto disuelto que una solución saturada.
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
Porcentual
Molaridad
Molalidad
Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso-volumen = g de soluto x 100
ml de solución
MOLARIDAD (M)
Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M = n
V
M = molaridad en mol/l
n = num. De moles
V = volumen en litros
MOLALIDAD (m)
Es el numero de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
m = n
Kg solvente
m = molalidad en mol/kg
n = num. De moles de soluto
NORMALIDAD (N)
Definido como el numero de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.
N = num. Equivalente-gramo
Litros de solución
N = num. Eq. g
V
Num. Eq. g = N x V
g = N x V
Peq.
g = N x V x Peq.
6CPS
INTEGRANTES:
ADAEL CONTRERAS CANO
ANGEL HORACIO ZAZUETA PEREZ
MIGUEL ANGEL HERNADEZ BOCANEGRA
Balanceo De Ecuaciones Por Tanteo
ResponderEliminarEl balanceo por tanteo es un procedimiento que consiste en igualar el numero de átomos de reactivos con el de los productos por medio de la colocación de coeficientes en las moléculas que los contienen, hasta que se igualen cuantitativamente ambos miembros de la ecuación química, y de esta manera se cumpla con la ley la conservación de la materia.
Para balancear una ecuación química por tanteo se sugiere considerar los siguientes puntos:
• Verificar que la ecuación este correctamente escrita, es decir, que cada formula de los reactivos y productos sean correctos.
• Hacer un primer balance e átomos de uno y otro lados de la ecuación para poder determinar por donde vamos a empezar.
• Empezar ajustando los metales, después los no metales luego el hidrogeno, al final el oxigeno.
• Colocar los coeficientes del lado izquierdo de la formula, eligiendo aquel que produzca las mínimas cantidades de átomos. El coeficiente elegido tendrá propiedad de multiplicar a cada átomo de la formula.
• Cada vez que coloquemos un coeficiente ajustar los átomos en el otro lado de la ecuación hasta asegurar que cada elemento esta balanceado.
Ejemplo:
H20 + N2O5 HNO3
Si hacemos un recuento de atomos de cada elemento vemos que ninguno esta balanceado , ya que en los reactivos tenemos 2 atomos de hidrogenos , 6 atomos de oxigeno y 2 atomos de nitrógeno , mientras que en los productos tenemos 1 atomo dse hidrogeno , 1 atomo de nitrógeno y 3 atomos de oxigeno. Puesto que en la reacción no tenemos metales, empecemos a balancear el no metal , que en este caso seriael nitrógeno , ypuesto que en reactivos tenemos metales, empecemos a balancear el no metal , que en este caso seria el nitrógeno , y puesto que en reactivos tenemos 2 nitriogenos , coloquemos un 2 a la molecula HNO3 para balancear al nitrógeno.
H2O + N2O5 2HNO3
Al balancear el nitrógeno también queda balanceado el H con 2 atomos y también oxigeno con 6 de cada lado de la ecuación química.
H2O + N2O5 2HNO3
EJEMPLO:
CH4 + O 2 CO2 + H2O
Consi derando de nuevo los puntos anteriores para balancear una ecuación ,podemos constatar que el único elemento que se encuentra balanceado en la ecuación es el carbono , y puesto que no hay metales , iniciaremos con este elemento el proceso de balanceo.
Puesto que en ambos lados del aecuacion tenemos un carbono , coloquemos un 1 tanto en el CH4 como en el CO2 para señalar que ya tenemos balanceado este elemento. Es importante hacer notar que por regla no se coloca el numero 1 en una ecuación, pues se sobreentiende que existe. Pero con el fin de ilustrar este ejemplo si lo colocaremos, continuando, podemos ver que el hidrogeno no esta equilibrado , teniendo 4 en reactivos y 2 en productos . coloquemos un 2 en la molecula del agua para balancerlos.
ICH4 + O3 ICO2 + 2H2O
Nos restaría balancear los oxigenas, puesto que en reactivos tenemos2 y en productos , lo que quieredecir que nos faltan 2. Entonces coloquemos un 2 al O2 para equilibrarlo.
ICH4 + 2O2 ICO2 + 2H2O
Por ultimo, escribimos la ecuacion sin el numero 1.
CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O
Equipo 8:
Alvarado Pineda Fernando Omar
Briseño Castañeda Bianca Vanessa
Caudillo Carrillo Pablo
Sustitución simple y doble
ResponderEliminarDenominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :
Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu
Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2
2KOH + H20 -> KOH +H2
.
Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias re accionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio re accionante:
AB + CD -> AC + BD
Ej. :
CaF2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HF
2NaOH + H2SO3 -> Na2SO3 + 2H2O
AgNO3 + KCN -> AgCN + KN
NaCl + AgNO3 -> AgCl + NaNO3
AgNO3 + HCl -> AgCl + HNO3
Equipo #4 :
Paz Renteria Ernesto
Valdez Hernandez Erik Daniel
Reyes Paniagua Jorge Asdriel
6to "DPS"
EQUIPO 4
ResponderEliminarGRUPO : 6CPS
INTEGRANTES:
MARTINEZ VARGAS ISRAEL
VEGA VARRERA ALAIN ALEXIS
ELENA MARIAS VICTOR FERNANDO
TEMA:
Reacciones Químicas Sustitución simple y doble
Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas. Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima de la flecha.
Reaccion Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à CB + A ó AB + C à AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)
EQUIPO 4
ResponderEliminarGRUPO : 6CPS
INTEGRANTES:
MARTINEZ VARGAS ISRAEL
VEGA VARRERA ALAIN ALEXIS
ELENA MARIAS VICTOR FERNANDO
Ejemplo 1:
Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II).
Solución:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio.
A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) + CuSO4 (ac) à MgSO4 (ac) + Cu (s)
Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa.
AB + CD à AD + CB
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
AgNO3 (ac) + HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl (s)
Nomenclatura vista
ResponderEliminarAhora que un gran número de reglas de la nomenclatura se han introducido, tenemos que revisar.
• Simple compuestos iónicos binarios
• Compuestos iónicos de los metales con múltiples cargos
• Los compuestos que contienen iones poliatómicos
• Simple compuestos moleculares
Es útil ser capaz de identificar el sistema que usa mirando el producto químico.
Un poco más sobre la nomenclatura
Cuando el primer elemento es un metal entonces por lo general:
Si sólo hay un elemento que está presente y
el segundo elemento es un no metal -
el nombre del primer metal - como elemento.
Nombre del no metal con el segundo-ide que termina
Si más de un elemento que está presente -
el nombre del primer metal - como elemento.
El resto es más probable un ion poliatómico
a fin de utilizar el nombre de la tabla en el libro.
Un poco más sobre la nomenclatura
Es un metal presente
como primer elemento? NO utilizar prefijos (mono, di, tri ...)
SÍ
¿Puede el metal han
más de un NO numeralsare romana no es necesario.
estado de oxidación?
SÍ
Use los números romanos
Más ejemplos
Dar el nombre químico de CaCO3
• El primer elemento es un metal - Ca
Ca • NO es un metal de transición - el calcio
- Números romanos no son necesarias
• CO3 es un ion poliatómico - carbonato
• adecuada de calcio carbonato de nombre
Incluso los ejemplos más
BCL3
\ ____ Tricloruro de boro
Na3PO4
\ ___ Fosfato de sodio
AlBr3
\ _____ Bromuro de aluminio
UF6
\ ______ Uranio (VI) El fluoruro
MgNH4PO4
\ _ Fosfato amónico magnésico
Conseguir la fórmula
a partir del nombre
hierro (III) de hidróxido de
\ _______ Fe (OH) 3
dióxido de azufre
\ _______ SO2
hexacloruro de silicio
\ _______ SiCl6
cianuro de plata
\ _______ AgCN
Química ecuaciones
La farmacia método para resumir toda la información sobre una reacción química.
Forma general
Reactivos Productos
Ejemplo
2H2 + O2 2H2O
Los coeficientes delante de cada fórmula de contar cuántas moléculas o unidades involucradas.
Química ecuaciones
La información adicional también puede ser administrada en una ecuación química.
Un tipo de información es el Estado.
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
(G) gas (s) de sólidos
(L) de líquido (aq) acuoso - disuelto en el agua
*Guzman Mendoza Nereida
*Sanchez Garcia Adela yuridia
*Villalpando Garcia Alaska Michelle
Neutralizacion, Oxido, Reduccion
ResponderEliminarEquipo#5
Dtps
Castillo Reyes Paloma
Maldonado Ventura Isis Mariam
Torres Nopiri Maribel
*Las reacciones de oxidación-reducción:
Números de oxidación
Números de oxidación y nomenclatura
Identificar reacciones de oxidación-reducción
Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones de desproporciona ión
Valoraciones de oxidación-reducción
La oxidación por el oxígeno
*Oxidación número:
Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo.
Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero.
Ejemplos
Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero
En los compuestos:
- Grupo IA son +1.
- Grupo IIA son +2.
- B y Al son 3, y F es -1.
- El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1.
- El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y superóxidos.
Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación de cero.
*Los números de oxidación y
la tabla periódica:
Algunas tendencias observadas en los compuestos.
• Los metales tienen números positivos de oxidación.
• Metales de transición suelen tener más de un número de oxidación.
No metales y semimetales • tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación.
*Oxidación número y nomenclatura
Colección de sistema
Para los metales con varios números de oxidación es posible, use números romanos en el nombre.
FeSO4 de hierro (II) sulfato
Fe2 (SO4) 3 de hierro (III) sulfato
cobre Cu2O (I) óxido de
cobre CuO (II) óxido de
plomo PbCl2 (II) cloruro de
PbCl4 plomo (IV) de cloruro
* La identificación de las reacciones de oxidación-reducción
Oxidación-Reducción - REDOX
Una reacción química donde hay un cambio neto en el número de oxidación de una o más especies.
Tanto la oxidación y la reducción debe producirse durante la reacción.
Aquí el número de oxidación del Mg ha cambiado de
cero a 2. Cl ha pasado de cero a -1.
*Equilibrio de ecuaciones REDOX
Muchas ecuaciones REDOX puede ser compensada por la inspección.
H2S (g) + H2O2 (ac) S (s) + 2 H2O (l)
Sin embargo, otros son más difíciles.
2KMnO4 (aq) + H2O2 (l) + 3H2SO4 (aq)
2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3O2 (g) + 4H2O (l)
*La mitad de las reacciones
En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno.
Fe2 + Fe3 +
+ Cr2O72-2Cr3
A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O.
Fe2 + Fe3 +
Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
*Desproporcionación reacciones:
En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido.
Ejemplos
2H2O2 (l) 2H2O (l) + O2 (g)
3Br2 (aq) +6 OH-(aq) BrO3-(aq) +5 Br-(aq) +3 H2O (l)
Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
*valoraciones de oxidación-reducción
Las reacciones redox también puede servir como base para las valoraciones.
Por ejemplo, podemos determinar la cantidad de hierro en un mineral por titulación.
Inicialmente, hay que disolver la muestra.
*valorantes Común
La estandarización de MnO42 con oxalato consiste en la reacción siguiente.
2MnO42-(aq) + 5C2O42-(aq) + 8H + (aq)
2Mn2 + (aq) + 10CO2 (g) + 8H2O (l)
Desde MnO42 en un color magenta intenso y Mn2 + es de un verde tenue, detectar el punto final de la titulación es fácil.
*La oxidación por el oxígeno
Es capaz de reaccionar con todos los demás elementos, excepto: los gases nobles
halógenos
metales nobles como el oro
Una reacción muy común que el oxígeno es:
Combustión - oxidación rápida acompañada por el calor y la luz por lo general.
*Combustión
Ejemplos
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g)
S (s) + O2 (g) SO2 (g)
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)
2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO
ResponderEliminarINTEGRANTES
DIAZ DE LA ROSA STEPHANIE
GOMEZ ROMERO TANIA
MENDEZ CEDILLO PAOLA
6cps
INTRODUCCION
OBJ: Calcular los coeficientes para balancear una ecuación.
OBJ: Diferenciar coeficientes de subíndices
BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO
Observa la siguiente ecuación:
2 C4H10(g) + 13 O2(g) --> 8 CO2(g) + 10 H2O(g) + 872 Kj
Los números 2, 13, 8 y 10 se llaman coeficientes ¿ De dónde salieron? ¿Para qué sirven? Balancear significa buscar un “punto de equilibrio” entre dos partes; precisamente el balanceo de ecuaciones consiste en que busques que “coeficientes” debes de anotar para que la “cantidad” de cada uno de los elementos que está en los reactantes se iguale con la de los productos.
El hierro Fe, al contacto con el aire, lentamente se va oxidando, hasta transformarse en un polvo café- rojizo; éste es un ejemplo de reacción química. Para escribir la ecuación de esta reacción; primero anotas las sustancias que están reaccionado, que son el fierro (Fe) y el oxígeno (O2) , después una flecha que indica la transformación y enseguida los productos. La ecuación queda de la siguiente manera:
Fe + O2 ______ Fe2O3
Pero esta ecuación no esta completa, le faltan los “coeficientes" que indican que la ecuación está balanceada. ¿Cómo los vas a encontrar?, ¿Cuáles son esos números? Para determinar los coeficientes se puede hacer por dos métodos:
A) Por tanteo B) Por oxido-reducción. Balanceo por tanteo
Pasos:
1.Contar la “cantidad” que hay de cada elemento.
ResponderEliminarPara esto observa si los elementos tienen subíndice, este número indica la cantidad, si no tienen número significa que es uno. Ejemplo en los reactantes el Fe no tiene subíndice, entonces hay uno , el oxigeno tiene subíndice 2, significa que son dos, en los productos el Fe tiene un subíndice 2, por lo tanto hay dos y el oxígeno tiene un tres, entonces hay 3. Escribes esta información, debajo de la ecuación. Fe + O2 Fe2O3 Reactantes Productos Fe 1 2 O 2 3
La ecuación no esta balanceado porque las cantidades de Fierro y Oxígeno son diferentes en los reactantes y en los productos, el siguiente paso es anotar un coeficiente 2, 3, 4, etc., empieza con el dos, si no da, intenta con el que sigue y así sucesivamente, volver a contar la cantidad de cada elemento en cada intento, hasta que la ecuación quede balanceada.
Veamos que sucede si anotamos como coeficiente un 2 al Fe (Recuerda el lugar donde se escriben los coeficientes)
2 Fe + O2 ____ Fe2O3
Reactantes Productos Fe 2 2 O 2 3
Con este 2 queda balanceado el Fe, pero que coeficiente le ponemos al O2, si le ponemos un 2 no nos sirve porque serian 4 oxígenos en los reactantes ( el subíndice 2 del oxígeno se multiplica por el coeficiente 2) y en los productos hay tres, pero que sucede si le anotamos un 3 4Fe + 3O2 _____ 2Fe2O3 Reactantes Productos Fe 4x1 =4 2x2 =4 O 3x2 = 6 2x3 =6
Los coeficientes son 4 para el Fe, 3 para el O2 y 2 para el Fe2O3,
CONCLUSION
En el balanceo de ecuaciones vas a tantear el numero de coeficientes.
Nomenclatura
ResponderEliminarIntegrantes del equipo
Estrada Zepeda Luis Alfredo
Gonzales Tiznado Juan Edgar
Peñaloza Moran Christian David
Nomenclatura
Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, es la máxima autoridad en nomenclatura, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.
Elementos metalicos y no metalicos
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .
Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica .
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
Reglas
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.
4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)
Bases o hidróxidos
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
Ácidos
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X
continuacion
ResponderEliminarSALES
Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.
SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL __________________hídrico __________________uro hipo_______________oso hipo________________ito __________________ oso ___________________ito __________________ ico ___________________ato per________________ico per________________ ato
se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano
SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento,
OXISALES
Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato
SALES ÁCIDAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
SALES BÁSICAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
SALES DOBLES
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
continuacion
ResponderEliminar PERÓXIDOS
En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;
1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.
2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales
grupo:6EPS
ResponderEliminartema: Neutralizacion (Reactivo limitante)
equipo:4
integrantes:
FUENTES MANZO ESTEFANIA
LOZANO VARGAS MIGUEL
GONZALEZ GARCIA ANALY
Neutralizacion
¿Qué ocurre cuando mezclamoz un acido fuerte y un hidroxido metalico? Si son cantidades equivalentes , los iones hidronio del acido (H 3º+) y los iones oxhidrilo del hidroxido (OH-) se combinan y forman agua. Esto es , ocurre una netralizacion.
Se puede hablar de una reaccion de neutralizacion , según acido y una base o hidroxido para formar una sal y agua.cuando el acido se pone en contacto con la base, en solucion acuosa, los iones hidronio (H3O+) del acido se combinan con loz iones oxhidrilo(OH-) de la base , para formar agua y sal. Esta nueva sustancia no es acida ni basica , sino neutra.
HA + M OH ---> H2O + M A
Acido base agua sal
Indicadores Intervalo de pH Cambio de color
Violeta de metilo0.2 2.0 Amarillo a violeta
Naranja de metilo 3.1 4.0 Rojo a amarillo
Azul de bromofenol 3.0 4.6 Amarillo a azul
Rojo de metilo 4.2 6.3 Rojo a amarillo
Tornasol 4.5 8.3 Azul a rojo
Purpura de bromocresol5.2 6.8 Amarillo a purpura
Azul de bromotimol 6.0 7.6 Amarillo a azul
Rojo fenol 6.8 8.4 Amarillo a rojo
Purpura de micresol7.6 9.2 Amarillo a purpura
Fenolftaleina 8.3 10.0 Incoloro a rojo
Amarillo de alizarina10.1 12.0 Amarillo a violeta
Carmin de indigo 12.0 14.0 Azul a amarillo
Reactivo limitante
El reactivo limutante es aquel nos indica el rendimiento de un acido con otra de una base , el cual tiene como lugar una reaccion de neutralizacion.
reduccion oxidacion:
ResponderEliminarTrozo de metal oxidado (corroido)
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.
• 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; reducido.
Reacciones químicas de desplazamiento doble:
En las reacciones de d3esplazamiento doble son a aquellas en las cuales se intercambian los iones o radicales entre compuestos para formar dos compuestos diferentes lo que podemos definir con la ecuación matemática AB+CD=AD+CD
EJEMPLOS DE ESTE TIPO DE REACCIONES QUIMICAS SERAM”
NaCl+AgNo3=AgCl+NaNo3
BaCl+H2So4=baso4+2HC
NaOH+HCl=NaCl+H2O.
REACCION DE SUSTITUCION SIMPLE:
reacción de sustitución simple: son las reacciones en las que un átomo sustituye a otro átomo dentro de una molécula; las reacciones de sustitución son topicas de los alcanos e hidrocarburos aromáticos.
cardenas moreno lilian livier
ruiz vine karina elizabeth
tema= reacciones quimicas
de desplazamiento
simples y
oxidacion
• Reacciones químicas combinaccion y descomposición:
ResponderEliminar• Integrantes:
Benítez Torres Elizabeth
Ruiz García Rocio
Higuera Sanchez Alejandra
• Índice:
• Reacciones quimicas:combinaccion y descomposición……………………………………….1
• Integrantes………………………………………………..2
• Índice………………………………………………………..3
• Introducción……………………………………………...4
• Composición o síntesis……………………………………….5,6,7,8,9,
• Descomposición o análisis…………………………………10,11,12,13
• La ecuación química…………………………………………..14,15,16
• Características de la ecuación…………………………….17,18,19
• Método de tanteo……………….22,23,24,25,26,27,28,29,30,31
Conclusión……………………………………………………………………32
Introduccion: Este tema se va a tratar de dos de las reacciones químicas las cuales son:
• Combinación y descomposición. Se van a dar ejemplo de ello.
• Además vamos hablar de la ecuación química y del método del tanteo.
Composición o Síntesis:
Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.
Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustanciaspara formar un solo compuesto.
A + BàC
(donde A y B puedenser elementos o compuestos)
Ejemplo:
• Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
• 4 Al (s) + 3 O2 (g) à 2 Al2O3 (s)
Ejemplo:
• 1) N2 + 3H2 2NH3
• 2) 2Ca + O2 2CaO
• 3) 2Mg + O2 2MgO
• 3) 2Mg + O2 2MgO
ResponderEliminarReacciones de Descomposición o Análisis
Descomposición Química: la formación de dos o massustancias a partir de un solo compuesto.
Aà B + C
(donde B y C puedenser elementos o compuestos)
Ejemplo:
• Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
• 2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O2 (g)
LA ECUACIÓN QUÍMICA
En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.
Ejemplo:
EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.
las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.
Ejemplo:
HCl +
reactivos NaOH → NaCl +
productos H2O
características de la ecuación:
1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )
2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.
EJEMPLO:
6CO2 + 6H2O →
luz solar C6H12O6 + 6O2
3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía
4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen
EJEMPLO:
2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal
5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción;
EJEMPLO:
KClO3 KCl + O2
1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.
EJEMPLO:
N2 + H2 → NH3
En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
N2 + H2 → 2NH3
Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :
N2 + 3H2 → 2NH3
La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
tema
ResponderEliminar*soluciones empiricas valordas......
integrantes:
bonifaz espinoza berenice.
hernandez martinez maria isbel.
sanchez sanchez miriam giselle.
SOLUCIONES EMPÍRICAS: Son aquellas soluciones en donde para determinar la concentración no se aplican cálculos matemáticos sino que la relación soluto-solvente se determina desde un punto de vista personal de acuerdo a un criterio propio, por lo tanto en este tipo de solución no hay precisión ni exactitud en la determinación de la concentración.
Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:
DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con el solvente.
CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable con respecto a la cantidad de solvente.
SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada de soluto no se disolverá.
SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita.
Las Soluciones Empíricas son aquellas en las que NO interesa ni la cantidad ni la naturaleza del soluto ni del solvente.
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
*
Porcentual
*
Molaridad
*
Molalidad
*
Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso-volumen = g de soluto x 100ml de solución
el grupo es 6fps....
ResponderEliminarNeutralización, Ácidos y Bases
ResponderEliminarLos ácidos y bases
Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas.
Los ácidos Tienen un sabor Agrio.
Colorean de rojo el tornasol.
Los ácidos reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrogeno.
Las bases tienen sabor amargo.
Colorean de azul el tornasol.
En este tema también veremos Electrolitos que son las sustancias que originan iones liberans al disolverse en agua.
Indicadores son sustancias que cambian de color al reaccionar con una disolución básica o con una disolución ácida
Cuando se combina una disolución acuosa con un acido con otra de una base, tiene lugar a una reacción de neutralización, generalmente se forman agua y sal. Así el acido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOHo2H2O + Na2SO4
Ácidos, bases y sales:
Tres tipos de compuestos son electrólitos:
Acido - un compuesto que aumenta la concentración de iones hidrógeno en el agua.
Base - un compuesto que aumenta la concentración de iones hidróxido en el agua.
Sal -Los iones que permanecen después de un ácido y una base reaccionan entre sí - la neutralización.
Ejemplos de ácidos y bases:
El ácido clorhídrico HCl que ácido muriático
El ácido cítrico que contiene las frutas
El hidróxido de aluminio Al(OH)₃
El hidróxido de magnesio Mg(OH)₂
El ácido acético CH₃- CH₂- COOH
Neutralización
En una neutralización reaccionan los iones hidroxilo con los iones hidrógeno para dar agua y los cationes y aniones restantes dan una sal.
Las reacciones de neutralización entre un acido y una base se llevan a cabo entre las partes dando accesorio una sal. La parte fundamental, siempre ocurre, es que los oxhidrilos de la base para dar agua sin disociar.
Aparicio Capistran Gisela Noemi
Pacheco Hernandez Nallely Donaji
6 "FPS"
equipo 8
ResponderEliminar6CPS
integrantes: Rodriguez Rosales Jesus antonio
corral rojo juan misael
contreras eguino adrian
TEMA: Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxido reducción)
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones.
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.
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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos:
ResponderEliminar1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0.
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa
4Fe + 3º2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KclO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KclO3 2KCl + 6º2
Oxidación
ResponderEliminarLa oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
El nombre de “oxidación” proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl.
Reducción
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reduce:
Gana electrones.
Actúa como agente oxidante.
Es reducido por un agente reductor.
Disminuye su estado o número de oxidación
Número de oxidación
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
Mol-Moléculas
ResponderEliminarHistoria
Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla.
Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día, seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar.
Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol.
Mol
Es una unidad de cantidad de partículas.
El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de numero de Avogadro y es igual a 6.02 x 10²³. Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.
1) Una mol de H₂O contiene 6.02 x10²³ moléculas y pesa 18 gramos.
2) Una mol de Co₂ contiene 6.02 x 10²³ moléculas y pesa 44 gramos.
3) Una mol de S contiene 6.02 x10²³ moléculas y pesa 32 gramos.
Aclaraciones
Dado que un mol de moléculas H2 equivalen a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,02214179 (30) × 1023 átomos.
Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macro elementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N2) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere.
El mol se puede aplicar a las partículas, incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa.
Equivalencias
ResponderEliminar• 1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.
• La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
• 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
• El número de moles (de átomos o de moléculas, según se trate de un elemento o un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es n = m/M, donde M es la masa atómica o molecular, según sea el caso.
Molécula-gramo
Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos
Así que tenemos que:
1) La molécula de H₂SO₄ pesa 98 gramos.
2) La molécula de Co₂ pesa 44 gramos.
3) La molécula de O₂ pesa 32 gramos.
Masa molecular
La masa molecular se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas.
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso de la molécula de agua, H2O, su masa molecular sería:
(Masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994)
Se multiplica por 2, ya que la molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno (H).
Átomo-gramo
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos por ejemplo:
1) Un átomo-gramo de oxigeno pesa 16 gramos.
2) Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.
3) Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.
Peso molecular
Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomando como 12 unidades de peso atómico de masa atómica.
El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
El peso molecular de una sustancia es igual a una molécula
Veamos algunos casos:
1.- el peso molecular de IO₂ es igual a 32 uma pues el peso atómico de IO es igual a 16 uma y la molécula es diatómica.
Grupo: 6 "FPS"
ResponderEliminarintegrantes:
Gomez Rodriguez Cristian Miguel
Ceballos Bucio Martin
Cervantes Mesa MigueL Isai
"ooxidacion y reduccion"
Números de oxidación
Números de oxidación y nomenclatura
Identificar reacciones de oxidación-reducción
Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones de desproporcionación
Valoraciones de oxidación-reducción
La oxidación por el oxígeno
Oxidación número o estado.
Cuando se trata de iones simples, esto es fácil de determinar.
Es simplemente la carga del ion.
Ejemplos
IA del grupo (1) 1
AI Grupo (2) 2
Grupo VII A (17) -1
El oxígeno -2 por lo general
El hidrógeno unidos a +1 si no metal
El hidrógeno -1 si en condiciones de servidumbre con el metal
Oxidación número.
Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo.
Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero.
Los ejemplos
Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero
emjemplo:
Asigne los estados de oxidación de todos los elementos en el agua.
La electronegatividad son: H = 2,2, O = 3,5
Los electrones de las dos de hidrógeno se asignan al oxígeno.
Los números de oxidación: O = -2
Reglas para asignar números de oxidación.
El importe del número de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga neta de la especie.
En los compuestos:
Grupo IA son +1.
Grupo IIA son +2.
B y Al son 3, y F es -1.
El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1.
El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y superóxidos.
Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación cero.
Los números de oxidación.
Muchos elementos tienen más de un número de oxidación posible.
A menudo, es posible determinar el número de oxidación de los elementos en un compuesto simplemente por ver en lo que haces saber.
Siga las reglas anteriores y luego asignar un número de oxidación que asegura que el compuesto en general no tiene carga neta.
ejeemploo:
Buscar el estado de oxidación de todos los elementos en:
HNO3
El hidrógeno sabemos - debe ser 1
El oxígeno debe ser -2 en este caso.
¿Qué pasa con el nitrógeno?
Los números de oxidación y la tabla periódica.
Algunas tendencias observadas en los compuestos.
Los metales tienen números positivos de oxidación.
Los metales de transición suelen tener más de un número de oxidación.
No metales y semimetales tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación.
Ningún elemento existe en un compuesto con un número de oxidación superior a 8.
Los números de oxidación más negativo es igual a 8 - el número de grupo
Oxidación número y nomenclatura.
Stock system
For metals with several possible oxidation numbers, use Roman numeral in the name.
FeSO4 iron(II) sulfate
Fe2(SO4)3 iron (III) sulfate
Cu2O copper(I) oxide
CuO copper(II) oxide
PbCl2 lead(II) chloride
PbCl4 lead(IV) chloride
Oxidación número y nomenclatura.
Ejemplos
Cl oxidación
número Fórmula Nombre
7 HClO4 ácido perclórico
5 HClO3 ácido clórico
3 El ácido cloroso HClO2
1 HClO ácido hipocloroso
7 NaClO4 perclorato de sodio
5 NaClO3 clorato de sodio
3 NaClO2 clorito de sodio
1 NaClO hipoclorito de sodio
Identificar reacciones de oxidación-reducción..
ResponderEliminarOxidación-Reducción - REDOX
Una reacción química donde hay un cambio neto en el número de oxidación de una o más especies.
Tanto la oxidación y la reducción debe producirse durante la reacción.
Mg (s) + Cl2 (g) MgCl2 (s)
Reacciones Redox.
Oxidación
Un aumento en el número de oxidación.
Reducción
Una disminución en el número de oxidación.
Si el número de oxidación de cualquier elemento cambia en el curso de una reacción,
la reacción es de oxidación-reducción.
Ejemplo.
2 Fe (NO3) 3 (aq) + Zn (s) 2 Fe (NO3) 2 (aq) + Zn (NO3) 2 (aq)
Equilibrio de ecuaciones REDOX.
Muchas ecuaciones REDOX puede ser compensada por la inspección.
H2S (g) + H2O2 (ac) S (s) + 2 H2O (l)
Sin embargo, otros son más difíciles.
2KMnO4 (aq) + H2O2 (l) + 3H2SO4 (aq)
2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3O2 (g) + 4H2O (l)
Equilibrio de ecuaciones REDOX.
Semirreacción método.
Con este enfoque, la reacción se divide en dos partes.
medio de oxidación-reacción. La parte de la reacción donde los electrones se pierden.
A Un + + ne-
Reducción media-reacción. La parte de la reacción donde los electrones se ganan.
me-+ B Bm-
Equilibrio de ecuaciones REDOX.
El Objetivo es entonces el párrafo asegurarse De Que El mismo Número de Temperature Producen y consumen en sí.
(M) (A + + Un ne-)
(N) (me-+ B Bm-)
nB mA + hombre + + + NBM
De Cuando ESTÁ bien equilibrado, Los Temperature cancelan en sí.
La mitad de las reacciones
Ejemplo.
La mitad de las reacciones pueden ser de los 'iónica neta "forma. Balance de las siguientes
Fe3 + + Zn (s) Fe2 + + Zn2 +
2 (Fe3 + + e-Fe2 +) (reducción)
Zn (s) Zn2 + + 2e-(oxidación)
2Fe3 + + Zn (s) 2Fe2 + + Zn2 +
La mitad de las reacciones.
ResponderEliminarOtro ejemplo
Determine la ecuación balanceada para la reacción de Fe2 + con Cr2O72 en una solución ácida.
Fe2 + + Cr2O72-Fe3 + + + Cr3
Las dos semirreacciones serían los siguientes:
Fe2 + Fe3 +
Cr2O72-Cr3 +
La mitad de las reacciones.
En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno.
Fe2 + Fe3 +
+ Cr2O72-2Cr3
A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O.
Fe2 + Fe3 +
Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
La mitad de las reacciones.
Recuerde que esta reacción se produce en una solución ácida para que podamos añadir H +, según sea necesario.
Fe2 + Fe3 +
14H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Ahora lo que necesitamos saber cuántos electrones son producidos o consumidos y colocarlos en nuestro medio-reacciones.
Para el hierro, un e-producido.
Para dicromato, seis de correo se consumen
La mitad de las reacciones.
Fe2 + Fe3 + + e-
6e-+ 14 H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Tenemos el mismo número de electrones producidos y consumidos así:
6Fe2 6Fe3 + + + 6e-
6e-+ 14H + + Cr2O72-2Cr3 + + 7H2O
Como último paso, tenemos que combinar las semirreacciones y anular los electrones.
La mitad de las reacciones.
6Fe2 14H + + + + Cr2O72-
6Fe3 + + + + 7H2O 2Cr3
En esta reacción, Fe2 + se oxida y el ion dicromato se reduce.
Esta reacción se utiliza para la determinación de hierro por titulación.
reacciones desproporción.
En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido.
Ejemplos
2H2O2 (l) 2H2O (l) + O2 (g)
3Br2 (aq) +6 OH-(aq) BrO3-(aq) +5 Br-(aq) +3 H2O (l)
Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
valoraciones de oxidación-reducción.
Las reacciones redox también puede servir como base para las valoraciones.
Por ejemplo, podemos determinar la cantidad de hierro en un mineral por titulación.
Inicialmente, hay que disolver la muestra. Esto da como resultado tanto de hierro (II) y hierro (III) que se producen en la solución.
El primer paso es conseguir que todo el hierro en un estado de oxidación.
Felicidades a los que ya cumplieron con el compromiso.
ResponderEliminarEquipo#1
ResponderEliminar6 CPS
[SALES]
Integrantes:
-Cortes Garcia Brenda Janeth.
-Rangel Valdez Aida Tanairy.
-Vazquez Castelan Areli Joana.
Sales*
En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
Sales Basicas*
Las sales básicas se clasifican también como compuestos cuaternarios ya que su molecula contiene un elemento metal, otro no metal, hidrogeno y oxigeno; pero estos 2 ultimos en forma de radical hidróxido por ejemplo: Ca(OH)Cl, Al(OH)2NO3
Sales Sencillas
ResponderEliminarEste tipo de compuestos se forman al reaccionar un metal con un no metal, es decir son compuestos binarios. Se obtienen al reaccionar un hidracido con un metal o un hidróxido.Para llamarlos debemos sustituir la terminación hídrico del acido de donde proviene, por la terminación “uro”, después se nombra el metal, y si este presenta valencias variables se tendrá que agregar la terminación “oso” o “ico” según corresponda. Por ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Algunos ejemplos de este tipo de sales son:
-Cloruro de magnesio (MgCl2)
-Cloruro ferrico (FeCl3)
-Yoduro de cloro (Cal2)
-Fluoruro de calcio (CaF2)
-Bromuro de cobre (CuBr)
-Bromuro Cuprico (CuBr2)
Sales Acidas…
Estas sales son compuestos cuaternarios, es decir están constituidos por 4 atomos; hidrogeno, un metal , un no metal y oxigeno. Las sales acidas se obtienen de la sustitución parcial de los hidrogenos de un acido por un elemento metalico, es decir son oxisales que tienen hidrogeno. Para nombrarlos se utiliza el nombre del radical electronegativo con terminación “ato, ito ” según corresponda seguido de la palabra acido y, por ultimo el nombre del elemento metalico.
EQUIPO 6
ResponderEliminar6 CPS
"Reacciones Oxidacion Reduccion"
Integrantes:
-Gutierrez Lopez Janeth Carolina.
-Martinez Salazar Javier.
Reduccion-Oxidacion:
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox)son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
Oxidacion
La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Reduccion:
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol
Que es el numero de valencia o numero de oxidacion?
Las valencias de la tabla periódica nos indican los electrones que se comparten por parte de cada átomo, en cambio los estados de oxidación sirven para indicar el numero de electrones que tiene un átomo ya que esta relacionado con la suma de cargas positivas y negativas que posee. Por ejemplo; El Berilio se enlaza con la valencia 2 pero puede tener estados de oxidación por ejemplo +1, en este caso estaría ionizado y seria un catión.
Semireaccion de Oxidacion:
La semireacción de oxidación se caracteriza por que los átomos aumentan su estado de oxidación cuando se transforman de reactivos a productos. Este aumento en el estado de oxidación es producto de una perdida de electrones por parte de los reactivos. Los electrones “perdidos” serán transferidos hacia los átomos que se van a reducir.
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ResponderEliminar* Nomenclatura
ResponderEliminarSimple compuestos binarios
La nomenclatura química (del latín nomenclatura.) es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.
**HIDRUROS
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento (pudiendo ser este, metal o no metal). Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los hidrácidos.
**COMPOSICION MOLECULAR
Los metales que forman este tipo de compuesto son los de grupos 1 y 2 de la tabla periódica, cuando el hidrogeno reacciona para forma hidruros presenta -1
Ya que tiene mayor electronegatividad que estos metales.
**QUE SON LOS ACIDOS?
Un acido es una sustancia química de formula general HA (donde “H” es Hidrogeno y “A” y la otra parte es un “radical acido” ) que puede donar su hidrogeno como "protón" para receptores como el agua (H2O):
**Fórmula general: HA + H2O ---> A- + H3O+
*Los ácidos fuertes incluyen:
Ácido clorhídrico HCl
Ácido Sulfúrico H2SO4
Ácido Nítrico HNO3
*Los ácidos débiles incluyen:
Agua H2O
Ácido carbónico H2CO3 (de H2O + CO2)
Etanol (Alcohol) CH3CH2OH
**ACIDOS
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.
NOTA:
(*SUFIJO :Sufijo es la silaba que se agrega después del lexema, raíz o tema de una palabra. Una o mas letras que se agregan al final de una palabra para modificar su significado.
*PREFIJO :es una o más letras que se anteponen a una palabra para cambiar su significado.
1.- Ante-: Delante: Antesala: pieza delante de la sala. anteponer.)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre sería cloruro de hidrógeno acuoso.
El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.
6FTPS
INTEGRANTES:
Villalpnado Garcia Alaska Michell
Sanchez Garcia Adela Yuridia
Guzman Mendoza Nereyda Yesenia
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ResponderEliminarEQUIPO #2-6ETPS
ResponderEliminarINTEGRANTES:
.AHUMADA SANCHEZ ESMERALDA
·JARAMILLO MARTINEZ KAREN
·RODRIGUEZ JUSAINO DANIELA
INDICE:
NOMENCLATURA DE LOS...
*ACIDOS
*SALES
•Sales binarias
•Oxisales
•Sales acidas
•Sales básicas
•Sales neutras
*HIDRUROS
PARTE #1
Nomenclatura de los acidos
Objetivo:
Demostrar que la composición atómica determina el nombre del acido. Colocer los nombres de los acidos mas comunes.
Al disolver en agua, ciertas moléculas producen iones h+ (protones). Estas sustancias, llamadas acidos, se reconocieron por vez primera debido al sabor acido de sus soluciones. Por ejemplo, el sabor de los limones se debe al acido cítrico, al igual que el de las limas y las toronjas. Los aciidos se estudiaran con mayor detalle en capitulo porteriores. De momento simplemente se indican las reglas para nombrerlos.
Un acido puede considerarse como una molecula que tiene uno o mas iones h+ unidos a un anion. Las reglas para nombrar blos acidos dependen de que el anion contenga oxigeno.
Reglas para nombrer los acidos:
1.Si el anion no contiene oxigeno el acido se nombre con el sufijo hídrico unido a la raíz del nombre del elemento. Por ejemplo al disolver HCI gaseoso(cloruro de hidrogeno) en agua se forma acido clorhídrico. De manera similar, las disoluciones acuosas del cianuro de hidrogeno(H(N) y sulfuro de hidrogeno(H2S) en agua, reciben el nombre de acido cianhidrico y acido sulfuhidrico, respectivamente.
2.Cuando el anion contiene oxigeno el nombre del acido se forma a partir de la raíz del nombre anion con el sufijo-ico u –osos. Cuando el nombre del anion termina en –ato, se usa el sufijo –ico.
Por ejemplo
Acido-- ANION-- NOMBRE
H₂SO₄-- SO₄²(SULFATO)-- ACIDO SULFURICO
H₃PO₄-- PO₄³ (FOSFATO)-- ACIDO FOSFORICO
HC₂H₃O2-- C₂H₂O₂(ACETATO)-- ACIDO ACETICO
Cuando el anion termina en –ito, se usa el sufijo –osos.
Por ejemplo:
Acido-- anion-- nombre
H₂SO₃-- SO₃²(SULFITO)-- ACIDO SULFOROSO
HNO₂-- NO₂(NITRITO)-- ACIDO NITROSO
NOMBRE DE ACIDOS QUE NO CONTIENEN OXIGENO:
ACIDO-- NOMBRE
HF-- ACIDO FLUORHIDRICO
HCI-- ACIDO CLORHIDRICO
HI-- ACIDO BROMHIDRICO
HI-- ACIDO YODHIDRICO
HCN-- ACIDO CIANHIDRICO
H₂S-- ACIDO SLFHIDRICO
NOMBRE DE ALGUNOS ACIDOS QUE CONTIENE OXIGENO:
ACIDO--NOMBRE
HNO₃-- ACIDO NITRICO
HNO₂-- ACIDO NITROSO
H₂SO₄-- ACIDO SULFURICO
H₂PO₃-- ACIDO SULFUROSO
H3PO₄-- FOSFORICO
HC₂H₃O2-- ACIDO ACETICO
PARTE #2
ResponderEliminarNomenclatura de las sales
Sales
Las sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas.
Se clasifican en:
• Sales binarias
• Oxisales
• Sales acidas
• Sales básicas
• Sales neutras
Sales binarias
Las sales binarias que provienen de los hidrácidos, es decir, su molécula tiene un metal unido a un no metal. Para darles nombre se cambia la terminación del no metal de hídrico a uno, seguida del nombre del metal correspondiente
Ejemplos
Na⁺¹yCl⁻¹--NaCl---cloruro de sodio
Rb ⁺¹yl⁻¹--RbI---yoduro de rubidio
Oxisales
Son sales que derivan de los oxiácidos, es decir, que contienen un metal unido a un radical negativo que contengan oxigeno.
Se nombran cambiando la terminación oso de los ácidos por ito e ico de los ácidos por ato en las sales (este cambio es el nombre del radical) y se hace seguir del nombre del metal correspondiente
Ejemplos
Na⁺¹ySO₄⁻²--Na₂SO₄---sulfato de sodio
Pb⁺²yNO₃⁻¹--Pb(NO₃)₂---nitrato de plomo
Sales acidas
En solución acuosa el pH de estas sales es menor a 7. La molécula de las sales acidas, se representa unida a un metal y aun radical negativo, pero entre ellos se encuentra el hidrogeno.
Para nombrarlas se utiliza el nombre del radical para las sales con el prefijo bi y después se anota el nombre del metal
Ejemplos
Li ⁺¹yHCO₃⁻---LiHCO₃---bicarbonato de litio
K⁺¹y HSO₄⁻¹--KHSO₃---bisulfito de potasio
Sales básicas
En solución, dan valores de pH mayores a 7
Ejemplos
Na⁺¹y s⁻²---Na₂S---sulfuro de sodio
Mg⁺², OH⁻¹y Cl⁻¹--HOMgCl----cloruro básico de magnesio
Sales neutras
El pH resultante de la disolución de estas sales es 7
Ejemplos
Na⁺¹ y Cl⁻¹--NaCl---cloruro de sodio
K⁺¹ y NO₃⁻¹--KNO₃---nitrato de potasio
PARTE #3
ResponderEliminarNomenclatura de los Hidruros
Los hidruros resultan de la combinación del hidrogeno con cualquier metal.
En los hidruros el hidrogeno tiene numero de oxidación de -1.Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra hidruro seguida del nombre del metal correspondiente.
EJEMPLO:
Na+1 y H-1---NaH---Hidruro de sodio
K+1 y H-1---KH---Hidruro de potasio
Fe+3 y H-1---FeH---Hidruro férrico o hidruro de fierro
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles
El nombre tradicional es el de hidruro del metal y se utilizan los sufijos -oso e -ico para la menor y mayor valencia del metal, respectivamente. En el caso de que el metal sólo tenga una valencia se suele utilizar la terminación -ico para hacer referencia a dicho metal.
Se pueden utilizar también los nombres derivados del uso de la valencia entre números romanos o la que indica la proporción de cada elemento mediante prefijos.
nomenclatura
ResponderEliminarIntegrantes del equipo
Estrada Zepeda Luis Alfredo
Gonzales Tiznado Juan Edgar
Peñaloza Moran Christian David
indice
4,5:Hidruros
6,7,8,9:ácidos
nomenclatura
La nomenclatura química es un conjunto de reglas o formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los compuestos químicos.
hidruros
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles.
¿Cómo se formulan?
Hidruros Metálicos
Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal. Fórmula: XHn
Ácidos Hidrácidos
Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuacion la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: XnH
Hidruros Volatiles
Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitorgeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del no metal correspondiente.Fórmula: XHn
acidos
Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base).
Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos, o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H+ y un mol de su base conjugada, A-, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4).
Ácidos de Arrhenius
El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua.
Ácidos de Lewis
Gilbert N. Lewis, que incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones.
conclusión
En este tema se trato de explicar lo que son los hidruros, los ácidos y algunas de las teorías de algunos.
TEMA:BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DE TANTEO
ResponderEliminarEQUIPO: #6
INTEGRANTES:
SANCHEZ VENTURA BRENDA
FLORES MEDINA LUISA
VALENZUELA MUÑOZ KARINA
GRUPO: 6EPS
1.-Introduccion
Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios métodos; entre ellos se tiene el de tanteos, generalmente utilizado para balancear ecuaciones sencillas. consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos.
2.-Desarrollo
Para aplicar correctamente este método se siguen los siguientes pasos:
Paso 1 Cuente el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación.
Paso 2 Determine qué números átomo no están equilibrados.
Paso 3 Balancee un átomo a la vez mediante el uso de coeficientes de frente a una o más sustancias.
Paso 4 Repita los pasos 1-3 hasta que todo se equilibre
.-Ejemplo1
HCl + Ca _____________> CaCl2 + H2
Paso 1 y 2
1 H 2 H - no equilibrada
1 Cl 2 Cl - no equilibrada
1 Ca 1 Ca
Paso 3
2HCl + Ca _____________> CaCl2 + H2
Paso 4
2 H 2 H
2 Cl 2 Cl
1 Ca 1 Ca
La ecuación balanceada
2HCl + Ca ______________> CaCl2 + H2
.-Ejemplo 2
Mg+HCl ___________________> MgCl+H2
Paso 1 y 2
1Mg 1Mg
1H 2H – no equilibrada
1Cl 2Cl – no equlibrada
Paso 3
Mg+2HCl___________________> MgCl2+H2
Paso4
1Mg 1Mg
2H 2H
2Cl 2Cl
La ecuación balanceada
Mg+2HCl___________________> MgCl2+H2
3.- Conclusión
El balance de ecuaciones químicas nos sirven para tener un elemento estable.
es decir tiene que tener la misma cantidad de elementos iguales en reactivos y productos.
SALES:
ResponderEliminar En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.
EJEMPLO:
Es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
Una sal es un compuesto iónico.
Existen 3 tipos de sales: binarias, ternarias y cuaternarias.
SALES BINARIAS
SALES SENCILLAS
Este tipo de compuestos se forman al reaccionar un metal con un no metal , es decir son compuestos binarios, estos se obtienen al reaccionar un hidrácido con un metal o un hidróxido.
Para llamarlos debemos sustituir la terminación hídrico del acido de donde proviene, por la terminación “uro”, después se nombra el metal, y si este presenta valencias variables se tendrá que agregar la terminación ”oso” o ”ico” según corresponda.
SALES TERNARIAS
OXISALES
Los oxisales son compuestos clasificados como ternarios ya que están formados por un metal, un no metal y oxigeno.
Se forman cuando reacciona un oxácido con un metal o una base (hidróxido) y en la relación se sustituye el hidrogeno del acido por el metal.
Para nombrar a las oxisales se utiliza el nombre del anion que indica el acido de donde proviene, pero debemos de cambiar la terminacion, si el acido termina en “oso”, la sal debera de terminar en “ito”, si el acido termina en “ico”, la sal debera de terminar en “ato”.
SALES CUARTENARIOS
SALES ACIDAS
Estas sales son compuestos cuaternarios y están constituidos por cuatro átomos; hidrogeno, un metal , un no metal y oxigeno. Las sales acidas se obtienen de la sustitución parcial de los hidrógenos de un acido por un elemento metalico, es decir son oxisales que tienen hidrogeno.
Para nombrarlos se utiliza el nombre del radical electronegativo con “ato”, “ito”, según corresponda seguido de la palabra acido y por ultimo el nombre del elemento metalico
SALES BASICAS
Las básicas se clasifican también como compuestos cuaternarios ya que su molécula contiene un elemento metal, otro no metal, hidrogeno y oxigeno; pero estos dos últimos en forma de radical hidróxido.
equipo#3
6FTPS
RAMIREZ GARCIA ALMA
MORENO ESPINOZA KARLETH
LARA RAYA DANIEL
TEMA:NUMERO DE MOLES EN "X" GRAMOS DE SUSTANCIA
ResponderEliminarEQUIPO#1 6EPS
Integrantes:
Barrera Zamora Ulises
Coronel Virgen Raul
Viedas Ochoa Ernesto Alonso
El peso de una Mol es numericamente igual al peso atomico o molecular ;por tanto,el numero de moles contenidas en determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente relacion:
Num. de moles= masa en gramos
----------------
peso atomico o peso molecular
n=g
----
PA
n=g
-----
PM
Con esta ecuacion tambien podemos calcular la masa de un determinado numero de moles.
Masa en gramos=num.de moles por peso molecular
g=nPM Ejercicio ejemplo
1._Cuantos atomos gramo y cuantas moleculas gramo contienen 28 gramos de nitrogeno?
DATOS
Masa en g de nitrogeno=28g
PAN=14uma(unidad de medicion atomica)=14g/atomo g
PMN 2=28uma=28g/molecula
num. de atomos gramo=X
num. de moleculas gramo=X
FORMULA Y DESARROLLO
n=g
----
PA
n=g
----
PM
n=28g
-------------------- n=2 atomos gramo
14g/atomo g
n=28g
------------------- n=1 molecula gramo
28g/molecula g
6EPS
ResponderEliminarEQUIPO #5
TEMA: OXIDO-REDUCCION
INTEGRANTES:
RUELAS RUELAS SAYURI MONSERRAT
DE LA VEGA DIAZ JAMI IVONE
MOROYOQUI CARBAJAL MARITZA
reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
* El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.
* 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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
PARTE#2
ResponderEliminarOXIDACION
La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el KMnO4, el Cr2O7, el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:
Br− + O3 → BrO3−
El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:
* 2I− → I2 + 2 e−
* Cl2 + 2 e− → 2 Cl
Ejemplo
El hierro puede presentar dos formas oxidadas:
* Óxido ferroso: FeO.
* Óxido férrico: Fe2O3
PARTE#3
ResponderEliminarREDUCCION
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas caracteristicas:
* Gana electrones.
* Actúa como agente oxidante.
* Es reducido por un agente reductor.
* Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
* CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
* CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
NUMERO DE OXIDACION
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
El número de oxidación:
* Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
* Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
(volvi asubir la informacionnn ok)
ResponderEliminarreaciones de conbinacion o formacion
estaa reacciones se lleva a cabo cuando 2 sustancias , que pueden ser elementos o compuestoss, se unnen para formarr un producto...
primera ecuacion general
para este tipo de reaccion es
A + B IGUAL AB
elemento o compuesto compuesto final
algunos ejemplos de este tipo de reacciones son las siguientes:
metal + no metal compuesto binario
4AL(s) + 3O2 (g) 2Al2 O3(s) oxido metalico
2Na(s) +Cl2(g) 2NaCl(s) sal sencilla
DESCOMPOCISION O ANALISIS
estas se llevan a cabo de mnanbera inversa a las reacciones de convinaciion o sintessis ;
como su nombre lo indica, una reaccion de descompocision ocurre cuando un compuesto 2 omas sustanciasa diferentes.
la ecuacion general es
AB (FLECHA ) A + B
COMPOUEST ELEMNTO O COMP.. ELENTOO O COM..
algunoss ejempolos de este tipo de reacciones sae presentan por la descompociocion termica o lectriclitica de algunos compuestos que contienen oxigeno , como son los siguientes:_
oxidos metalicos metal + oxido
2Ag 2O(S) (FLECHA) 4Ag(s) + O2(g)
Hg O(S) (FLECHA) 2HG(s) + O2(2)
INTEGRANTESS
Madrigal Ortega Arely Rubi
Lopez Novia Jose Carlos
Ramirez Escotto Araceli Betzabe
6 "FTPS"
EQUIPO 5
ResponderEliminarSUSTITUCION SIMPLE
INTRODUCCIÓN:
Existen varios tipos de procedimientos por medio de los cuales se forman los compuestos; entre algunos tipos de reacciones tenemos los siguientes.
SÍNTESIS. Dos reactivos se combinan para formar un solo producto.
A + B------------- C
C + O2 ----------------- CO2
DESCOMPOSICIÓN. Un solo reactivo se descompone para formar dos o mas compuestos.
A ------------------------------ B + C
Ca CO 3 ------------------------------- CaO + CO2
SUSTITUCIÓN. Un elemento mas activo sustituye a otro menos activo en un compuesto.
A + BC------------------------AB + C
Zn + Cu SO 4-------------------------Zn SO 4 + Cu
DOBLE SUSTITUCIÓN ( metástasis ). Los átomos o los iones intercambian pareja
AB + CD----------------------AD + CB
NaOH + HCl------------------------Na Cl + H-OH
Síntesis: cuando se juntan dos o más elementos
Descomposición: cuando se rompe la molécula de un compuesto para la formación de uno o mas compuestos.
SUSTITUCION DOBLE
INTRODUCCIÓN:
Existen varios tipos de procedimientos por medio de los cuales se forman los compuestos; entre algunos tipos de reacciones tenemos los siguientes.
SÍNTESIS. Dos reactivos se combinan para formar un solo producto.
A + B------------- C
C + O2 ----------------- CO2
DESCOMPOSICIÓN. Un solo reactivo se descompone para formar dos o mas compuestos.
A ------------------------------ B + C
Ca CO 3 ------------------------------- CaO + CO2
SUSTITUCIÓN. Un elemento mas activo sustituye a otro menos activo en un compuesto.
A + BC------------------------AB + C
Zn + Cu SO 4-------------------------Zn SO 4 + Cu
DOBLE SUSTITUCIÓN ( metástasis ). Los átomos o los iones intercambian pareja
AB + CD----------------------AD + CB
NaOH + HCl------------------------Na Cl + H-OH
CONCLUSION:
Sustitución doble: es cuando en una reacción hay doble intercambio de elementos
Sustitución simple: es cuando en una reacción hay intercambios de elementos.
INTEGRANTES
GUEVARA ONTIVEROS RICARDO JHOVANY☺
HERRERA ARIAS ANA ARACELY ♥
RANGEL CARDENAS ALICIA ♥
REYES DIONICIO MARICRUZ♥
6FPS
Tema: Reacciones de neutralizacion.
ResponderEliminarIntegrantes: Natalia Hernandez Bautista.
Erik carrillo Bautista y
Liliana Arroyo.
DEFINICIONES DE NEUTRALIZACION.
Disminución o anulación del efecto de cierta acción porque aparece otra contraria que la contrarresta, “Diccionario…”
La reacción de un ácido con una base para producir una sal y agua, “Química Básica…”
Proceso Químico en el cual una sustancia Acida reacciona con una sustancia Base cancelándose una a la otra produciendo Agua mas una Sal.
NEUTRALIZACION EN ACCION.
Al llevar acabo una mezcla de una disolucion de un acido con una base, se origina una reaccion de neutralizacion, los productos de la reaccion no presentan ninguna de las caracteristicas de la disolucion de acido ni de la base.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal + agua
EJEMPLO:
La reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua:
HCl + NaOH NaCl + H2O.
Reacciones de neutralizacion.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.
Oxido de metal + óxido de no metal sal.
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+. • Base: sustancia capaz de donar iones OH-. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptores. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.Los ácidos y las bases tienen una gran importancia en la economía de cualquier país.
Son importantes en diversos ámbitos: En los seres vivos: Nuestro estómago, por ejemplo, segrega jugos gástricos que resultan fundamentales en el proceso de la digestión. Estos jugos gástricos contiene acido clorhídrico y contienen aproximadamente 0.1 moles de iones hidrogeno por litro de disolución, al incrementarse estos niveles la persona experimenta indigestión o acidez estomacal, este problema lo podemos controlar con un medicamento llamado antiácido, los cuales son bases simples que neutralizan a los acido digestivos.
ResponderEliminarEn los productos de limpieza. Los jabones y detergentes se elaboran con sustancias básicas que permiten disolver las manchas con gran eficacia. En la alimentación. Algunos aditivos son sustancias ácidas: ácido cítrico, por ejemplo.En el medio ambiente. Determinadas actividades humanas generan compuestos tóxicos que dan lugar a la llamada lluvia ácida, que influye negativamente en el medio ambiente, destruyendo bosques o deteriorando los monumentos.
Una reacción de neutralización:
es una reacción entre un acido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrogeno y de iones hidroxido para formar moleculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
Tema: Reacciones de neutralizacion.
Integrantes: Natalia Hernandez Bautista.
Erik carrillo Bautista y
Liliana Arroyo.
6 CPS.
haaaa y soy el equipo 5
ResponderEliminar6 CPS
Erik
Natalia
Liliana
Grupo 6DPS
ResponderEliminarequipo 9
ibarra casas
perez juarez
perez motta
Índice
Teoría acido base
Teoría de Lewis
Teoría de Arrhenius
Teoría de Bronsted y Lowry
PH
Neutralización
Teoría de LewisEn esta teoría se define como ácido una molécula o un ión que acepta un par solitario de electrones para formar un enlace covalente, y una base como una molécula o ión que puede donar un par solitario de electrones para formar un enlace covalente.
Teoría de Arrhenius
La teoría de Arrhenius, una sustancia que se disocia produciendo iones H+ es un ácido. Una sustancia que se disocia produciendo iones OH- es una base o hidróxido.
Las reacciones de neutralización ácido-base, según esta teoría, se pueden escribir de manera molecular, iónica o iónica neta. Esta última sería:
ResponderEliminarH+ + OH- H2O
Teoría de Bronsted y Lowry
La teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es una sustancia donadora de protones y una base es una sustancia aceptora de protones (un protón es un átomo de H que ha perdido su electrón).
Toma en cuenta el solvente, es decir, adiciona cada protón a una molécula de agua, obteniendo así un ión que denomina “hidronio”:
H3O+
La molécula de agua se comporta así como una base porque acepta un protón. Entonces el ión hidronio se comporta como un ácido porque dona un protón, y cualquier anión se comporta como una base cuando acepta ese protón.
Ph
Significa potencial de hidrogeno
Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
ResponderEliminarNeutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base.
Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua.
Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
soluciones neutras presentan un pH con valor de 7
las soluciones básicas o alcalinas un valor mayor de 7
las soluciones acidas su valor estará por debajo de 7.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas,
ácido + base → sal + agua
INTEGRANTES
ResponderEliminarVILLEGAS GOMEZ VICTOR MANUEL
SOLIS CARRILLO CYNTHIA
6CPS
INTRODUCCION
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación.
En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido.
El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones.
Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno
Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones.
También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.
OXIDO - REDUCCION
Un gran número de reacciones químicas transcurre con la pérdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro.
La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones oxidación
El proceso global se denomina oxido-reducción o reacción redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (especie que se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce).
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; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan a las ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante.
Una reacción redox se puede considerar como la suma de dos semirreacciones:
2H+ (ac) + 2e- → H2 (g)
Semirreacción de reducción Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e-
Semirreacción de oxidación Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac)
Reacción redox
Esta separación es conceptual y no corresponde a una separación real de los dos procesos
Las especies oxidadas y reducidas de una semirreacción forman un par redox.
El par se escribe colocando en primer lugar la especie oxidada y, a continuación,
la especie reducida: H+/H2 y Zn2+/Zn.
POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION
ResponderEliminarCada semirreacción contribuye con cierto valor de ΔG° a la energía libre total, siendo ésta la suma de las energías libres normales de las dos semirreacciones.
La reacción global será favorable en el sentido en el que ΔG°total < 0.
Como las semirreacciones se deben producir por parejas, se puede tomar una semirreacción como referencia y darle el valor de DG° = 0, en condiciones estándar.
La semirreacción que se elige es la siguiente:
2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) ΔGº = 0
Con este convenio resulta que el valor de DG° correspondiente a la reducción del Zn2+/Zn debe tener el mismo valor que el de la reacción del Zn2+ con hidrógeno:
H2 (g) + Zn2+ (ac) → Zn(s) + 2H+ (ac) ΔGº = 147 kJ
Zn2+ (ac) + 2e- → Zn(s) ΔGº = 147 kJ
Las energías libres normales se pueden obtener empleando una pila galvánica (Figura 1), en la que la reacción que impulsa la corriente de electrones por el circuito es la de interés. Así, midiendo la diferencia de potencial entre los electrodos se puede acceder al valor de la energía libre usando la siguiente expresión:
ΔG° = - nFE°
Las medidas se deben realizar en condiciones estándar, que son 1 atm de presión, 25 °C y una concentración 1 M. Como DG° es cero para el par H+/H2, su potencial estándar E° = 0. De esta manera, es posible medir el potencial de cualquier otro par redox, como por ejemplo el del par Zn2+/Zn.
El potencial normal de una pila para la reacción global de una pila formada por un electrodo de H2 y el de Zn(s) será:
2H+ (ac) + 2e- → H2 (g)
Eº = 0 V
Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e-
Eº = 0.761 V
Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac)
Eºpila = 0.761 V
Y, por lo tanto, E°(Zn2+/Zn) = -0.761 V y
DG°(Zn2+/Zn) = +147 kJ.
Si se analiza de nuevo la reacción entre H+ y el Zn se observa que el potencial de la pila es E° > 0, lo que implica que DG°pila < 0, por lo tanto, el Zn tenderá a reducir a los H+ para dar lugar a H2(g), en condiciones normales.
Una información muy importante que se extrae de la serie electroquímica se encuentra en el hecho de que la especie reducida de un par puede reducir a la forma oxidada de cualquier par que se encuentre por encima de él en la serie.
Esta posibilidad es siempre termodinámica, y no asegura que la reacción se de en una extensión aceptable pues puede ser lenta desde el punto de vista cinético.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica: Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
CONCLUSION
Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.
NO3
-
+ 2H
+
+ e
-
NO2 + H2O (Reducción)
N
+5
+
e
-
N
+4
(Reducción)
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e
-
) provocando la reducción.
Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H
+
+ 4e
-
(Oxidación)
o
C C
+4
+ 4e
-
(Oxidación)
Grupo:6DPS Equipo:6
ResponderEliminarIntegrantes:
Jonnathan Cenobio Valdez Diaz
Fernando Sanchez Hernandez
Areli Concepcion Lopez Ramirez
Mol-Moléculas
19 de abril de 2010 23:45
19 de abril de 2010 23:46
Profe Se me olvido ponerle Integarntes grupo y equipo ahi estan las fechas del dia que los subi y de los dos comentarios....
Disoluciones o soluciones empiricas y valoradas
ResponderEliminarMiembros:
Urias Salcido Jesus Adalberto
Carrillo Herrera Jhonatan
Bojorquez Rendon Iram
Grupo:
6EPS
Disoluciónes o soluciones
En química, una disolución o solución (del latín disolutio) es una mezcla homogenea, la cual a nivel molecular o iónico de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por un soluto y un medio dispersante denominado solvente. También se define disolvente cómo la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución y en la cual se disuelve el soluto. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración.
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama).
Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.
Disoluciones Empíricas
También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:
• Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
• Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
• Disolución insaturada: No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dados.
• Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.
• Disolución sobresaturada: es la solución en la cual no es posible disolver más soluto.
Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto, esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, ósea puede retener un exceso soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación, este soluto en exceso se precipitará y la solución quedará saturada.
Disoluciones Valoradas
A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciónes valoradas cuantitativas, sí toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.
Equipo 7
ResponderEliminarMartinez perez diana,ramirez gonzalez alma y garcia ramireez reina
BALANCEO POR OXIDO –REDUCION (REDOX)
EXISTE UNA GRAN CANTIDAD DE RELACIONES QUIMICAS EN LAS QUE HAY ELEMENTOS QUE CAMBIAN SU NUMERO DE OXIDACION , LO CUAL IMPLICA QUE SE LLEVA A CABO UNA TRANFERENCIA DE ELECTRONES EN LA QUE UN ELEMENTO SE OXIDA (PIERDE ELECTRONES )Y OTRO SE REDUCE (GANA ELECTRONES), A ESTE TIPO DE REACIONES SE LE CONOCE COMO OXIDOREDUCCION o REDOX
ANTERIORMENTE LA OXIDACION (ADICION DE OXIGENO) Y LA REDUCION (TRASLADO DE OXIGENO) ESTABAN RELACIONADOS CON COMPUESTO QUE AUMENTABAN O DISMINUIAN SU CANTIDAD DE OXIGENO
EJEMPLO:
1; FE+O2 FE2 O3
2; CuO+H2Cu+H2O
EN LA PRIMERA REACION EL HIERRO SE OXIDA YA QUE SE LE ADICIONAN OXIGENO Y EN LA SEGUNDA EL COBRE SE REDUCE PUESTO QUE SE TRASLADAN A OTRO ATOMO. AUN QUE ESTO ES VALIDO EXISTEN OTRAS REACIONES EN LA QUE NO INTERVIENE EL OXIGENO Y SIN EMBARGO LOS ELEMENTOS DE SUS COMPUESTO SE OXIDAN Y SE REDUCEN EN LA ACTUALIDAD EMPLEAMOS EL CONCEPTO DE PERDIDA Y GANARIA DE ELECTRONES CON MAYOR PROFUNDIDAD DADO QUE ABARCA UNA MAYOR CANTIDAD DE REACCIONES QUIMICA. A LA PERDIDA DE ELECTRONES SE LE LLAMA OXIDACION Y LA GANANCIA DE ELECTRONES REDUCCION.
AMBOS PROCESOS OXIDACION Y REDUCION, VAN SIEMPRE UNIDOS. ESTO QUIERE DECIR QUE CUANDO EXISTE UN ELEMENTO QUE PIERDE ELECTRONES HABRA OTRO QUE LOS ACEPTE. AL PERDER O GANAR ELECTRONES UN ATOMO, SU NUMERO DE OXIDACION CAMBIARA DE LA MANERA SIGUIENTE:
• AL OXIDARSE UN ATOMO, PIERDE ELECTRONES, POR LO QUE SU NUMERO DE OXIDACION SE IRA HACIENDO MAYOR.
• AL REDUCIRSE UN ATOMO, GANA ELECTRONES, POR LO QUE SU NUMERO DE OXIDACION SE IRA HACIENDO MENOS.
Oxidación ----------
-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
<----------------- reducción
EL BALANCEO POR OXIDO-REDUCCION (REDOX) CONSISTE BASICAMENTE EN IGUALAR O BALANCEAR EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS CON EL NUMERO DE ELECTRONES PERDIDOS. PARA BALANCEAR UNA ECUACION POR ESTE METODO SE DEBEN CONSIDERAR LOS SIGUIENTES PASOS:
1. OBTEN EL NUMERO DE OXIDACION DE CADA MOLECULA DE LA ECUACION
2. DETERMINA QUE ELEMENTO CAMBIAN DE NUMERO DE OXIDACION DE REACTIVOS A PRODUCTOS
3. ESCRIBE DOS SEMIRREACIONES DE LOS ATOMOS QUE CAMBIA DE REACTIVOS A PRODUCTOS TAL COMO APARECEN EN LA REACCION CON SUS RESPECTIVOS SUBINDICES ANOTA EL CAMBIO DE NEMERO DE OXIDACION DE OXIDACION DE ACUERDO CON LA TABLA DE OXIDO-REDUCCION.
4. AL ANOTAR LAS DOS SEMIRREACIONES EL NUMERO DE ELECTRONES QUE SE GANA Y SE PIERDEN DEBEN SE IGUALES SI ESTO NO SUCEDE SE MULTIPLICA UNA O AMBAS REACCIONES POR UN NUMERO DE TAL FORMA QUE SE PUEDAN IGUALAR LOS ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS.
5. SE SUMAN AMBAS REACIONES PARA OBTENER UNA SOLA AL SUMAR LAS SEMIRREACIONES LOS ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS DEBEN NEUTRALIZARSE ARITMETICAMENTE.
6. LOS COEFICIENTE OBTENIDOS EN LOS PRODUCTO DE LA SEMIRREACION DEBARAN COLOCARSE EN LA REACION ORIGINAL AUNQUE EN OCACIONES SE COLOCA LOS DE LOS REACTIVOS ESTOS COEFICIENTE NO DEBEN MODIFICARSE Y SERVIRAN PARA BALANCEAR EL RESTO DE LA ECUACION.
7. SE SUGIEREN BALANCEAR LOS ATOMOS EN MENOR PROPORCION SEGUIDOS DE LOS DE MAYOR PROPORCION Y POR ULTIMO EL HIDROGENO Y EL OXIGENO EN ESE ORDEN.
ANTES DE TOMAR UNA ECUACION Y BALANCEARLA HAGAMOS UNOS EJERCICIOS CON LAS SEMIRREACCIONES QUE MENCIONAMOS EN EL METODO PARA BALANCEAR ECUACIONES REDOX.
ResponderEliminarETAPA1: TENEMOS QUE OPTENER EL NUMERO DE OXIDACION DECADA ELEMENTO DE CADA MOLECULA DE LA ECUACION. PARA ELLO, RETOMAREMOS LAS REGLAS QUE SEÑALAMOS EN EL BLOQUE ANTERIOR PARA IBTENER EL NUMERO DE OXIDACION.
REGLAS PARA OBTENER EL NUMERO DE OXIDACION:
1:LA SUMA DE TODOS LOS NUMEROS DE OXIDACCION DE UNA MOLECULA ES IGUAL A CERO.
2: EL NUMERO DE OXIDACION DE TODOS LOS NUMEROS LIBRES ES CERO
3:EL DEL HIDROGENO EN ESE COMPUESTOSES +1,EXCEPTO EN LOS HIDROUROS METALICOS QUE ES -1.
4: EL DEL OXIGENO EN SUS COMPUESTOS ES -2,EXEPTO EN LOS PEROXIDOS QUE ES -1.
5:EL DE LOS IONES ES IGUAL ALA CARGA DEL ION.
+1+5-6=0 +2-2=.0 +3+5-8=0
+1+5-2 0 +1-2 +1+5-2 +2-2=0
NHO3 + AS + H2O ---- H3ASO4 + NO
ETAPA 2: LOS ELEMENTOS QUE CAMBIAN EL NUMERO DE OXIDACION SON :
N+5 A N+2
AS0 A AS+5
ETAPA 3: ESCRIBIMOS LA REACCIONES TOMANDO ENCUENTA LA TABLA DE OXIDO-REDUCCION
SE OXIDA EL AS ----------
-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
<----------------- SE REDUCE EL N
N+5+3e--------N+2
AS0-5e- ------ AS +5
ETAPA 4: PUESTO EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS Y PERDIDOS DE BE SER IGUAL, Y EN ESTE CASO NO LO ES, YA TENEMOS +5e Y -5e, DEBEMOS MULTIPLICAR AMBAS SEMIRREACCIONES POR UN NUMERO QUE NOS DE ESA IGUALACION. PARA QUE ESTO SUCEDA POR LO GENERAL EL NUMERO DE ELECTRONES DE UNA REACCION MULTIPLICADA A LA OTRA Y VICEVERSA ,QUEDANDO ASI :
5(N+5+3e- --- N+2)
3(Asº -5e As )
Y COMO SI FUERA UNA EXPRECION ALGEBRAICA TENEMOS
5N + 15e 5N
3Asº - 15e 3As
ETAPA 5: SUMAMOS LAS SEMIRREACCIONES PARA LLEGAR A UNA SOLA EXPRESION, DONDE FINALMENTE SE NEUTRALIZAN EL NUMERO DE ELECTRONES GANADOS CON EL NUMERO DE ELECTRONES PERDIDOS, QUEDANDO LAS CARGAS BALANCEADAS.
5N + 15e 5N
3Asº - 15eº 3ª
5N + 3Asº 5N + 3As
ETAPA 6: LOS COEFICIENTES OBTENIDOS EN LOS PRODUCTOS DE ESTA ULTIMA REACCION PARCIAL SE SUSTITUYEN EN LA ECUACION ORIGINAL, CON LA CONSIGNA DE QUE NO DEBEN SER CAMBIADOS, Y QUE APARTIR DE ELLOS SE BALANCEA TODA LA ECUACION.
HNO + As +H2 O 3H ASO +5NO
ETAPA 7: INICIAMOS BALANCEANDO EL As, PUES ES EL QUE ESTA EN MENOR PROPORCION. PARA IGUALAR AMBOS LADOS COLOCAMOS UN 3 EN EL As DE LOS REACTIVOS. APROBECHAMOS Y BALANCEAMOS EL N, CON LO CUAL YA CONTAMOS CON 5, POR LO QUE COLOCAMOS OTRO NUMERO IGUAL EN LOS REACTIVOS.
5HNO + 3As +H2O 3H AsO + 5NO.
GRUPO: 6FPS EQUIPO N# 9
ResponderEliminarBALANCEO DE ECUACIONES (REDOX)
Las reacciones de oxidación-reducción:
Números de oxidación.
Números de oxidación y nomenclatura.
Identificar reacciones de oxidación-reducción.
Escribir ecuaciones de las reacciones de oxidación-reducción.
Las reacciones de desproporcionación.
Valoraciones de oxidación-reducción.
La oxidación por el oxígeno.
Oxidación número o estado:
Cuando se trata de iones simples, esto es fácil de determinar. Es simplemente la carga del Ion.
Ejemplos
IA del grupo (1) 1
AI Grupo (2) 2
Grupo VII A (17) -1
El oxígeno -2 por lo general
El hidrógeno unidos a +1 si no metal
El hidrógeno -1 si en condiciones de servidumbre con el metal
Numero de oxidación:
Para los elementos en su estado elemental, el número de oxidación es también bastante sencillo.
Dado que todos los átomos son iguales, los electrones se comparten por igual por lo que el número de oxidación es cero.
Los ejemplos
Los átomos de N2, Na, P4, H2 y O2 tienen números de oxidación de cero.
Numero de oxidacion:
Con electrones enlaces covalentes polares son compartidos pero tampoco.
Para los electrones que se comparten en estos compuestos, asignamos los electrones compartidos con el elemento más electronegativo.
Ejemplo:
Asigne los estados de oxidación de todos los elementos en el agua.
Las electronegatividades son: H = 2,2, O = 3,5
Los electrones de las dos de hidrógeno se asignan al oxígeno.
Los números de oxidación: O = -2
H = +1
Reglas para asignar números de oxidación:
El importe del número de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga neta de la especie.
En los compuestos:
Grupo IA son +1.
Grupo IIA son +2.
B y Al son 3, y F es -1.
El hidrógeno es +1, excepto cuando se combina con un metal. Entonces es -1.
El oxígeno es -2, excepto para los peróxidos y súperóxidos.
Elementos en su estado elemental tiene un número de oxidación cero.
Numero de oxidacion:
Muchos elementos tienen más de un número de oxidación posible.
A menudo, es posible determinar el número de oxidación de los elementos en un compuesto simplemente por ver en lo que haces saber.
Los números de oxidación y la tabla periódica:
Algunas tendencias observadas en los compuestos.
Los metales tienen números positivos de oxidación.
Los metales de transición suelen tener más de un número de oxidación.
No metales y semimetales tener efectos tanto positivos como negativos números de oxidación.
Ningún elemento existe en un compuesto con un número de oxidación superior a 8.
Los números de oxidación más negativo es igual a 8 - el número de grupo
Oxidación número y nomenclatura:
Colección de sistema
Para los metales con varios números de oxidación es posible, use números romanos en el nombre.
FeSO4 de hierro (II) sulfato
Fe2 (SO4) 3 de hierro (III) sulfato
cobre Cu2O (I) óxido de
cobre CuO (II) óxido de
plomo PbCl2 (II) cloruro de
PbCl4 plomo (IV) de cloruro
Oxidación número y nomenclatura:
Inorgánicos que contienen oxígeno ácidos y aniones
Oxo ácidos y aniones oxo se basan en una modificación del nombre para indicar el número de oxidación.
Ácidos Aniones
________ic por por ________ate
________ate ________ic
________ite ________ous
hipo hipo ________ous ________ite
CONTINUA................
ResponderEliminarOxidación número y nomenclatura:
Ejemplos
Cl oxidación
número Fórmula Nombre
7 HClO4 ácido perclórico
5 HClO3 ácido clórico
3 El ácido cloroso HClO2
El ácido hipocloroso HClO un
7 NaClO4 perclorato de sodio
5 NaClO3 clorato de sodio
3 NaClO2 clorito de sodio
1 NaClO hipoclorito de sodio
Identificar reacciones de oxidación-reducción:
Oxidación-Reducción - REDOX
Una reacción química donde hay un cambio neto en el número de oxidación de una o más especies.
Tanto la oxidación y la reducción debe producirse durante la reacción.
Reacciones Redox:
Oxidación
Un aumento en el número de oxidación.
Reducción
Una disminución en el número de oxidación.
Si el número de oxidación de cualquier elemento cambia en el curso de una reacción, la reacción es de oxidación-reducción.
Ejemplo
2 Fe(NO3)3 (aq) + Zn(s) 2 Fe(NO3)2 (aq) + Zn(NO3)2 (aq)
Equilibrio de ecuaciones REDOX:
Muchas ecuaciones REDOX puede ser compensada por la inspección
H2S (g) + H2O2 (aq) S (s) + 2 H2O (l)
Sin embargo, otros son más difíciles.
2KMnO4 (aq) + H2O2 (l) + 3H2SO4 (aq)
2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3O2 (g) + 4H2O (l)
Equilibrio de ecuaciones REDOX:
Semirreacción método.
Con este enfoque, la reacción se divide en dos partes.
medio de oxidación-reacción. La parte de la reacción en donde los electrones se pierden
A An+ + ne-
Reducción media-reacción. La parte de la reacción donde los electrones se ganan.
me- + B Bm-
Equilibrio de ecuaciones REDOX:
El objetivo es entonces para asegurarse de que el mismo número de electrones se producen y consumen.
(m) ( A An+ + ne- )
(n) (me- + B Bm- )
nB + mA mAn+ + nBm+
Cuando está bien equilibrado, los electrones se cancelan.
La mitad de las reacciones
En primer lugar, el balance de cada semirreacción para todos los elementos excepto el hidrógeno y el oxígeno.
Fe2+ Fe3+
Cr2O72- 2Cr3+
A continuación, el balance de cada medio-reacción con respecto al oxígeno mediante la adición de un número adecuado de H2O.
Fe2+ Fe3+
Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Desproporcionación reacciones:
En algunas reacciones, la misma especie es a la vez oxidado y reducido.
Ejemplos
2H2O2 (l) 2H2O (l) + O2 (g)
3Br2 (aq) +6OH- (aq) BrO3-(aq) +5Br-(aq) +3H2O(l)
Para que esto ocurra, las especies deben estar en un estado de oxidación intermedio. Tanto una mayor y menor estado de oxidación debe salir.
INTEGRANTES:
ARANDA LEON MANUEL
RUIZ AGUILAR JESUS ALONSO
GONZALEZ TOPETE ANGEL
Equipo : 9
ResponderEliminarINTEGRANTES
Galindo Hernández Epifanio
Ocegeda Meraz Armando
Barragán Padilla Jonatán Israel
Tema:
Teoría de Ácidos y Bases de Arrhenius, Lowry y Lewis
*Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius.
Svante Arrhenius nació el 19 de febrero de 1859 en la ciudad de vik, situada en el condado de Sogn og Fjordane Sus padres fueron Svante Gustav y Carlonia Thunberg Arrhenius.
Impartió clases de física en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-1895), alcanzando el grado de catedrático (1895-1904). En 1904 abandonó su tarea docente para pasar a dirigir en 1905 el Instituto Nobel de Química Física, cargo que ocupó hasta 1927. En 1909 fue nombrado miembro de la delegación extranjera de la Royal Society de Londres
Sus teorias:
Las moléculas de los electrolitos se disocian en solución acuosa y forman iones positivas y negativas
El total de cargas positivas es igual al total de cargas negativas, por lo que la solución es neutra
Las moléculas y los iones están en equilibrio
El grado de ionización depende del grado de disolución
**Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted − Lowry
ResponderEliminarFísico y químico danés (Varee, Rice, 1879, Copenhague, 1947). Inició sus investigaciones en el terreno de la termodinámica. Elaboro una teoría general de la ácido-bacisidad, la más usual en el pensamiento químico moderno, generalizado posteriormente por G.N Lewis. Trabajó en colaboración con el sueco Hevesy en la separación de los isótopos del mercurio.
Teoría de Bronsted.
• Clasificación de ácidos y bases encaminada a facilitar la comprensión y discusión de las reacciones básicas o ácidas, formulada por Bronsted.
• Bronsted sugirió el uso de la forma hidratada porque quería indicar que el agua es un aceptor de protones, es decir que se combina con los protones. Bronsted deseaba aplicar los términos ácido y base en un sentido más amplio que anteriormente y enunció nuevas definiciones de esos conceptos. Un ácido Bronsted será toda sustancia que, especialmente en solución acuosa, sea capaz de ceder un protón; una base Bronsted será cualquier sustancia que pueda aceptar un protón.
Medida de la fuerza de ácidos o bases
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua.
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
***Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
ResponderEliminarGilbert Newton Lewis (1875− 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente.
• Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912.
La Estructura de Lewis
• La Estructura de Lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación.
Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
• Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis.
• Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted − Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Conclusiones:
ResponderEliminarHoy en día hay varias teorías acerca de loa ácidos y los bases las cuales difieren ligeramente entre sí pero nos
damos cuenta que tienen mucho que ver una con la otra. Por ejemplo, la teoría de Lewis tiene mucho que ver
con la de Arrhenius la cual dice que un ácido es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución
acuosa y que base es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa.