Lectura 24: Estado gaseoso

Es el estado de la materia que se distingue porque no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión (atracción entre sus moléculas) y la gran energía cinética de sus moléculas. Su principal composición son moléculas no unidas, que hacen que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que lo contiene y que se pueda también comprimir. Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.

Las unidades para las principales variables de un gas son:

Variable	Unidad
Presión	Atmósferas
Volumen	Litros
Temperatura	Grados Kelvin
Cantidad	Moles

Boyle – Mariotte
A temperatura constante, el volumen de un gas será inversamente proporcional a la presión. (La masa debe ser también constante). Es decir que cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta.

Ley de Charles
A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura. Es decir que si el volumen aumenta, la temperatura también aumenta.

Ley de Gay-Lussac
A volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a la temperatura.

Ley de los gases ideales

Las tres leyes mencionadas pueden combinarse matemáticamente en la llamada ley general de los gases. Su expresión matemática es:

Siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en grados Kelvin

El valor de R es: R = 0,082 atm•l•K^-1•mol^-1

De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros.

Se dice que un gas está bajo condiciones ideales cuando su temperatura es 0°C (273°K) y su presión es una atmósfera

Ley de Avogadro

Es aquella en el que las constantes son presión y temperatura, siendo el Volumen directamente proporcional al Número de moles (n) matemáticamente, la fórmula es:

Taller de lectura 24

1. ¿Qué es el estado gaseoso?
2. ¿por qué se caracteriza el estado gaseoso?
3. ¿Qué se da a entender cuando se dice que un gas se expande o se comprime?
4. ¿En qué consiste la ley de Boyle? Escriba la fórmula y la gráfica que relaciona las variables
5. ¿En qué consiste la ley de Charles? Escriba la fórmula y la gráfica que relaciona las variables
6. ¿En qué consiste la ley de Gay-Lussac? Escriba la fórmula y la gráfica que relaciona las variables
7. ¿En qué consiste la ley de los gases ideales? Escriba la fórmula que relaciona las variables
8. ¿Cuál es el valor de la constante universal de los gases ideales?
9. ¿Qué volumen ocupa un mol de gas ideal?
10. ¿Cuándo se dice que un gas está bajo condiciones ideales?
11. ¿En qué consiste la ley de Avogadro? Escriba la fórmula que relaciona las variables.

Lectura 23: Soluciones 2

Las soluciones son mezclas homogéneas formadas principalmente, por dos componentes: el soluto y el solvente o disolvente. Aunque una solución puede ser sólida, liquida o gaseosa, estudiaremos las soluciones líquidas cuyo disolvente es el agua (soluciones acuosas)

Solvente: Es el componente más abundante en una solución. El agua es un excelente disolvente de sustancias polares y algunas no polares.

Soluto: sustancia que se encuentra en menor proporción en una solución. Puede ser sólida, líquida o gaseosa.

Sustancia polar	Formada por enlaces iónicos que indican formación de iones o átomos con cargas eléctricas. La mayoría de las sales, ácido e hidróxidos inorgánicos, son sustancias polares
Sustancia no polar	Formada por enlaces covalentes o moleculares. No hay interacción de cargas eléctricas. El yodo y el azufre, junto con la mayoría de los compuestos orgánicos, son sustancias no polares

Por lo general, un solvente polar disuelve sustancias polares y un solvente no polar, disuelve sustancias no polares

Conceptos:

Solubilidad: Cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad establecida de solvente, bajo condiciones específicas de presión y temperatura. La solubilidad aumenta con el aumento de temperatura en la mayoría de los casos.

Solución diluida o insaturada: Es aquella que contiene una cantidad de soluto muy bajo en comparación con la cantidad que el solvente puede disolver

Solución saturada: Aquella que tiene una cantidad de soluto aproximadamente igual a la cantidad que el soluto puede disolver

Solución sobresaturada: Aquella que tiene una cantidad de soluto mayor que la cantidad que el solvente puede disolver. Quedará parte del soluto sin disolver

Concentración: Es la relación cuantitativa entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución. Las unidades de concentración, pueden ser físicas o químicas.

Unidad de concentración		Definición	Fórmula
Físicas	% en peso	Masa de soluto en relación con la masa de la solución por cien
	% en volumen	Volumen de soluto en relación al volumen de la solución por cien
	Peso a volumen	Masa de soluto en relación con el volumen de la solución
Químicas	Molaridad (M)	Moles de soluto por litro de solución
	Molalidad (m)	Moles de soluto por kilogramo de solvente
	Normalidad (N)	Número de equivalentes gramo de soluto por litro de solución
	Fracción molar (x)	Moles de soluto por moles de la solución

Propiedades coligativas: hacen relación a las propiedades físicas de una solución que cambian al variar su concentración. Estas propiedades son:

• Aumento del punto de ebullición: en soluciones cuyo soluto es no volátil, el punto de ebullición de la solución, aumenta con la concentración.
• Descenso del punto de congelación: el punto de congelación de una solución, disminuye al aumentar la concentración
• Descenso de la presión de vapor: la presión de vapor disminuye con el aumento de la concentración
• Presión osmótica: Aumenta con la concentración de la solución

Nota: Estas propiedades son medibles con más exactitud en soluciones diluidas

Taller de lectura 23

1. ¿Que es una solución?
2. ¿En qué estados pueden presentarse las soluciones?
3. ¿Cómo se llaman las soluciones cuyo solvente es el agua?
4. ¿A qué hace referencia la palabra solvente o disolvente?
5. ¿Qué tipo de sustancias puede disolver el agua?
6. ¿Qué es soluto? ¿En qué estados puede presentarse?
7. ¿Qué es una sustancia polar?
8. ¿Qué es una sustancia no polar?
9. ¿Qué tipo de sustancias se disuelven en solventes polares?
10. ¿Qué tipo de sustancias se disuelven en solventes no polares?
11. ¿Qué es solubilidad?
12. ¿Cómo varía la solubilidad con la variación de la temperatura?
13. Escriba las definiciones de solución insaturada, saturada y sobresaturada.
14. ¿Qué es concentración?
15. Copie la tabla que resume las unidades de concentración con sus definiciones y fórmulas
16. ¿A qué hacen referencia las propiedades coligativas?
17. Defina cada una de las propiedades coligativas
18. ¿En qué tipo de soluciones funcionan mejor los cálculos de las propiedades coligativas?

Lectura 21: Oxisales

Copie todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice el ejercicio

Las oxisales son sales que resultan de hacer reaccionar un oxácido con un metal o con una base. La fórmula general de las oxisales es:

Al suprimir los hidrógenos del oxácido queda un grupo de átomos llamado radical, el cual le da el nombre a la sal.

Ejemplo:

Del H₂SO₄ (ácido sulfúrico) queda el radical SO₄ llamado sulfato. Todas las sales que tienen SO₄, se llaman sulfatos.

Na₂SO₄ → sulfato de sodio

Mg SO₄ → sulfato de magnesio

La siguiente tabla muestra más ejemplos.

Ácido	radical	Nombre del radical	Ejemplo de una sal	Nombre de la sal
H2SO4	SO4	sulfato	K2SO4	sulfato de potasio
H2CO3	CO3	carbonato	CaCO3	carbonato de calcio
H3PO4	PO4	fosfato	Na3PO4	fosfato de sodio
HClO	ClO	hipoclorito	NaClO	hipoclorito de sodio
HNO3	NO3	nitrato	Mg(NO3)2	nitrato de magnesio

Ejercicio: de acuerdo con la explicación y la tabla anterior, escriba el nombre que reciben las siguientes fórmulas de oxisales:

CaSO4	KClO	MgCO3	ZnSO4
Ca(NO3)2	K2CO3	Mg3(PO4)2	AgNO3
Ca3(PO4)2	K3PO4	Al2(SO4)3	KNO3

Lectura 20: Sales

Copie todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice el ejercicio

Las sales son compuestos inorgánicos sólidos, formados por elementos metales y no-metales.

Las sales son abundantes en la naturaleza pero a nivel de laboratorio se obtienen mediante dos reacciones:

Reacción entre un ácido y un metal:	Ácido + metal → sal + hidrógeno
Reacción entre un ácido y una base:	Ácido + base → sal + agua

Sales binarias:

Están formadas por un metal y un no-metal. En este caso, el ácido que las forma es un ácido hidrácido. Para nombrarlas se procede así:

• Se dice el nombre del no-metal terminado en uro. Por ejemplo: fluoruro, cloruro, bromuro, yoduro, sulfuro
• Luego la preposición de y el nombre del metal.

Ejemplos:

NaCl → cloruro de sodio
KCl → cloruro de potasio

Ejercicio: Teniendo en cuenta la explicación, escriba el nombre de las siguientes sales:

NaCl	AlBr3	MgS	ZnCl2
KCl	Na2S	NaI	MgI2
MgCl2	KI	KF	NaF
CaCl2	CaF2	MgF2	K2S

Lectura 19: Ácidos binarios o hidrácidos

Copie todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice los ejercicios

Los ácidos binarios están constituidos por hidrógeno y un no-metal, (que puede ser F, Cl, Br, I y S) el cual trabaja con el mínimo número de oxidación.

Para nombrar estos ácidos se procede así:

• Se usa la palabra ácido
• Luego la raíz latina del elemento
• Por último la terminación hídrico

Ejemplos: ácido fluorhídrico, clorhídrico, bromhídrico, yodhídrico, sulfhídrico.

Ejercicio: Con base en la información anterior, escriba al frente de cada fórmula, el nombre del ácido

• HCl   _____ ___________
• HF    _____ ___________
• HBr   _____ ___________
• HI     _____ ___________
• H₂S   _____ ___________

Usos del ácido clorhídrico:

La mayoría del ácido clorhídrico producido se consume en la industria química pero tiene aplicaciones difundidas en limpieza, desinfección y tratamiento de aguas. Además se usa en la producción de vinilos y cauchos y en la refinación de metales.

Fuentes y características del ácido sulfhídrico

También puede originarse de la descomposición de materia orgánica y como producto de desechos humanos y animales.

Bajo condiciones normales, el ácido sulfhídrico es un gas incoloro inflamable. Se le conoce también como hedor de mina y gas de alcantarilla. Huele a huevos podridos. Se puede oler a bajos niveles.

Lectura 18: Ácidos ternarios u oxácidos

Escriba todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice los ejercicios.

Los oxácidos se obtienen al hacer reaccionar un óxido ácido (o no-metálico) con agua.

Óxido ácido + agua → Ácido oxácido

SO3 + H2O →H2SO4

Para conocer un ácido oxácido se debe observar que está compuesto por tres elementos: hidrógeno, no-metal y oxígeno.

Son ejemplos de ácidos oxácidos:

HNO2 Ácido nitroso	HNO3 Ácido nítrico	H2CO2 Ácido carbonoso
H2CO3 Ácido carbónico	H3PO3 Ácido fosforoso	H3PO4 Ácido fosfórico
H2SO3 Ácido sulfuroso	H2SO4 Ácido sulfúrico	HClO Ácido hipocloroso

Para nombrar los ácidos se dice la palabra ácido, luego el nombre del no-metal y entre paréntesis, el número de oxidación del no-metal en números romanos.

Nota: Para asignar números de oxidación, recuerde que el oxígeno tiene -2, el hidrógeno +1 y que la suma de los números de oxidación en la molécula debe ser cero.

Ejemplo: En el HNO₂, el número de oxidación del nitrógeno es +3.

Se llama ácido de nitrógeno (III)

En el HNO₃, el número de oxidación del nitrógeno es +5.

Se llama ácido de nitrógeno (V)

Ejercicio 1: Asigne los números de oxidación y escriba el nombre de los siguientes ácidos frente a la fórmula:

HNO2	HNO3	H2CO2
H2CO3	H3PO3	H3PO4
H2SO3	H2SO4

Ejercicio 2: En la siguiente tabla escriba en la primera columna, el nombre de los ácidos con el número de oxidación del no-metal en números romanos, y en la segunda, el nombre de los ácidos con las terminaciones OSO e ICO.

Recuerde que la terminación OSO es para el compuesto con menor número de oxidación, la terminación ICO para el compuesto con mayor número de oxidación y que las raíces de los nombres para los no-metales son: carb, nitr, fosfor y sulfur.

HNO2	Ácido de nitrógeno (III)	Ácido nitroso
HNO3	.	.
H2CO2	.	.
H2CO3	.	.
H3PO3	.	.
H3PO4	.	.
H2SO3	.	.
H2SO4	.	.

Hay algunos ácidos en los cuales el no-metal trabaja con cuatro números de oxidación (1, 3, 5, 7). Entre ellos están flúor (F), bromo (Br), cloro (Cl) y yodo (I). Para nombrarlos, se dice la palabra ácido, luego el nombre del no-metal y entre paréntesis, el número de oxidación del no-metal en números romanos.

Ejemplos:

HClO	Ácido de cloro (I)
HClO2	Ácido de cloro (III)
HClO3	Ácido de cloro (V)
HClO4	Ácido de cloro (VII)

Otra forma de nombrarlos es haciendo uso de prefijos (HIPO y PER) y de las terminaciones OSO e ICO.
Ejemplo:

Número de oxidación del no-metal	Fórmula	Nombre
1	HClO	Ácido hipocloroso
2	HClO2	Ácido cloroso
3	HClO3	Ácido clórico
4	HClO4	Ácido perclórico

Ejercicio 3: Asigne los números de oxidación y escriba el nombre de los siguientes ácidos, utilizando los prefijos y terminaciones, según la información anterior. Recuerde las raíces Clor para el cloro, brom para el bromo, yod para el yodo y fluor para el flúor.

HBrO	HBrO2	HBrO3	HBrO4
HIO	HIO2	HIO3	HIO4
HFO	HFO2	HFO3	HFO4

Lectura 17: Hechos Interesantes acerca de los metales

Los metales se encuentran, por lo general, en la corteza de la Tierra; rara vez se encuentran en su estado natural, pues casi siempre están combinados con otros elementos o con otras sustancias como roca, arcilla o arena. Antes de que estos metales se puedan convertir en formas útiles, se deben separar de aquellos elementos o sustancias con las cuales se encuentran combinados. Los químicos han estado en capacidad de desarrollar procesos con los cuales se pueden separar los metales de las sustancias y pueden convertirlos en formas apropiadas que pueden servir para la fabricación de objetos útiles. El lenguaje especializado de los químicos, lo constituyen, en su mayor parte las ecuaciones, las cuales expresan a su manera, procesos químicos.

Esta lectura te dará alguna información acerca del estado natural en el que son encontrados los metales, procesos utilizados para separarlos de las sustancias con las que están combinados y en algunos casos, ecuaciones que representan los diferentes procesos.

El Oro, la plata y el cobre. Estos tres, son los metales que más utilizaron los primeros pobladores, puesto que son los únicos que se encuentran puros en la tierra, no tienden a mezclarse con el oxígeno ni con ningún otro elemento perteneciente a los no metales y son fáciles de trabajar y moldear. Hoy en día solamente el oro y el platino se pueden obtener en cantidades considerables de los minerales nativos, dichos minerales son mezclas de metal inactivo y de otros materiales que se encuentran en la tierra. Separar el oro de los otros materiales, por ejemplo, es un proceso mecánico. Dicho proceso varía según el tipo de mineral con que se encuentre el oro. La flotación, es uno de los procesos que se siguen cuando el oro está combinado con sulfuro; otro es el denominado proceso de concentración de gravedad.

El primer paso es la trituración y el pulimento del mineral húmedo en su estado puro a un tamaño en particular, luego el oro es tratado con una solución de cianuro para disolver las partículas Los materiales de deshecho se separan a continuación de la solución de oro limpio. En seguida ésta es tratada con polvo de zinc que ocasiona que el oro se separe en forma de polvo negro. Finalmente este polvo negro es secado y mezclado con el uso de sustancias adecuadas que se agregan.

Hierro y estaño. Los metales que más utilizaron los primeros habitantes de nuestro planeta, después de los anteriormente mencionados fueron probablemente, el hierro y el estaño. Ambos son moderadamente activos y se encuentran únicamente en forma combinada, especialmente con oxígeno. Para obtener el metal de un mineral oxidante, es necesario remover el oxígeno. Para lo cual, se calienta la mezcla del mineral y del carbón que contiene el oxígeno y se libera el metal que se necesita. La ecuación que resulta de esta acción es la siguiente:

Óxido de hierro + carbono → hierro + dióxido de carbono 2Fe₂O₃ + 3C → 4Fe + 3CO₂

El proceso de remover el oxígeno de un óxido para obtener un metal se denomina reducción y a la sustancia utilizada para ello se le denomina agente reductor.

Uranio. Este metal, que se utiliza en la energía nuclear, frecuentemente se encuentra en un mineral oxidante y se puede obtener a través del proceso de reducción, utilizando aluminio como agente reductor. También se puede obtener por la reducción con sodio metálico.

Aluminio. El aluminio es el metal disponible más abundante, ya que un 8 % de la corteza de la Tierra lo contiene; se encuentra combinado con arcilla, esquisto y muchas otras rocas; se puede extraer de manera muy fácil y económica. El principal mineral del aluminio es la bauxita, la cual produce óxido de aluminio cuando se purifica.

Durante su época de estudiante en el Oberlin College en 1886, Charles Martin Hall descubrió el proceso que hoy se utiliza para la preparación de aluminio. Él pasó corriente eléctrica a través de una solución de óxido de aluminio disuelta en un mineral fundido llamado criolita y el óxido de aluminio se descompuso. La ecuación correspondiente a este proceso es:

Óxido de aluminio → aluminio + oxígeno 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂ Este proceso se denomina electrólisis.

Aleaciones. Muy pocos metales se utilizan puros. La mezcla de estaño y cobre, llamada bronce, fue utilizada por lo primeros egipcios y romanos en la fabricación de adornos y otros artículos. El oro puro es muy suave, por eso, para que tome más consistencia se mezcla con el cobre. Cuando el oro es puro, se dice que es de 24 quilates, cuando el oro es de 18 quilates quiere decir que tiene 18 partes de oro y 6 partes de otros metales como el cobre, por lo cual ese tipo de oro tiene 75% de pureza. Diferentes clases de metales se mezclan con hierro para producir diferentes tipos de acero, cada uno con características distintas, como por ejemplo el acero inoxidable. Dichas mezclas de metales se denominan aleaciones. Los metales de los aviones son generalmente aleaciones de aluminio y magnesio que brindan el peso liviano y la fortaleza estructural necesarios. Cuando se utilizan para cableados eléctricos, el cobre o el aluminio deben ser tan químicamente puros como sea posible.

Los químicos han descubierto muchos hechos acerca de los metales que se encuentran en la corteza terrestre. Los métodos de extracción, procesamiento y aleación han ido cambiando con el transcurrir del tiempo; es por esto que se afirma que el final de la historia de los metales está muy lejos, pues los descubrimientos, los experimentos y la demanda del mercado en cuanto a trabajos en metal, cada día aumenta y difiere de la anterior. De hecho, la tecnología del futuro demandará el uso de metales mucho más de lo que hemos imaginado.

Electrólisis:	La ruptura o separación de un componente químico por medio de la electricidad
Bauxita:	Una combinación de diversos Minerales que se encuentran en la superficie terrestre; fuente de aluminio.

Taller de lectura 17:

1. En la anterior lectura se habló sobre cinco diferentes metales, grupos de metales o combinaciones de los mismos. En el cuadro que se encuentra a continuación trata de organice la información que leyó.
   Copie el cuadro en tu cuaderno; en la primera columna escribe el nombre de los cinco metales en el orden en que fueron mencionados en cada título. En la segunda columna escribe aquellos elementos con los cuales se encuentra combinado en la naturaleza o escriba "no combinado". En la tercera columna, escriba los nombres de los procesos utilizados en la extracción o producción de cada metal o grupo de metales, a excepción de la quinta respuesta, en la que simplemente debes escribir una frase que diga cómo son producidos los metales.

   	Metal o grupo de metales	Con qué se encuentra combinado en la naturaleza	Nombre o naturaleza del proceso o procesos
   1	.	.	.
   2	.	.	.
   3	.	.	.
   4	.	.	.
   5	.	sin respuesta	.

   Procesos para la obtención de metales.
   Escriba los pasos de los siguientes procesos:

2. La combinación del proceso de "flotación" y el proceso de "concentración de gravedad" en la refinación del oro. (Cinco pasos)
3. El proceso de reducción para obtener hierro y estaño de un mineral oxidante. (Tres pasos)
4. El proceso de electrólisis descubierto por Hall para descomponer el óxido de aluminio. (Dos pasos)

   Responda las siguientes preguntas:

5. escriba la definición de electrólisis y bauxita
6. ¿A qué se denomina reducción y qué es un agente reductor?
7. ¿Cuáles son los cinco tipos diferentes de metal que se describieron en el texto?
8. ¿Cuál es el metal más abundante y de mayor disponibilidad para la gente?
9. ¿Cómo se llama el proceso de separación del oro y la arcilla, al revolverlo en un crisol con agua?
10. ¿Cómo se llama el proceso que remueve el oxígeno de un óxido para obtener un metal?
11. ¿Cuál es el agente reductor que se utiliza para la extracción del hierro?
12. ¿Cómo se llama el proceso de remover el aluminio de su mineral puro?
13. ¿Cuál es el principal mineral del aluminio?
14. ¿Cuál es el metal utilizado como fuente para la producción de energía nuclear?
15. ¿Cuál es el nombre que se le da a la mezcla obtenida de la fusión de dos o más metales?
16. ¿El oro, la plata y el cobre se encuentran puros o combinados en la naturaleza?
17. ¿Cuál es el primer paso en el proceso de reducción para obtener hierro y estaño del metal óxido?
18. ¿Cuál es el último paso en los procesos de la combinación de la "flotación" y la "concentración de la gravedad" utilizados en el tratamiento de la obtención del oro?
19. ¿Cuál es el primer paso en el proceso de electrólisis utilizado por Hall?
20. Relacione, con una línea, las ecuaciones con la descripción que se hace de las mismas:

    Ecuación	Descripción
    2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2	Óxido de aluminio → aluminio + oxígeno
    2Al2O3 → 4Al + 3O2	Óxido de hierro + carbono → hierro + dióxido de carbono

Lectura 16: Los Hidróxidos

Copie todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice los ejercicios.

Los hidróxidos resultan de la reacción entre un óxido básico y el agua.

• Un hidróxido se reconoce porque tiene un grupo de átomos llamado hidroxilo (OH).
• La fórmula general de los hidróxidos es Metal-OH.

Para nombrar los hidróxidos, se emplea la palabra hidróxido seguida de la preposición de y del nombre del metal que forma la molécula.
Ejemplos:

Ca(OH)2	→	Hidróxido de calcio
Mg(OH)2	→	hidróxido de magnesio
KOH	→	Hidróxido de potasio

Ejercicio 1: Asigne números de oxidación a los metales en las siguientes fórmulas y escriba el nombre del hidróxido al frente.
Nota: Recuerde que el (OH) tiene número de oxidación -1. (OH)^-1

Ca(OH)2	Mg(OH)2	LiOH	NaOH	Zn(OH)2
KOH	Al(OH)3	Ba(OH)2	AgOH	Be(OH)2

Algunos metales tienen dos números de oxidación. Para nombrar estos hidróxidos, se utiliza la palabra hidróxido seguida de la preposición de y del nombre del metal, colocando al final el número de oxidación del metal en números romanos.
Ejemplos:

Fe(OH)2	→	Hidróxido de hierro II
Fe(OH)3	→	Hidróxido de hierro III

Ejercicio 2: Asigne números de oxidación a los metales en las siguientes fórmulas y escriba el nombre del hidróxido al frente.

Fe(OH)2	Fe(OH)3	Cu(OH)	Cu(OH)2	Au(OH)
Au(OH)3	Sn(OH)2	Sn(OH)4	Ni(OH)2	Ni(OH)3

Lectura 15: Óxidos

Escriba todo el contenido de este taller en su cuaderno y realice los ejercicios

Existen dos clases de óxidos:
Los óxidos básicos o metálicos que resultan de la reacción de oxidación de un metal.
Los óxidos ácidos o no-metálicos que resultan de la combinación del oxígeno con un no-metal.
Para nombrar óxidos de procede de la siguiente manera:

• Se asignan los números de oxidación
  
• Se dice la palabra óxido y después el nombre del elemento que acompaña al oxígeno.

Por ejemplo:

Ca+2O-2 Óxido de calcio

Óxido de litio

Ejercicio 1

Asigne números de oxidación en las siguientes fórmulas y escriba al frente el nombre de cada óxido
Na2O	CrO	K2O	MgO	ZnO
SbO	ClO	AuO	CuO	FeO

Algunos elementos trabajan con dos o más números de oxidación. como en los siguientes casos:

Cobre (Cu) que tiene +1 y +2

Hierro (Fe) que tiene +2 y +3

Nitrógeno que tiene +3 y +5

Para nombrar óxidos en estos casos, se procede así:

• Se dice óxido de
  
• Luego el nombre del elemento
  
• Se escribe el número de oxidación en número romano y entre paréntesis

Por ejemplo:

Óxido de cobre (I)

Cu+2O-2 Óxido de cobre (II)

Ejercicio 2

Asigne números de oxidación y escriba el nombre del óxido con su número romano entre paréntesis
CuO	Cu2O	FeO	Fe2O3	N2O3	N2O5
CO	CO2	SO2	SO3	As2O3	As2O5

Otra forma de nombrar los óxidos que tienen elementos con dos números de oxidación es utilizando las raíces del nombre de los elementos y algunas terminaciones. A continuación se escribe la raíz de algunos elementos:

Cupr	Para el cobre
Sulfur	Para el azufre
Ferr	Para el hierro
Nitr	Para el nitrógeno
Estañ	Para el estaño
Alumin	Para el aluminio
Carbon	Para el carbono

terminaciones o sufijos: la terminación oso, para el óxido con menor número de oxidación y la terminación ico, para el óxido con el mayor número de oxidación. Se obtienen así nombres como: óxido cuproso, óxido cúprico, óxido sulfuroso, óxido sulfúrico, óxido nitroso, óxido nítrico, etc.

Ejercicio 3

Según lo anterior y las fórmulas químicas que ya tiene, escriba frente al nombre, la fórmula química de los siguientes óxidos
óxido ferroso _____	óxido férrico _____	óxido cuproso _____	óxido cúprico _____	óxido nitroso _____
óxido nítrico _____	óxido carbonoso _____	óxido carbónico _____	óxido estanoso _____	óxido estánico _____

Algunos elementos tienen cuatro números de oxidación, Son los halógenos o elementos del grupo VIIA. Cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), flúor (F). Sus números de oxidación son +1, +3, +5, +7.

Para nombrar estos óxidos, se usa la palabra óxido, el nombre del elemento y entre paréntesis, el número romano que indica el número de oxidación.

Ejercicio 4

Escriba los nombres de los siguientes óxidos, con su número de oxidación en romano y entre paréntesis
Br2O	Br2O3	Br2O5	Br2O7	I2O7	I2O5
I2O3	I2O	F2O5	F2O3	F2O7	F2O

Otra forma de nombrar estos óxidos es usando prefijos griegos y las terminaciones oso, ico. Así: palabra óxido + prefijo + raíz del elemento + terminación.
Ejemplo:

número de oxidación	prefijo	terminación	Ejemplo
1	Hipo	oso	Cl2O óxido hipocloroso
3	.	oso	F2O3 óxido fluoroso
5	.	ico	I2O5 óxido yódico
7	Per	ico	Br2O7óxido perbrómico

Ejercicio 5

Según la información anterior y las fórmulas del ejercicio 4, escriba el nombre de los siguientes óxidos
Cl2O	Cl2O3	Cl2O5	Cl2O7
Br2O3	Br2O5	Br2O7	Br2O

Lectura 14: SOLUCIONES

Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que están en proporciones variables, dentro de unos límites definidos.

¿Qué necesito saber para conocer más de las soluciones?

Debes tener claro que en toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y como solvente.

¿Cómo hago para saber cuál es el soluto y cuál es el solvente?

Muy fácil: el soluto es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción. Y el solvente es aquella que en la solución disuelve o que está en mayor proporción.

Las solucione se pueden clasificar de acuerdo al estado físico en que se presentan los componentes de las mismas. Veamos como:

Solvente	Soluto	Ejemplo
Gas	Gas	Aire (N2, O2, H2, He, CO2)
	Líquido	Agua en el aire. (aire húmedo)
	Sólido	Partículas de polvo en el aire
Líquido	Gas	Gas carbónico en agua
	Líquido	Alcohol en agua
	Sólido	Azúcar en agua
Sólido	Gas	Hidrógeno en paladio
	Líquido	Mercurio en zinc (amalgamas)
	Sólido	Aleaciones como el bronce donde se mezclan cobre y estaño (Cu, Sn)

Recuerda que para expresar la concentración de una solución (relación entre soluto y el solvente), se utilizan unidades físicas y químicas:

Unidades de concentración de las soluciones

Unidades físicas	Unidades químicas
Porcentaje peso a peso Porcentaje peso a volumen Porcentaje volumen a volumen	Fracción molar molalidad Molaridad Normalidad

SINTESIS DEL AMONIACO POR HABER Y BOSCH

En los albores de la primera guerra mundial (1914-18) la principal fuente de productos nitrogenados, que se utilizan como explosivos y en épocas de paz como fertilizantes, era el llamado "nitrato de Chile" que consiste en una mezcla de sales cuyos componentes principales son nitratos de sodio y de potasio, extraída de los desiertos del norte de Chile

Con motivo de la actitud bélica germana, la marina británica impuso un bloqueo al suministro de nitratos a los alemanes. Surgió sin embargo un proceso que permitió producir amoniaco a partir del nitrógeno del aire, que lo contiene en un 78% en volumen y de hidrogeno obtenido del agua por electrólisis.

Aunque algunos investigadores del siglo XVIII habían propuesto esta reacción e incluso llegaron a realizar ensayos, sus resultados no fueron satisfactorios. Fue entonces cuando el químico alemán FRITZ HABER (1868-1934), logro después de varios años de investigación en los cuales ensayo diversas presiones, temperaturas y múltiples catalizadores, la síntesis del amoniaco en 1908 mediante la siguiente reacción de equilibrio:

Para favorecer el desplazamiento del equilibrio hacia la producción de amoniaco, deben emplearse bajas temperaturas, que equivale retirar calor, puesto que la reacción es exotérmica, y altas presiones para favorecer la reacción. Sin embargo, es conocido que la velocidad de reacción disminuye con la temperatura. Hubo, por tanto, necesidad de establecer una temperatura a la cual existiera un compromiso aceptable entre la cinética (velocidad de la reacción) y el equilibrio, que se logró a unos 400°C y a presiones próximas a 1000 atmósferas, empleando catalizadores de osmio y de uranio.

Los problemas técnicos de ingeniería para llevar la reacción de Haber del laboratorio a la gran industria fueron resueltos por el también químico alemán CARL BOSCH (1874-1940) Quien construyo la primera planta en Oppau en 1913 un año antes de empezar la guerra.

El amoniaco se puede oxidar con facilidad para obtener ácido nítrico y a partir de este último se obtienen los nitratos usados como explosivos o como fertilizante

Haber recibió el premio Nobel de química en 1918 y Bosch en 1931, compartido con bergius.

Taller de lectura 14:

1. ¿Qué es una solución?
   
2. ¿Cuáles son los componentes de una solución?
   
3. ¿Cómo se sabe cuál es el soluto en una solución y cual el solvente?
   
4. ¿En el aire húmedo cuál es el soluto y cuál el solvente?
   
5. Escriba un ejemplo de solución de gas en liquido
   
6. Escriba un ejemplo de solución de solido en liquido
   
7. Escriba un ejemplo de líquido en solido
   
8. Escriba un ejemplo de gas en gas
   
9. Escriba un ejemplo de solido en gas
   
10. ¿De dónde se obtenían los productos nitrogenados usados para explosivos en la primera guerra mundial?
    
11. ¿Qué fue lo que logro Fritz Haber?
    
12. Escriba la ecuación química que represente la obtención del amoniaco
    
13. ¿Qué se obtiene después de oxidar el amoniaco?
    
14. ¿Qué recibió Haber por su descubrimiento?

Lectura 13: GASES

La ubicación de las moléculas y su velocidad, nos explica las características de las fases de la materia y sus diferencias. Veamos algunas de ellas:

Fases de la materia y sus diferencias

Propiedades	Fases
	Sólida	Líquida	Gaseosa
Fuerzas de atracción	Fuerzas de atracción muy fuertes entre las moléculas	Fuerzas de atracción considerables	Fuerzas de atracción casi nulas
Forma	Definida	No poseen una forma definida. Toman la del recipiente que las contiene.	No poseen una forma definida
Volumen	Definido	Definido con respecto al recipiente que los contiene	Sin volumen propio. Poseen el volumen del recipiente que los contiene
Difusión	Muy lenta, debida al poco movimiento de sus moléculas.	Más rápida que en los sólidos.	Muy rápida debido a la velocidad de sus moléculas.
Compresibilidad	Muy difícil debido a que sus moléculas se encuentran en contacto entre sí.	Difícil, solo bajo el efecto de presiones enormemente grandes.	Fácil debido al espacio que hay entre las moléculas.

Lo más importante de las leyes de los gases está en que gracias a los postulados se establecen relaciones matemáticas que permiten calcular: la cantidad de un gas si se conoce su temperatura y su presión es constante, saber cuánta presión tiene un recipiente si sabemos su temperatura y volumen; etc.

El aire

El aire es una mezcla de elementos gaseosos que guardan una cierta proporción entre sí. Los principales gases de la atmósfera son: nitrógeno (N₂), oxigeno (O₂), Argón (Ar), dióxido de carbono (CO₂), ozono (0₃), neón (Ne), Criptón (Kr), hidrogeno (H) y xenón (Xe). En este mismo orden va disminuyendo su cantidad en atmósfera.

El oxígeno se encuentra en la atmósfera en forma diatómica O₂ y así lo tomamos en la respiración. Existe también otra forma constituida por tres átomos de oxigeno (0₃) que recibe el nombre de ozono que en la atmósfera nos protege de los peligrosos rayos ultravioleta provenientes del sol que ocasionan cambios drásticos en los ecosistemas. Para que se forme la molécula se requiere átomos de oxigeno libres que pueden provenir de óxidos de nitrógeno producidos por las combustiones de los motores o de los clorofluorcarbonados (CFC), utilizados como agentes refrigerantes y propelentes de aerosoles para producirlo también es necesario bastante energía, esta energía la proporcionan varios fenómenos, entre los que se encuentran los rayos cósmicos, los ultravioleta y las descargas eléctricas, comúnmente conocidas como rayos. Además de ser más activo que el oxígeno el ozono se caracteriza por poseer un olor fosforado, el cual es peligroso pues ataca las mucosas y aumenta la oxidación de los metales si este se encuentra en las capas bajas de la atmósfera.

Taller de lectura 13:

1. ¿Qué nos explica la ubicación y velocidad de las moléculas en estado sólido, líquido y gaseoso?
   
2. ¿Cómo son las fuerzas de atracción en los gases y por qué?
   
3. ¿Cómo es la forma del estado gaseoso?
   
4. ¿Por qué es difícil la comprensibilidad en los sólidos?
   
5. ¿Qué volumen adopta la materia en estado gaseoso?
   
6. ¿Cómo es la comprensibilidad en los gases?
   
7. ¿Cuáles son las leyes que rigen el comportamiento de los gases?
   
8. ¿Qué variables se tienen para establecer las leyes de los gases?
   
9. Escriba la definición de la ley de Boyle
   
10. Escriba la definición de la ley de Charles
    
11. Escriba la definición de la ley de Gay-Lussac
    
12. ¿Qué dice la ley combinada de los gases?
    
13. Escriba el enunciado de la ley de Dalton
    
14. ¿Qué es lo importante de la ley de los gases?
    
15. ¿Qué es el aire?
    
16. ¿Cuáles son los principales gases atmosféricos?
    
17. ¿Cuáles son las dos formas de encontrar oxigeno atmosférico?
    
18. ¿Cuál es la función del ozono en la atmósfera?
    

Lectura 12: ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometria se define como los cálculos que se pueden establecer entre los reactivos y los productos en una ecuación química

La importancia de la estequiometria está en que se puede saber exactamente la cantidad de reactivo necesario para obtener una cantidad de producto o cuánto producto se obtiene de acuerdo a la cantidad de reactivo. También permite calcular el rendimiento de una reacción y la pureza de un reactivo o de un producto obtenido.

Gracias a la estequiometria la industria química es un buen negocio ya que se pueden establecer exactamente las cantidades de productos que se obtienen o que se adquieren y establecer sus costos y ganancias.

¿Qué es peso molecular?

Es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los elementos que forman una molécula y se expresa en gramos. El peso atómico de cada elemento se encuentra en la tabla periódica

¿Cómo se determina el peso molecular?

Se busca el peso atómico de cada elemento, se multiplica este valor por la cantidad de veces que está el elemento en la fórmula y finalmente se suman estos valores. Veamos como ejemplo, como se halla el peso molecular del carbonato de calcio CaCO3 primero: Se buscan los pesos atómicos en la tabla periódica: Ca = 40gr C = 12gr O = 16gr Segundo: Se multiplican los pesos atómicos por la cantidad de veces que está el elemento en la molécula. Ca = 40gr x 1 = 40gr C = 12gr x 1 = 12gr O = 16gr x 3 = 48gr Tercero: Se suman los resultados anteriores: 40gr + 12gr + 48gr = 100gr El peso molecular del CaCO3 es 100 gramos

Leyes ponderales de la química

Ley de la conservación de la masa: La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él. Esto quiere decir, en términos químicos, que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos de la reacción.

Ley de las proporciones definidas: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo. Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista: Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinan en proporciones diferentes, dan en cada caso un compuesto distinto. La relación entre ellos es de números enteros sencillos.

Taller de lectura 12:

1. ¿Cómo se define la estequiometría?
   
2. ¿Cuál es la importancia de la estequiometría?
   
3. ¿Qué otros aspectos de una reacción, me permite calcular la estequiometría?
   
4. ¿Cuál es la importancia de la estequiometria en la industria química?
   
5. ¿Qué es el peso molecular?
   
6. ¿Cómo se calcula el peso molecular del carbonato de calcio Ca CO₃?
   
7. Escriba la definición de las tres leyes ponderales de la química
   
8. ¿Cómo se calcula el peso molecular del sulfato ferroso de fórmula FeSO₄?
   
9. ¿Cómo se calcula el peso molecular del ácido sulfúrico H₂SO₄?
   
10. ¿Cómo se calcula el peso molecular del cloruro de sodio NaCl?

Nota: para realizar los ejercicios 8, 9 y 10 tenga en cuenta los siguientes pesos atómicos:

Elemento	Símbolo	Peso atómico en gr/mol
Hierro	Fe	56
Azufre	S	32
Oxígeno	O	16
Hidrógeno	H	1
Sodio	Na	23
Cloro	Cl	35.5

Lectura 11: NUESTRO ORGANISMO TODO UN LABORATORIO

El organismo humano es todo un verdadero laboratorio. Allí se llevan a cabo numerosas reacciones químicas de todo tipo;

El estómago como muchos otros órganos; Durante el siglo XVIII, muchos investigadores afirmaban que el estómago tenía una actividad meramente física; otros decían que su función era química; el investigador italiano Lázaro Spallanzani realizo los primeros ensayos para dar fin a esta polémica.

Uno de sus ensayos consistió en construir una pequeña jaula de alambre, dentro de la cual coloco un trozo de carne. Luego, ato la canasta a un cordón y la deglutió, dejándola durante algún tiempo en el estómago. Posteriormente saco la jaula tirando del hilo encontrando que la carne se había disuelto; confirmando que un proceso químico.

Sin embargo spallanzani deseaba obtener el jugo gástrico para sus investigaciones; efectuó el mismo ensayo, pero reemplazo el trozo de carne por una esponja. Una vez recuperada la esponja, extrajo el jugo gástrico de ella y lo puso en un recipiente de vidrio que contenía un trozo de carne; luego lo calentó bajo su axila para lograr la misma temperatura del cuerpo observó entonces cómo la carne se disolvía debido a la acción del jugo gástrico.

En otro ensayo hizo ingerir a unas gallinas, pequeñas bolas de plomo que extraía posteriormente del estómago de los animales, observando que la forma de estas esferas había cambiado, eran más achatadas. Esto lo llevó a pensar que habían sufrido una presión considerable y que por lo tanto en la digestión se presentaban fenómenos físicos y químicos. Estos experimentos se convirtieron en el camino que tomaron posteriores investigadores y qué aclararon los procesos de la digestión. Gracias a estos estudios sabemos hoy en día que el estómago posee numerosas glándulas localizadas en la mucosa que lo tapizan interiormente y que producen el jugo gástrico.

El ácido clorhídrico es un ácido inorgánico y tiene gran importancia en el proceso de la digestión. Es el encargado de ablandar las proteínas e iniciar el proceso de inversión de la sacarosa y de la leche coagulada. Favorece la acción de la pepsina, enzima que solo actúa en medio ácido. La alta acidez que llega a alcanzar en el estómago un PH entre 1-2, ejerce una acción bactericida sobre los numerosos microorganismos ingeridos en la comida y de esta forma son destruidos en el estómago.

Debido a la fuerte acción del ácido clorhídrico, el estómago está recubierto por una capa de mucus que lo protege de su acción. Cuando este mucus sufre algún daño, el ácido actúa directamente sobre la pares produciendo una herida difícil de cicatrizar Que en ocasiones se infecta formando la úlcera gástrica.

Para tratar esta enfermedad existen algunos medicamentos, llamados antiácidos, que evitan la irritación de la úlcera y alivian el dolor. Este efecto se debe a una reacción química de neutralización. Es decir, el medicamento contiene sustancias de carácter básico que neutralizan el ácido clorhídrico del jugo gástrico. Algunos de estos antiácidos son, AI(OH)₃(hidróxido de aluminio) o Mg(OH)₂(hidróxido de magnesio) que producen la siguiente reacción al interior del estómago:

Al(OH)3	+	3HCl	→	AlCl3	+	3H20
hidróxido de aluminio		Ácido clorhídrico		Cloruro de aluminio		Agua

Taller de lectura 11:
Según la lectura Nuestro organismo, responda las siguientes preguntas:

1. En qué consistió el primer experimento o ensayo de Lázaro Spallanzani para demostrar la actividad química en el estómago.
   
2. Qué fin tenía el experimento de la esponja.
   
3. Que se pudo demostrar con el experimento de las gallinas.
   
4. Que es el ácido Clorhídrico y de que se encarga en el estómago.
   
5. Que acción ejerce en el estómago el ácido clorhídrico por su alta acides.
   
6. Como se forma la ulcera gástrica
   
7. Cuáles son los medicamentos usados para evitar la irritación y dolor de ulcera.
   
8. Que sustancias debe tener 1 antiácido para neutralizar los ácidos estomacales.
   
9. Cuáles son los hidróxidos empleados como antiácidos.
   
10. Escriba la ecuación química que representa la reacción de neutralización en el interior del estómago.
    
11. Como se comprobó que en el estómago se llevan a cabo procesos físicos y químicos.
    
12. Que se sabe hoy en día del estómago según los experimentos.
    
13. Que entiende por la palabra antiácidos.
    
14. Que entiende por la palabra Bactericida.
    
15. Porque considera que el título de la lectura es "NUESTRO ORGANISMO TODO UN LABORATORIO"

Lectura 10: ECUACIONES Y REACCIONES QUÍMICAS

¿Qué es una reacción química?

Una reacción química se define como el proceso en el que dos o más sustancias, denominadas reactivos, se unen químicamente para formar otras nuevas, denominadas productos. Por ejemplo: en la combustión, hay una reacción química entre un material combustible con el oxígeno del aire para producir residuos de carbón, agua y gases.

Recuerda que en una reacción química siempre hay transformación de la materia, a diferencia de los cambios físicos.

¿Qué es una ecuación?

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. Veamos como ejemplo la electrólisis del agua:

Taller de lectura 10:

1. ¿A qué se define como reacción?
   
2. ¿Cuándo hay una combustión?
   
3. ¿Cuál es la característica más importante de una reacción química?
   
4. ¿Qué es una ecuación química?
   
5. ¿Cuáles son las partes que componen una ecuación química?
   
6. Escriba la ecuación que representa la electrólisis del agua, cuáles son sus reactivos y cuales sus productos.
   
7. Vuelva al taller 8. Según este taller, complete el siguiente cuadro, anotando los productos correspondientes.
   

   Reactivos				Productos
   Metal	+	oxígeno	→
   No metal	+	oxígeno	→
   No metal	+	hidrógeno	→
   Óxido básico	+	agua	→
   Óxido ácido	+	agua	→
   Metal	+	hidrógeno	→

8. La siguiente ecuación química representa la fotosíntesis.
   
   ¿Cuáles son los reactivos?
   ¿Cuáles son los productos?
   
9. La siguiente ecuación representa la respiración.
   
   ¿Cuáles son los reactivos?
   ¿Cuáles son los productos?
   
10. ¿Considera que la reacción química de la respiración es inversa a la de la fotosíntesis? ¿Por qué?
    
11. En las siguientes ecuaciones escriba cuales son los reactivos y cuales los productos, de acuerdo al siguiente ejemplo:
    Ejemplo: C + O₂ → CO₂
    Los reactivos son carbono y oxígeno
    El producto es dióxido de carbono
    • Fe + O₂ → Fe₂O₃
      
    • Fe₂O₃ + H₂O → Fe(OH)₃
      
    • N₂O₃ + H₂O → HNO₃
      
    • Cl₂ + H₂ → HCl
      
    • HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Lectura 9: Números de Oxidación

¿Cuáles son los números oxidación?

Son cargas eléctricas que se le asignan un átomo o grupo de ellos, de acuerdo a unas reglas que las determinan. Esas cargas tienen que ver con el número de electrones que ganan o pierden cuando reaccionan

RECUERDA: la importancia de este tema está en que de acuerdo a las cargas eléctricas se pueden formar los compuestos. Es decir, que no cualquier compuesto puede existir ya que tiene que cumplir con algunas leyes químicas.

Las normas para determinar los números de oxidación son las siguientes:

El número de oxidación de un átomo en su estado libre es cero (igual numero de cargas positivas y negativas) La suma de las cargas de todos los átomos de un compuesto es cero El oxígeno en la mayoría de los compuestos trabaja con -2 y el hidrogeno con + 1 En un compuesto el elemento con carga negativa se coloca al lado derecho de la fórmula Veamos ejemplos: Na+1Cl−1 → Una carga positiva y otra negativa su suma es igual a cero (igual numero de cargas positivas y negativas) Fe0 → Elemento en estado libre tiene carga eléctrica de cero Cu+2O−2 → Dos cargas positivas y dos negativas su suma es igual a cero (igual numero de cargas positivas y negativas)

¿A qué se le conoce como iones?

Son átomos o grupos de átomos que presentan carga eléctrica diferente de cero, cuando ganan o pierden electrones. El elemento cuando pierde un electrón queda cargado positivamente y se denomina catión, mientras que el que lo adquiere se carga negativamente y se le denomina anión. Veamos un ejemplo: Na+1 → Ión de sodio CATIÓN Cl−1 → Ión de cloro ANIÓN

Taller de lectura 9:

1. ¿Qué es un número de oxidación?
   
2. ¿Con qué aspecto tienen que ver los números de oxidación?
   
3. ¿Cuál es la importancia que tienen los números de oxidación?
   
4. Escriba las cuatro normas para determinar los números de oxidación.
   
5. Según las normas escritas es su cuaderno, ¿Qué número de oxidación lleva el elemento que acompaña al oxígeno en los siguientes compuestos químicos?
   

   NOTA: recuerde que si el oxígeno tiene -2 el otro debe llevar un número que al sumar con ese menos dos, el resultado obtenido sea cero.

   Ca+2O−2

   MgO

   ZnO

   PbO

   Fe O

   Cu O

   En caso de que la fórmula de la molécula tenga un subíndice como por ejemplo: Li O₂, el oxigeno lleva -2 y el Litio +1 ya que al multiplicar y sumar los números de oxidación en la molécula da cero.

   
   2x1 del litio da dos y menos dos del oxígeno = Cero
   
6. Asigne los números de oxidación a las fórmulas químicas de los siguientes óxidos
   

   Li2O

   Na2O

   K2O

   Cu2O

   Ag2O

   RECUERDE: los óxidos son combinaciones del oxígeno con otros elementos.

   Cuando tenga fórmulas químicas de compuestos con otros subíndices haga lo mismo. Asigne primero el número de oxidación del oxígeno (menos dos (-2)) y luego busque un número que al multiplicar por el otro elemento y sumar con el menos dos del oxigeno todo de cero.
   Ejemplo: Asignar números de oxidación al óxido férrico Fe₂O₃.

   
   El hierro lleva tres que multiplicado por dos da seis y sumado con menos seis de oxigeno da cero.
   
   
7. Escriba los números de oxidación de los siguientes compuestos químicos representados mediante fórmulas.
   

   Fe2O3	A12O3	N2O5	I2O	I2O7	Cl2O3
   Cu2O	Au2O3	Cl2 O7	I2O3	C12O	Cl2O5
   CuO	N2O3	Br2O5	I2O5	Br2O7	Br2O3

   
   

8. ¿A qué tipo de función química pertenecen las anteriores fórmulas de compuestos químicos?

   a. Hidruros

   b. Ácidos

   c. Hidróxidos

   d. óxidos

   e. sales

   Los compuestos químicos llamados hidróxidos tienen en su formula un grupo de átomos llamados hidroxilo que se representan así (OH) y todo ese grupo hidroxilo lleva como numero de oxidación menos uno así (OH)⁻¹.
   En estas fórmulas también se debe buscar que la suma de cero así: Li⁺¹(OH)⁻¹.
   El (OH) lleva menos uno. Luego el litio llevara más uno, para que al sumar de cero
   

9. Escriba los números de oxidación a los metales que lleva la formula de los hidróxidos siguientes:
   

   Li(OH)	K(OH)	Ca (0H)2	Ba (OH) 2	Mg (OH) 2	Zn(OH) 2
   Al (0H) 3	Au (OH) 3	Fe (OH) 2	Fe (OH) 3	Cu (OH) 2	Cu (OH)

   Para asignar los números de oxidación a los Ácidos:
   

   RECUERDE: los ácidos están formados por Hidrógeno − Nometal − Oxígeno.

   Ejemplos:
   

   HNO3	H2SO4	H3PO4
   Ácido Nítrico	Ácido Sulfúrico	Ácido Fosfórico

   Para asignar los números de oxidación a los ácidos siga las siguientes introducciones:
   

   • primero asigne -2 al oxígeno.
     
   • Luego +1 al hidrogeno y busque un número para el nometal, de manera que al sumar todo, de cero.

   Ejemplo: asignar números de oxidación al ácido nítrico HNO₃. En este caso, el número de oxidación del nitrógeno es +5, para que sumado con +1 del hidrógeno, menos seis del oxigeno, de cero.

   
10. Asigne los números de oxidación a las siguientes fórmulas químicas que representan ácidos:
    

    HNO3	HN02	H3PO3	H2S04	HClO3	HCLO
    HClO2	HBrO	HClO4	H2CO2	H2CO3	HBrO2

11. ¿Qué número de oxidación tienen los elementos en estado libre?
    
12. Asigne los números de oxidación a los siguientes elementos y escriba al frente el nombre:
    

    Pb

    Sb

    Hg

    Ag

    N2

    O2

    Cu

    Zn

    Mg

Lectura 8: Nomenclatura Química: Parte 2.

¿Qué significa nomenclatura?

En general, nomenclatura es una serie de reglas o normas para ordenar o nombrar una determinada situación, como las direcciones de las calles. Entonces, la nomenclatura química se encarga de asignar el nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos, con base en unas reglas determinadas y el grupo funcional al que pertenecen. Quien se encarga de colocar esas reglas es la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada)

Ácidos hidrácidos

HCl → Ácido clorhídrico	Es un gas incoloro de olor sofocante y de sabor ácido. Es venenoso para las plantas y los animales. Es indispensable en la digestión humana. Se usa para limpiar el hierro antes de galvanizarlo (técnica para obtener artícuos de hierro resistentes a la corrosión). Gracias a él se prepara el agua regia (sustancia capaz de disolver el oro.
H2S → Ácido Sulfhídrico	Es un gas incoloro de olor repugnante (huevo podrido y aguas termales que contengan azufre). Es venenoso para el hombre e insensibiliza el nervio olfativo. Lo encontramos como producto gaseoso en la descomposición de materia orgánica

Óxidos básicos

Fe2O3 → Óxido férrico	Ampliamente utilizado en la industria química como materia prima en la obtención de bases o hidróxidos. Gracias a él se producen innumerables colorantes utilizados en la fabricación de pinturas
Al2O3 → Óxido de aluminio	Se utiliza en la fabricación de materiales recubiertos para evitar la oxidación. Es materia prima para fabricar hidróxido de calcio

Óxidos ácidos

CO → Monóxido de carbono	Es un gas tóxico, inodoro e incoloro. Cuando se mezcla con la hemoglobina de la sangre, impide el transporte de oxígenoa los glóbulos rojos, produciendo la muerte por cianosis(deficiencia de oxígeno) Se obtiene como producto de las combustiones incompletas, especialmente en los carros cuyo motor está en mal estado. es uno de los mayores contaminantes de la atmósfera
SiO2 → Óxido de silicio (sílice)	Lo encontramos en la naturaleza en diferentes formas. Es transparente y de alta dureza; se emplea en la fabricación de lentes En estado amorfo se encuentra como ágata, jaspe y ónix

Hidróxidos

NaOH → Hidróxido de sodio	Conocido también como soda cáustica. Se utiliza en la fabricación de jabones y en la refinación del petróleo. Es tóxico y corrosivo. Destruye la piel y la lana
Mg(OH)2 → Hidróxido de magnesio	Es la materia prima para la fabricación de la leche de magnesia, utilizada contra la acidez estomacal. En algunas ocaciones se mezcla con hidróxido de aluminio Al(OH)3, en medicamentos conocidos comercialmente como mylanta, pepsamar, malox, etc.

Oxácidos

HNO3 → Ácido nítrico	Líquido higroscópico (absorbe la humedad) Es corrosivo y sobre la piel produce quemaduras Muy utilizado en la industria para la limpieza de metales
H2SO4 → Ácido sulfúrico	Es un líquido oleaginoso, pesado, incoloro y venenoso. Produce quemaduras sobre la piel, quema el papel y las fibras de los tejidos. Se emplea en la fabricación de abonos, en la refinación del petróleo y como deshidratante

Sales

NaHCO3 → Bicarbonato de sodio	Se utiliza en medicina como antiácido en tabletas de alkaseltzer y sal de frutas Es la materia prima en la fabricación de extintores. Se utiliza en la fabricación de productos para hornear, limpiar y brillar.
CaSO4 → Sulfato de calcio	Se conoce más con el nombre de yeso. Si se moja se convierte en una masa fácil de moldear que al secarse, cristaliza volviéndose dura. En medicina se utiliza para inmovilizar la parte del cuerpo queesté fracturada

Taller de lectura 8:
La nomeclatura es la forma de nombrar los compuestos. En química inorgánica existen las funciones hidruro, hidrácido, óxido, hidróxido, oxácido y sal.

1. Escriba el nombre de las seis funciones de la química inorgánica.
   
2. Escriba la fórmula del hidróxido de sodio y en que se usa ampliamente.
   
3. Escriba la fórmula del acido clorhídrico, en que es indispensable, que se prepara con él y para que se usa.
   
4. ¿A qué huele el acido sulfhídrico y en dónde se encuentra?
   
5. ¿Para qué se emplea el óxido férrico? Eescriba la fórmula.
   
6. ¿Para quése usa el óxido de aluminio? Escriba la fórmula.
   
7. ¿Qué ocurre cuando se mezcla monóxido de carbono con sangre?
   
8. ¿Por qué el CO (Monóxido de carbono) es uno de los mayores contaminantes atmosféricos?
   
9. Escriba la fórmula de óxido de silicio, en que se emplea y como se encuentra en estado amorfo.
   
10. ¿Qué otro nombre recibe el hidróxido de sodio, escriba la fórmula química y a que grupo funcional pertenece?
    
11. ¿En qué se utiliza el hidróxido de sodio?
    
12. ¿En qué se emplea el hidróxido de magnesio? Escriba su fórmula.
    
13. Escriba como se forma un oxácido.
    
14. Escriba la fórmula de ácido nítrico, para qué se utiliza y que indica la palabra higroscópica.
    
15. ¿Para qué se emplea el ácido sulfúrico cuál es su fórmula química y que produce su contacto con la piel?
    
16. ¿Cuáles son las propiedades físicas del ácido sulfúrico?
    
17. ¿En qué se usa el bicarbonato de sodio? Escriba 3 utilidades y su fórmula.
    
18. ¿Qué otro nombre tiene el sulfato de calcio y qué aplicaciones tiene?
    
19. ¿Como se forman las sales?
    
20. Escriba al frente de cada formula a qué función pertenece el compuesto. Por ejemplo: óxido, hidruro, hidróxido etc.
    

    CaO	HCl	Fe2 O2	HNO2	NaH	LiH
    CO	Na(OH)	K(OH)	H2SO4	CaSO4	NaCl

Lectura 7: Nomenclatura Química: Parte 1.

¿Qué necesito saber para estudiar nomenclatura inorgánica? Para comenzar, debes tener claros los conceptos de grupo funcional y función química	Grupo Funcional: es el átomo o grupo de átomos que determinan las características de un compuesto.
	Función Química: es el conjunto de propiedades que caracterizan a una serie de compuestos y que los hacen diferentes en su comportamientoa los demás compuestos.

Taller de lectura 7:
La nomeclatura es la forma de nombrar los compuestos. En química inorgánica existen las funciones hidruro, hidrácido, óxido, hidróxido, oxácido y sal.

1. ¿Qué se necesita para saber estudiar nomenclatura inorgánica?
   
2. ¿Qué es un grupo funcional?
   
3. ¿Qué es una función química?
   
4. Nombre las seis funciones que existen en química inorgánica

Responda las preguntas restantes con base en el diagrama.

5. ¿Cuáles son las dos principales clases de elementos químicos?
   
6. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los elementos metales con hidrógeno?
   
7. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los elementos No-metales con hidrógeno?
   
8. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los elementos metales con oxígeno?
   
9. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los elementos No-metales con oxígeno?
   
10. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los óxidos básicos con agua?
    
11. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los óxidos ácidos con agua?
    
12. ¿Qué compuestos se forman cuando reaccionan los hidróxidos con los oxácidos?
    
13. Nombre los dos tipos de compuestos que se pueden obtener a partir de elementos metales
    
14. Nombre los dos tipos de compuestos que se pueden obtener a partir de elementos No-metales

Cuando reacciona un metal con hidrógeno, se forma un hidruro. La reacción se puede representar de la siguiente manera: Metal + Hidrógeno → Hidruro

Con base en lo anterior, represente las siguientes reacciones:

15. Reaccion de:
    
    1. Metal con hidrógeno
       
    2. No-metal con hidrógeno
       
    3. Metal con oxígeno
       
    4. No-metal con oxígeno
       
    5. Óxido básico con agua
       
    6. Óxido ácido con agua
       
    7. Hidróxido con oxácido
       

Lectura 6: Las Representaciones Químicas

Una fórmula química es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que hacen parte de un compuesto.

En una fórmula química, los elementos pueden ir acompañados de un subíndice en la parte derecha, que indica el número de átomos que hay en la molécula, así:

H2O →	La molécula de agua está formada por 2 átomos de hidrógeno (H) y un átomo de oxígeno (O)
H2SO4 →	La molécula de ácido sulfúrico está formada por 2 átomos de hidrógeno (H), un átomo de azufre (S) y 4 átomos de oxígeno (O)

Algunos tipos de fórmulas son: Empírica o mínima, molecular y estructural.

La Fórmula empírica se obtiene experimentalmente, e indica la mínima relación que puede existir entre los átomos de un compuesto. Ejemplo: en el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) (H2O2) la fórmula mínima es HO ya que la mínima relación entre los dos átomos que forman la molécula es uno a uno (1:1)

La Fórmula molecular expresa la cantidad real de átomos que posee una molécula. Por ejemplo, C6H12O6

La fórmula estructural muestra la distribución espacial de los átomos en la molécula, así: CH4 →

Compuesto	Fórmula molecular	Fórmula mínima	Fórmula estructural
Acetileno	C2H2	CH	H — C ≡ C — H
Dióxido de carbono	CO2	CO2	O = C = O

Taller de lectura 6:

1. ¿Cómo se define una fórmula química?
   
2. ¿Qué indica el subíndice de la parte derecha en una fórmula química?
   
3. Según lo anterior, ¿Cuántos átomos de hidrógeno y de oxígeno hay en una molécula de agua?
   
4. ¿Cuántos átomos de cada elemento hay en las siguientes fórmulas químicas? (complete la tabla)
   

   Nombre	Fórmula	Número de átomos que lo componen
   Ácido sulfúrico	H2SO4	2 átomos de hidrógeno, 1 átomo de azufre, 4 átomos de oxígeno
   Ácido nítrico	HNO3	.
   Metano	CH4	.
   Alcohol etílico	C2H5OH	.
   Sulfato de magnesio	MgSO4	.

En la fórmula de un compuesto químico, si aparece un número que la antecede,este se llama coeficiente. Por ejemplo, 3H₂SO₃ el número 3 es el coeficiente y para saber cuantos átomos hay,se multiplica el 3 por cada uno de los subíndices. Así tendríamos:

3 × 2 = 6 átomos de hidrógeno 3 × 1 = 3 átomos de azufre 3 × 3 = 9 átomos de oxígeno

5. Según la explicación anterior, ¿Cuántos átomos de cada elemento hay en las siguientes fórmulas?
   
   1. 4HNO₃
      
   2. 5CH₄
      
   3. 3C₂H₅OH
      
6. ¿Qué indica una fórmula empírica?
   
7. ¿A qué se refiere la fórmula molecular?
   
8. ¿Qué indica una fórmula estructural?
   
9. Escriba las fórmulas estructurales del acetileno y del dióxido de carbono